Кислотно-щелочная реакция

Химическая реакция между кислотой и основанием

Видеозапись реакции между газообразной соляной кислотой и аммиаком (щелочь), в результате которой образуется белый хлорид аммония

В химии кислотно -основная реакция — это химическая реакция , которая происходит между кислотой и основанием . Она может быть использована для определения pH с помощью титрования . Несколько теоретических основ предоставляют альтернативные концепции механизмов реакции и их применения для решения связанных проблем; они называются кислотно-основными теориями, например, кислотно-основная теория Бренстеда–Лоури .

Их важность становится очевидной при анализе кислотно-основных реакций для газообразных или жидких видов, или когда кислотный или основной характер может быть несколько менее очевиден. Первая из этих концепций была представлена ​​французским химиком Антуаном Лавуазье около 1776 года. ^[1]

Важно рассматривать модели кислотно-основных реакций как теории, которые дополняют друг друга. ^[2] Например, текущая модель Льюиса имеет самое широкое определение того, что такое кислота и основание, при этом теория Бренстеда-Лоури является подмножеством того, что такое кислоты и основания, а теория Аррениуса является наиболее ограничительной.

Определения кислотно-щелочных отношений

Историческое развитие

Концепция кислотно-щелочной реакции была впервые предложена в 1754 году Гийомом-Франсуа Руэлем , который ввел в химию слово « основание » для обозначения вещества, которое реагирует с кислотой, образуя твердую форму (в виде соли). Основания в основном горькие по своей природе. ^[3]

Кислородная теория кислот Лавуазье

Первая научная концепция кислот и оснований была представлена ​​Лавуазье около 1776 года. Поскольку знания Лавуазье о сильных кислотах в основном ограничивались оксокислотами , такими как HNO ₃ ( азотная кислота ) и H ₂ SO ₄ ( серная кислота ), которые, как правило, содержат центральные атомы в высоких степенях окисления, окруженные кислородом, и поскольку он не был знаком с истинным составом галогеноводородных кислот ( HF , HCl , HBr и HI ), он определил кислоты с точки зрения содержащегося в них кислорода , который он фактически назвал от греческих слов, означающих «кислотообразующий» (от греческого ὀξύς (oxys)  «кислый, острый» и γεινομαι (geinomai)  «порождать»). Определение Лавуазье продержалось более 30 лет, до статьи 1810 года и последующих лекций сэра Гемфри Дэви , в которых он доказал отсутствие кислорода в сероводороде ( H ₂ S ), теллуриде водорода ( H ₂ Te ) и галогеноводородных кислотах . Однако Дэви не удалось разработать новую теорию, заключив, что «кислотность зависит не от какого-либо конкретного элементарного вещества, а от особого расположения различных веществ». ^[4] Одно из заметных изменений кислородной теории было сделано Йенсом Якобом Берцелиусом , который заявил, что кислоты являются оксидами неметаллов, а основания являются оксидами металлов.

Водородная теория кислот Либиха

В 1838 году Юстус фон Либих предположил, что кислота — это водородсодержащее соединение, водород которого может быть заменен металлом. ^{[5] [6] [7]} Это переопределение основывалось на его обширной работе по химическому составу органических кислот , завершив доктринальный сдвиг от кислот на основе кислорода к кислотам на основе водорода, начатый Дэви. Определение Либиха, хотя и полностью эмпирическое, использовалось в течение почти 50 лет до принятия определения Аррениуса. ^[8]

Определение Аррениуса

Сванте Аррениус

Первое современное определение кислот и оснований на молекулярном уровне было разработано Сванте Аррениусом . ^{[9] [10]} Водородная теория кислот возникла в результате его совместной с Фридрихом Вильгельмом Оствальдом работы 1884 года по установлению присутствия ионов в водном растворе и привела к получению Аррениусом Нобелевской премии по химии в 1903 году.

Согласно определению Аррениуса:

• Кислота Аррениуса — это вещество, которое ионизируется в воде с образованием ионов водорода ( H ⁺ ); ^[11] то есть кислота увеличивает концентрацию ионов H ⁺ в водном растворе.

Это вызывает протонирование воды или создание иона гидроксония ( H ₃ O ⁺ ). ^{[примечание 1]} Таким образом, в наше время символ H ⁺ интерпретируется как сокращение от H ₃ O ⁺ , поскольку теперь известно, что голый протон не существует в виде свободной формы в водном растворе. ^[14] Это форма, которая измеряется индикаторами pH для измерения кислотности или основности раствора.

• Основание Аррениуса — это вещество, которое диссоциирует в воде с образованием гидроксид-ионов ( ОН− ⁾ ; то есть основание увеличивает концентрацию ОН ^−- ионов в водном растворе.

Определения кислотности и щелочности Аррениуса ограничены водными растворами и недействительны для большинства неводных растворов, и относятся к концентрации ионов растворителя. Согласно этому определению, чистые H ₂ SO ₄ и HCl, растворенные в толуоле, не являются кислотными, а расплавленный NaOH и растворы амида кальция в жидком аммиаке не являются щелочными. Это привело к разработке теории Бренстеда-Лоури и последующей теории Льюиса для учета этих неводных исключений. ^[15]

Реакция кислоты с основанием называется реакцией нейтрализации . Продуктами этой реакции являются соль и вода. $${\displaystyle {\text{acid}}\ +\ {\text{base}}\ \longrightarrow \ {\text{salt}}\ +\ {\text{water}}}$$

В этом традиционном представлении реакция кислотно-щелочной нейтрализации формулируется как реакция двойного замещения . Например, реакция соляной кислоты (HCl) с растворами гидроксида натрия (NaOH) дает раствор хлорида натрия (NaCl) и некоторые дополнительные молекулы воды. $${\displaystyle {\ce {HCl_{(aq)}{}+ NaOH_{(aq)}-> NaCl_{(aq)}{}+ H2O}}}$$

Модификатор ( aq ) в этом уравнении подразумевался Аррениусом, а не был включен явно. Он указывает на то, что вещества растворены в воде. Хотя все три вещества, HCl, NaOH и NaCl, способны существовать в виде чистых соединений, в водных растворах они полностью диссоциируют на водные ионы H ⁺ , Cl ⁻ , Na ⁺ и OH ⁻ .

Пример: Разрыхлитель

Разрыхлитель используется для того, чтобы тесто для хлеба и тортов «поднялось» за счет создания миллионов крошечных пузырьков углекислого газа . Разрыхлитель не следует путать с пищевой содой , которая представляет собой гидрокарбонат натрия ( NaHCO3 ). Разрыхлитель представляет собой смесь пищевой соды ( _{гидрокарбоната} натрия) и кислых солей. Пузырьки образуются, потому что при смешивании разрыхлителя с водой гидрокарбонат натрия и кислые соли вступают в реакцию, в результате чего образуется газообразный углекислый газ .

Независимо от того, приготовлены ли они коммерчески или в домашних условиях, принципы, лежащие в основе рецептур пекарского порошка, остаются теми же. Реакцию кислоты и основания можно в общем виде представить следующим образом: ^[16]

$${\displaystyle {\ce {NaHCO3 + H+ -> Na+ + CO2 + H2O}}}$$

Реальные реакции сложнее, потому что кислоты сложные. Например, начиная с бикарбоната натрия и монокальцийфосфата ( Ca(H ₂ PO ₄ ) ₂ ), реакция производит диоксид углерода по следующей стехиометрии : ^[17]

$${\displaystyle {\ce {14 NaHCO3 + 5 Ca(H2PO4)2 -> 14 CO2 + Ca5(PO4)3OH + 7 Na2HPO4 + 13 H2O}}}$$

Монокальцийфосфат («МЦП») — распространенный кислотный компонент в составе бытовых разрыхлителей.

Типичная формула (по весу) может включать 30% бикарбоната натрия, 5–12% монокальцийфосфата и 21–26% сульфата алюминия и натрия . В качестве альтернативы, коммерческий разрыхлитель может использовать пирофосфат натрия в качестве одного из двух кислотных компонентов вместо сульфата алюминия и натрия. Другой типичной кислотой в таких формулах является винный камень ( KC ₄ H ₅ O ₆ ), производное винной кислоты . ^[17]

Определение Бренстеда–Лоури

Определение Бренстеда–Лоури, сформулированное в 1923 году независимо Иоганном Николаусом Бренстедом в Дании и Мартином Лоури в Англии ^{[18] [19]} , основано на идее протонирования оснований посредством депротонирования кислот, то есть способности кислот «отдавать» ионы водорода ( H ⁺ ) – также известные как протоны  – основаниям, которые их «принимают». ^{[20] [примечание 2]}

Кислотно-основная реакция, таким образом, представляет собой удаление иона водорода из кислоты и его добавление к основанию. ^[21] Удаление иона водорода из кислоты производит его сопряженное основание , которое является кислотой с удаленным ионом водорода. Принятие протона основанием производит его сопряженную кислоту , которая является основанием с добавленным ионом водорода.

В отличие от предыдущих определений, определение Бренстеда–Лоури не относится к образованию соли и растворителя, а вместо этого к образованию сопряженных кислот и сопряженных оснований , получаемых путем переноса протона от кислоты к основанию. ^{[11] [20]} В этом подходе кислоты и основания принципиально отличаются по поведению от солей, которые рассматриваются как электролиты, подчиняющиеся теориям Дебая , Онзагера и других. Кислота и основание реагируют не с образованием соли и растворителя, а с образованием новой кислоты и нового основания. Таким образом, понятие нейтрализации отсутствует. ^[4] Поведение кислоты и основания Бренстеда–Лоури формально не зависит от какого-либо растворителя, что делает его более всеобъемлющим, чем модель Аррениуса. Расчет pH в модели Аррениуса зависел от растворения щелочей (оснований) в воде ( водный раствор ). Модель Бренстеда–Лоури расширила возможности измерения pH с использованием нерастворимых и растворимых растворов (газообразных, жидких, твердых).

Общая формула кислотно-основных реакций согласно определению Бренстеда–Лоури выглядит следующим образом: где HA представляет кислоту, B представляет основание, BH ⁺ представляет сопряженную кислоту B, а A ⁻ представляет сопряженное основание HA. $${\displaystyle {\ce {HA + B -> BH+ + A-}}}$$

Например, модель Бренстеда–Лоури для диссоциации соляной кислоты (HCl) в водном растворе будет выглядеть следующим образом: $${\displaystyle {\underset {\text{acid}}{{\ce {HCl_{\,}}}}}\ +\ {\underset {\text{base}}{{\ce {H2O}}}}\quad {\ce {<=>}}\quad {\underset {{\text{conjugate }} \atop {\text{acid }}}{{\ce {H3O+}}}}\ +{\underset {{\text{conjugate}} \atop {\text{base}}}{{\ce {Cl_{\,}-}}}}}$$

Удаление H ⁺ из HCl дает хлорид- ион, Cl ⁻ , сопряженное основание кислоты. Добавление H ⁺ к H ₂ O (действующей как основание) образует ион гидроксония , H ₃ O ⁺ , сопряженную кислоту основания.

Вода амфотерна  , то есть может действовать как кислота и как основание. Модель Бренстеда-Лоури объясняет это, показывая диссоциацию воды на низкие концентрации гидроксония и гидроксид- ионов: $${\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}$$

Это уравнение показано на рисунке ниже:

Здесь одна молекула воды действует как кислота, отдавая ион H ⁺ и образуя сопряженное основание OH ⁻ , а вторая молекула воды действует как основание, принимая ион H ⁺ и образуя сопряженную кислоту H ₃ O ⁺ .

_{В качестве} примера действия воды как кислоты рассмотрим водный раствор пиридина C5H5N . $${\displaystyle {\ce {C5H5N + H2O <=> [C5H5NH]+ + OH-}}}$$

В этом примере молекула воды расщепляется на ион водорода, который отдается молекуле пиридина, и гидроксид-ион.

В модели Бренстеда–Лоури растворителем не обязательно должна быть вода, как того требует модель Аррениуса «кислота–основание». Например, рассмотрим, что происходит, когда уксусная кислота , CH ₃ COOH , растворяется в жидком аммиаке . $${\displaystyle {\ce {CH3COOH + NH3 <=> NH4+ + CH3COO-}}}$$

Ион H ⁺ удаляется из уксусной кислоты, образуя ее сопряженное основание, ацетатный ион, CH ₃ COO ⁻ . Присоединение иона H ⁺ к молекуле аммиака растворителя создает его сопряженную кислоту, ион аммония, NH+4.

Модель Бренстеда–Лоури называет водородсодержащие вещества (например, HCl ) кислотами. Таким образом, некоторые вещества, которые многие химики считали кислотами, такие как SO ₃ или BCl ₃ , исключены из этой классификации из-за отсутствия водорода. Гилберт Н. Льюис писал в 1938 году: «Ограничение группы кислот теми веществами, которые содержат водород, так же серьезно мешает систематическому пониманию химии, как ограничение термина окислитель веществами, содержащими кислород ». ^[4] Кроме того, KOH и KNH ₂ не считаются основаниями Бренстеда, а скорее солями, содержащими основания OH ₂ и NH⁻
₂.

определение Льюиса

Требование водорода Аррениуса и Бренстеда-Лоури было устранено определением кислотно-основных реакций Льюиса, разработанным Гилбертом Н. Льюисом в 1923 году ^[22] в том же году, что и Бренстед-Лоури, но оно не было разработано им до 1938 года. ^[4] Вместо определения кислотно-основных реакций в терминах протонов или других связанных веществ, определение Льюиса определяет основание (называемое основанием Льюиса ) как соединение, которое может отдавать электронную пару , а кислоту ( кислоту Льюиса ) как соединение, которое может принимать эту электронную пару. ^[23]

Например, трифторид бора , BF _{3 ,} является типичной кислотой Льюиса. Он может принимать пару электронов, поскольку имеет вакансию в своем октете . Ион фтора имеет полный октет и может отдавать пару электронов. Таким образом, это типичная реакция кислота Льюиса, основание Льюиса. Все соединения элементов группы 13 с формулой AX ₃ могут вести себя как кислоты Льюиса. Аналогично, соединения элементов группы 15 с формулой DY ₃ , такие как амины , NR ₃ , и фосфины , PR ₃ , могут вести себя как основания Льюиса. Аддукты между ними имеют формулу X ₃ A← DY ₃ с дативной ковалентной связью , символически показанной как ←, между атомами A (акцептор) и D (донор). Соединения группы 16 с формулой DX ₂ также могут действовать как основания Льюиса; таким образом, соединение типа эфира , R ₂ O , или тиоэфира , R ₂ S , может действовать как основание Льюиса. Определение Льюиса не ограничивается этими примерами. Например, оксид углерода действует как основание Льюиса, когда он образует аддукт с трифторидом бора, с формулой F ₃ B←CO . $${\displaystyle {\ce {BF3 + F- -> BF4-}}}$$

Аддукты, включающие ионы металлов, называются координационными соединениями; каждый лиганд отдает пару электронов иону металла. ^[23] Реакцию можно рассматривать как кислотно-основную реакцию, в которой более сильное основание (аммиак) заменяет более слабое (воду). $${\displaystyle {\ce {[Ag(H2O)4]+ + 2 NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4 H2O}}}$$

Определения Льюиса и Бренстеда–Лоури согласуются друг с другом, поскольку в обеих теориях реакция является кислотно-основной. $${\displaystyle {\ce {H+ + OH- <=> H2O}}}$$

Определение системы растворителей

Одним из ограничений определения Аррениуса является его зависимость от водных растворов. Эдвард Кертис Франклин изучал кислотно-основные реакции в жидком аммиаке в 1905 году и указал на сходство с теорией Аррениуса на основе воды. Альберт Ф. О. Германн , работающий с жидким фосгеном , COCl
₂, сформулировал теорию, основанную на растворителях, в 1925 году, тем самым обобщив определение Аррениуса, чтобы охватить апротонные растворители. ^[24]

Германн указал, что во многих растворах имеются ионы, находящиеся в равновесии с молекулами нейтральных растворителей:

• сольвониевые ионы : общее название для положительных ионов. Иногда их также называют сольвокислотами; ^[25] когда протонирован растворитель, они являются лиониевыми ионами .
• сольватные ионы : общее название для отрицательных ионов. Иногда их также называют сольватными основаниями; ^[25] при депротонировании растворителя они являются лиатными ионами .

Например, вода и аммиак подвергаются такой диссоциации на гидроксоний и гидроксид , а также аммоний и амид соответственно: $${\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {2 H2O}}&{\ce {\, <=> H3O+ + OH-}}\\[4pt]{\ce {2 NH3}}&{\ce {\, <=> NH4+ + NH2-}}\end{aligned}}}$$

Некоторые апротонные системы также подвергаются такой диссоциации, например, тетраоксид диазота на нитрозоний и нитрат , ^{[примечание 3]} трихлорид сурьмы на дихлорантимоний и тетрахлорантимонат, а фосген на хлоркарбоксоний и хлорид : $${\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {N2O4}}&{\ce {\, <=> NO+ + NO3-}}\\[4pt]{\ce {2 SbCl3}}&{\ce {\, <=> SbCl2+ + SbCl4-}}\\[4pt]{\ce {COCl2}}&{\ce {\, <=> COCl+ + Cl-}}\end{aligned}}}$$

Растворенное вещество, вызывающее увеличение концентрации сольвониевых ионов и уменьшение концентрации сольватных ионов, определяется как кислота . Растворенное вещество, вызывающее увеличение концентрации сольватных ионов и уменьшение концентрации сольвониевых ионов, определяется как основание .

Таким образом, в жидком аммиаке KNH ₂ (поставляющем NH−2) является сильным основанием, а NH ₄ NO ₃ (поставляющий NH+4) является сильной кислотой. В жидком диоксиде серы ( SO ₂ ) тионильные соединения (поставляющие SO ²⁺ ) ведут себя как кислоты, а сульфиты (поставляющие SO2−3) ведут себя как базы.

Неводные кислотно-основные реакции в жидком аммиаке аналогичны реакциям в воде: $${\displaystyle {\begin{aligned}{\underset {\text{base}}{{\ce {2 NaNH2}}}}+{\underset {{\text{amphiphilic}} \atop {\text{amide}}}{{\ce {Zn(NH2)2}}}}&\longrightarrow {\ce {Na2[Zn(NH2)4]}}\\[4pt]{\underset {\text{acid}}{{\ce {2 NH4I}}}}\ +\ {\ce {Zn(NH2)2}}&\longrightarrow {\ce {[Zn(NH3)4]I2}}\end{aligned}}}$$

Азотная кислота может быть основанием в жидкой серной кислоте: Уникальная сила этого определения проявляется при описании реакций в апротонных растворителях, например, в жидком N ₂ O ₄ : $${\displaystyle {\underset {\text{base}}{{\ce {HNO3}}}}+{\ce {2 H2SO4 -> NO2+ + H3O+ + 2 HSO4-}}}$$

$${\displaystyle {\underset {\text{base}}{{\ce {AgNO3}}}}+{\underset {\text{acid}}{{\ce {NOCl_{\ }}}}}\longrightarrow {\underset {\text{solvent}}{{\ce {N2O4}}}}+{\underset {\text{salt}}{{\ce {AgCl_{\ }}}}}}$$

Поскольку определение системы растворителя зависит как от растворенного вещества, так и от самого растворителя, конкретное растворенное вещество может быть либо кислотой, либо основанием в зависимости от выбора растворителя: HClO ₄ является сильной кислотой в воде, слабой кислотой в уксусной кислоте и слабым основанием во фторсульфоновой кислоте; эта характеристика теории рассматривалась как сильная и слабая сторона, поскольку некоторые вещества (такие как SO ₃ и NH ₃ ) рассматривались как кислотные или основные сами по себе. С другой стороны, теория системы растворителя подвергалась критике как слишком общая, чтобы быть полезной. Кроме того, считалось, что в водородных соединениях есть что-то изначально кислотное, свойство, не свойственное неводородным солям сольвония. ^[4]

Определение Lux–Flood

Эта кислотно-основная теория была возрождением кислородной теории кислот и оснований, предложенной немецким химиком Германом Люксом ^{[27] [28]} в 1939 году, улучшенной Хоконом Флудом около  1947 года ^[29] и до сих пор используемой в современной геохимии и электрохимии расплавленных солей . Это определение описывает кислоту как акцептор оксид-иона ( O ²⁻ ), а основание как донор оксид-иона. Например: ^[30] $${\displaystyle {\begin{array}{ccccl}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {MgO}}&+&{\ce {CO2}}&\longrightarrow &{\ce {MgCO3}}\\[4pt]{\ce {CaO}}&+&{\ce {SiO2}}&\longrightarrow &{\ce {CaSiO3}}\\[4pt]{\ce {NO3-}}&+&{\ce {S2O7^2-}}\!\!&\longrightarrow &{\ce {NO2+ + 2 SO4^2-}}\end{array}}}$$

Эта теория также полезна при систематизации реакций соединений благородных газов , особенно оксидов ксенона, фторидов и оксофторидов. ^[31]

Определение Усановича

Михаил Усанович разработал общую теорию, которая не ограничивает кислотность водородсодержащими соединениями, но его подход, опубликованный в 1938 году, был даже более общим, чем теория Льюиса. ^[4] Теорию Усановича можно обобщить как определение кислоты как всего, что принимает отрицательные виды или отдает положительные, а основания — как обратного. Это определило концепцию окислительно -восстановительных реакций как частный случай кислотно-основных реакций.

Вот некоторые примеры кислотно-основных реакций Усановича: $${\displaystyle {\begin{array}{ccccll}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {Na2O}}&+&{\ce {SO3}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ SO4^{2}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {O^{2}-}}{\text{anion)}}\\[4pt]{\ce {3(NH4)2S}}&+&{\ce {Sb2S5}}&\longrightarrow &{\ce {6NH4+{}+\ 2SbS4^{3}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {3S^{2}-}}{\text{ anions)}}\\[4pt]{\ce {2Na}}&+&{\ce {Cl2}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ 2Cl-}}&{\text{(species exchanged: 2 electrons)}}\end{array}}}$$

Обоснование силы кислотно-основных взаимодействий Льюиса

Теория HSAB

В 1963 году Ральф Пирсон предложил качественную концепцию, известную как принцип жестких и мягких кислот и оснований . ^[32] позже сделанную количественной с помощью Роберта Парра в 1984 году . ^{[33] [34]} «Жесткий» относится к видам, которые малы, имеют высокие зарядовые состояния и слабо поляризуются. «Мягкий» относится к видам, которые велики, имеют низкие зарядовые состояния и сильно поляризуются. Кислоты и основания взаимодействуют, и наиболее стабильными взаимодействиями являются жестко-жесткие и мягко-мягкие. Эта теория нашла применение в органической и неорганической химии.

модель ECW

Модель ECW, созданная Расселом С. Драго, является количественной моделью, которая описывает и предсказывает прочность взаимодействий кислоты и основания Льюиса, −Δ H . ​​Модель назначает параметры E и C многим кислотам и основаниям Льюиса. Каждая кислота характеризуется E _A и C _A . Каждое основание также характеризуется своими собственными E _B и C _B . Параметры E и C относятся, соответственно, к электростатическому и ковалентному вкладу в прочность связей, которые образуют кислота и основание. Уравнение имеет вид $${\displaystyle -\Delta H=E_{\rm {A}}E_{\rm {B}}+C_{\rm {A}}C_{\rm {B}}+W}$$

Термин W представляет собой постоянный энергетический вклад для реакции кислота-основание, такой как расщепление димерной кислоты или основания. Уравнение предсказывает изменение кислотных и основных сил. Графические представления уравнения показывают, что не существует единого порядка сил оснований Льюиса или кислот Льюиса. ^[35]

Кислотно-щелочное равновесие

Реакция сильной кислоты с сильным основанием по сути является количественной реакцией. Например, $${\displaystyle {\ce {HCl_{(aq)}{}+ Na(OH)_{(aq)}-> H2O + NaCl_{(aq)}}}}$$

В этой реакции ионы натрия и хлорида являются наблюдателями, поскольку реакция нейтрализации не включает их. Со слабыми основаниями добавление кислоты не является количественным, поскольку раствор слабого основания является буферным раствором . Раствор слабой кислоты также является буферным раствором. Когда слабая кислота реагирует со слабым основанием, образуется равновесная смесь. Например, аденин , обозначаемый как AH, может реагировать с ионом гидрофосфата , HPO $${\displaystyle {\ce {H + OH- -> H2O}}}$$2−4. $${\displaystyle {\ce {AH + HPO4^2- <=> A- + H2PO4-}}}$$

Константу равновесия этой реакции можно вывести из констант кислотной диссоциации аденина и дигидрофосфат-иона. $${\displaystyle {\begin{aligned}\left[{\ce {A-}}\right]\!\left[{\ce {H+}}\right]&=K_{a1}{\bigl [}{\ce {AH}}{\bigr ]}\\[4pt]\left[{\ce {HPO4^2-}}\right]\!\left[{\ce {H+}}\right]&=K_{a2}\left[{\ce {H2PO4-}}\right]\end{aligned}}}$$

Обозначение [X] означает «концентрацию X». Если объединить эти два уравнения, исключив концентрацию ионов водорода, получится выражение для константы равновесия K. $${\displaystyle \left[{\ce {A-}}\right]\!\left[{\ce {H2PO4-}}\right]=K{\bigl [}{\ce {AH}}{\bigr ]}\!\left[{\ce {HPO4^2-}}\right];\quad K={\frac {K_{a1}}{K_{a2}}}}$$

Кислотно-щелочная реакция

Реакция кислота-щелочь является частным случаем реакции кислота-основание, где используемое основание также является щелочью . Когда кислота реагирует с солью щелочного металла (гидроксидом металла), продуктом является соль металла и вода. Реакции кислота-щелочь также являются реакциями нейтрализации .

В общем случае кислотно-щелочные реакции можно упростить до

${\displaystyle {\ce {OH_{(aq)}- + H+_{(aq)}-> H2O}}}$

исключая ионы-зрители .

_{Кислоты —} это в целом чистые вещества, которые содержат катионы водорода ( H ⁺ ) или вызывают их образование в растворах. Соляная кислота ( HCl ) и серная кислота ( H2SO4 ) — _{типичные} примеры. В воде они распадаются на ионы:

${\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {HCl}}&\longrightarrow {\ce {H_{(aq)}+ {}+ Cl_{(aq)}-}}\\[4pt]{\ce {H2SO4}}&\longrightarrow {\ce {H_{(aq)}+ {}+ HSO4_{\,(aq)}-}}\end{aligned}}}$

Щелочь распадается в воде, образуя растворенные гидроксид-ионы:

${\displaystyle {\ce {NaOH -> Na^+_{(aq)}{}+ OH_{(aq)}-}}}$.

Смотрите также

• Кислотно-основное титрование
• Депротонирование
• Номер донора
• Электронная конфигурация
• Метод Гутмана–Беккета
• структура Льюиса
• Нуклеофильное замещение
• Нейтрализация (химия)
• Протонирование
• Окислительно-восстановительные реакции
• Резонанс (химия)

Примечания

1. Более поздние рекомендации ИЮПАК теперь предлагают использовать новый термин «гидроксоний» ^[12] вместо старого принятого термина «оксоний» ^[13] для более четкой иллюстрации механизмов реакции, таких как те, которые определены в определениях Бренстеда-Лоури и растворителей, при этом определение Аррениуса служит простой общей схемой кислотно-основного характера. ^[11]
2. «Удаление и присоединение протона из ядра атома не происходит — для этого потребовалось бы гораздо больше энергии, чем требуется при диссоциации кислот».
3. Чистый N ₂ O ₄ не подвергается такому растворению. Однако он становится электропроводным при смешивании с поляризованным соединением, что, как полагают, соответствует установлению такого равновесия. ^[26]

Ссылки

1. Miessler & Tarr 1991, стр. 166 – Таблица открытий приписывает Антуану Лавуазье первого, кто сформулировал научную теорию в отношении оксикислот .
2. Paik, Seoung-Hey (2015). «Понимание взаимосвязи между теориями Аррениуса, Бренстеда–Лоури и Льюиса». Журнал химического образования . 92 (9): 1484–1489. Bibcode : 2015JChEd..92.1484P. doi : 10.1021/ed500891w.
3. Дженсен, Уильям Б. (2006). «Происхождение термина «база»". Журнал химического образования . 83 (8): 1130. Bibcode : 2006JChEd..83.1130J. doi : 10.1021/ed083p1130.
4. Холл, Норрис Ф. (март 1940 г.). «Системы кислот и оснований». Журнал химического образования . 17 (3): 124–128. Bibcode : 1940JChEd..17..124H. doi : 10.1021/ed017p124.
5. Мисслер и Тарр 1991
6. Мейерс 2003, стр. 156
7. Miessler & Tarr 1991, стр. 166 – таблица открытий приписывает публикацию Юстуса фон Либиха как 1838 год
8. Финстон и Рихтман 1983, стр. 140–146.
9. Мисслер ГЛ и Тарр Д.А. Неорганическая химия (2-е изд., Prentice-Hall 1999) стр. 154 ISBN 0-13-841891-8 
10. Whitten KW, Galley KD и Davis RE Общая химия (4-е изд., Saunders 1992) стр. 356 ISBN 0-03-072373-6 
11. Miessler & Tarr 1991, стр. 165
12. Мюррей, Кермит К.; Бойд, Роберт К.; Эберлин, Маркос Н.; Лэнгли, Г. Джон; Ли, Лян; Найто, Ясухидэ (июнь 2013 г.) [2006]. «Стандартное определение терминов, относящихся к рекомендациям по масс-спектрометрии» (PDF) . Чистая и прикладная химия . 85 (7): 1515–1609. doi :10.1351/PAC-REC-06-04-06. S2CID  98095406. Архивировано (PDF) из оригинала 9 октября 2022 г.(В этом документе нет ссылки на исключение термина «оксоний», который также по-прежнему принимается, поскольку он остается в Золотой книге ИЮПАК, а вместо этого указывается предпочтение термину «гидроний».)
13. "oxonium ylides". IUPAC Compendium of Chemical Terminology (интерактивная версия) (ред. 2.3.3). Международный союз теоретической и прикладной химии. 2014. doi :10.1351/goldbook.O04379 . Получено 9 мая 2007 .
14. LeMay, Eugene (2002). Химия . Upper Saddle River, Нью-Джерси: Prentice-Hall. стр. 602. ISBN 978-0-13-054383-7.
15. "Теории кислот и оснований". www.chemguide.co.uk . Получено 18 апреля 2018 г. .
16. AJ Bent, ред. (1997). Технология приготовления тортов (6-е изд.). Springer. стр. 102. ISBN 9780751403497. Получено 12 августа 2009 г.
17. Джон Броди, Джон Годбер «Хлебопекарные процессы, химические разрыхлители» в Энциклопедии химической технологии Кирка-Отмера 2001, John Wiley & Sons. doi :10.1002/0471238961.0308051303082114.a01.pub2
18. Брёнстед, JN (1923). «Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen» [Некоторые наблюдения о понятии кислот и оснований]. Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas . 42 (8): 718–728. дои : 10.1002/recl.19230420815.
19. Лоури, ТМ (1923). «Уникальность водорода». Журнал Общества химической промышленности . 42 (3): 43–47. doi :10.1002/jctb.5000420302.
20. Miessler & Tarr 1991, стр. 167–169 – Согласно этой странице, первоначальное определение было таково: «кислоты имеют тенденцию терять протон».
21. Клейден и др. 2015, стр. 182–184.
22. Мисслер и Тарр 1991, стр. 166 – Таблица открытий указывает дату публикации/выпуска теории Льюиса как 1924 год.
23. Miessler & Tarr 1991, стр. 170–172.
24. Германн, Альберт ФО (6 октября 1925 г.). «Общая теория систем растворителей». Журнал Американского химического общества . 47 (10): 2461–2468. doi :10.1021/ja01687a006.
25. Гринвуд, Норман Н.; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов. Оксфорд: Pergamon Press . стр. 487. ISBN 978-0-08-022057-4.
26. Гринвуд, Норман Н.; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов. Оксфорд: Pergamon Press . стр. 525. ISBN 978-0-08-022057-4.
27. Франц, Х. (1966). «Растворимость водяного пара в расплавах щелочных боратов». Журнал Американского керамического общества . 49 (9): 473–477. doi :10.1111/j.1151-2916.1966.tb13302.x.
28. Люкс, Герман (1939).«Säuren» и «Basen» im Schmelzfluss: die Bestimmung. der Sauerstoffionen-Konzentration». Z. Elektrochem (на немецком языке). 45 (4): 303–309.
29. Флуд, Х.; Форланд, Т. (1947). «Кислотные и основные свойства оксидов». Acta Chemica Scandinavica . 1 (6): 592–604. doi : 10.3891/acta.chem.scand.01-0592 . PMID  18907702.
30. Драго, Рассел С.; Уиттен, Кеннет В. (1966). «Синтез оксигалогенидов с использованием расплавленных солевых сред». Неорганическая химия . 5 (4): 677–682. doi :10.1021/ic50038a038.
31. Гринвуд, Норман Н.; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов. Оксфорд: Pergamon Press . стр. 1056. ISBN 978-0-08-022057-4.
32. Пирсон, Ральф Г. (1963). «Жесткие и мягкие кислоты и основания». Журнал Американского химического общества . 85 (22): 3533–3539. doi :10.1021/ja00905a001.
33. Парр, Роберт Г.; Пирсон, Ральф Г. (1983). «Абсолютная твёрдость: сопутствующий параметр абсолютной электроотрицательности». Журнал Американского химического общества . 105 (26): 7512–7516. doi :10.1021/ja00364a005.
34. Pearson, Ralph G. (2005). "Химическая твердость и теория функционала плотности" (PDF) . Journal of Chemical Sciences . 117 (5): 369–377. CiteSeerX 10.1.1.693.7436 . doi :10.1007/BF02708340. S2CID  96042488. Архивировано (PDF) из оригинала 9 октября 2022 г. 
35. Vogel GC; Drago, RS (1996). "Модель ECW". Журнал химического образования . 73 (8): 701–707. Bibcode : 1996JChEd..73..701V. doi : 10.1021/ed073p701.

Источники

• Клейден, Джонатан; Гривз, Ник; Уоррен, Стюарт; Уотерс, Питер (2015). Органическая химия (первое издание). Oxford University Press.
• Финстон, HL; Рихтман, AC (1983). Новый взгляд на современные теории кислот и оснований . Нью-Йорк: John Wiley & Sons.
• Мейерс, Р. (2003). Основы химии . Greenwood Press.
• Мисслер, Г. Л.; Тарр, Д. А. (1991). Неорганическая химия .

Внешние ссылки

• Физиология кислотно-щелочного равновесия – он-лайн текст
• Раздел «Кислоты и основания» в онлайн-книге по биологии Джона У. Кимбалла.