Очень легкая химия (почти) ep 10⁠⁠

Теория кислот и оснований

Данная тема весьма интересна, так как позволяет взглянуть на привычные вещи с другой стороны, еще со школы мы имеем представление о кислотах и основаниях, но так ли непоколебимы прописные истины?

Существует множество теорий кислот и оснований, поговорим немного о каждой и постараемся найти наиболее интересные примеры их интерпретаций. Самая привычная для нас теория Аррениуса гласит, что кислотами являются вещества, которые диссоциируют с образованием H+, а основаниями те, что диссоциируют с образованием OH-, тут всё предельно ясно, эта теория описывает классические в нашем понимании кислоты и основания: HCl H2SO4 HCOOH и NaOH Ca(OH)2 CsOH, однако уже здесь мы сталкиваемся с некоторыми проблемами: теория описывает только водные растворы, привычные основания вроде аммиака или метиламина не поддаются описанию этой теорией.

Наследница теории Аррениуса, теория Брёнстеда—Лоури обозначила похожие аспекты, кислотами она называла вещества, являющиеся донорами протонов (H+, иногда называют просто протоном, т.к. он им собственно и является, с этим связана одна загадка: какой на вкус протон?), а основания соответственно— акцепторы протонов (способны присоединить H+). Данная теория немного расширяет круг веществ, вступающих в кислотно основное взаимодействие, например кислотами Бренстеда являются гидратированные ионы металлов, катион NH4+, и все кислоты Аррениуса, к основаниям относятся NH3 и анион PO43-. Данная теория опять же справедлива только для водной системы и не объясняет наличие кислотно-основных свойств у некоторых соединений, о которых мы поговорим позже, однако это единственная теория, которая позволяет количественно характеризовать кислотные или основные свойства соединения. Этому пожалуй стоит посвятить отдельную часть, а пока перейдем к менее практичной, но охватывающей более широкий круг соединений теории Льюса. Она определяет кислоты и основания как акцепторов и доноров электронной пары. Это означает, что например азот в триметиламине, обладает неподеленной электронной парой, которая взаимодействует с H+, имеющим свободную орбиталь (образуется донорно-акцепторная связь) тем самым создается избыток OH- ионов в растворе, и среда становится щелочная. Аналогично и с кислотами Льюса, ВF3 например на первый взгляд не имеет ничего общего с привычными кислотами, однако бор в данной конфигурации имеет свободные орбитали, за счет которых образуются донорно-акцепторные связи с ионами OH-( кислород имеет НЭП (нет не новая экономическая политика, неподеленная электронная пара)), в результате чего концентрация H+, возрастает и раствор имеет кислую реакцию.

Как вы можете видеть, данные теории справедливы только для водных растворов, они все сводятся к образованию избытка ионов OH- или H+, можем ли провести аналогию с растворителями, отличными от воды. Если кислота в воде является донором H+, то соответственно в другом растворителе она также должна быть донором катиона, который получается в результате автопротолиза растворителя (вода в незначительном количестве распадается на ионы, это называется автопротолизом воды), тогда например в расплаве KCl кислотами будут являться вещества, диссоциирующие с образованием K+, например KOH, хотя в водном растворе KOH сильное основание, а следовательно кислотами будут доноры Cl-, например хлороводород, который в водном растворе известен как соляная кислота. Да, растворитель действительно всё меняет, продуктом реакции гидроксида калия и хлороводорода в расплаве KCl будут всё так же соль и растворитель, как это бы было в водной среде, только солью в данном случае будет вода, а растворителем KCl. В этом состоит теория сольво-систем, с её помощью можно определить какие соединения в каких средах будут вести себя как кислоты или основания.

Фиалков Ю.Я. "Не только в воде"

Есть еще один интересный момент, связанный с влиянием растворителя на кислоты, мы все знаем, что серная кислота весьма сильная, однако, говоря об этом, подразумеваем её силу в водном растворе, в циклобутане же, например уксусная кислота, которая в водном растворе считается слабой, становится сравнимой по силе с серной (под силой кислоты подразумевается значение pKa— десятичного логарифма от константы диссоциации кислоты). Кстати если говорить о силе кислот, серная является далеко не рекордсменом, вещества, опережающие её по pKa, называют суперкислотами. К ним отностятся гептафторсурьмяная, карборановая, карбфторановая, гексафторплатиновая кислоты, их чрезвычайная сила связана с образованием свободных протонов очень устойчивых анионов, за счет этого например гептафторсурьмяная кислота почти в 2*10^19 раз сильнее серной кислоты.