Кислотно -базовая реакция

Видео реакции между газовой соляной кислотой и аммиаком (основание), образуя белый хлорид аммония

В химии кислотная реакция является химической реакцией , которая возникает между кислотой и основанием . Его можно использовать для определения pH через титрование . Несколько теоретических рамок предоставляют альтернативные концепции механизмов реакции и их применения в решении связанных проблем; Они называются теориями кислотной базы, например, теории Brønsted -Lowry -Base .

Их важность становится очевидной при анализе кислотно -основных реакций для газообразных или жидких видов, или когда характер кислоты или основания может быть несколько менее очевидным. Первая из этих концепций была предоставлена французским химиком Антуан Лавуазье , около 1776 года. ^{[ 1 ]}

Важно думать о моделях реакции кислотной базы как о теориях, которые дополняют друг друга. ^{[ 2 ]} Например, нынешняя модель Льюиса имеет самое широкое определение того, что такое кислота и основание, причем теория Бренстеда -Лоу является подмножеством того, что такое кислоты и основания, а теория Аррениуса является наиболее ограничительной.

Кислотные определения

Историческое развитие

Концепция реакции кислотной базы была впервые предложена в 1754 году Гийом-Франсуа Руэль , который ввел слово « основание » в химию, чтобы означать вещество, которое реагирует с кислотой, чтобы придать ему твердую форму (как соль). Базы в основном горькие по своей природе. ^{[ 3 ]}

Лавоазиерская кислородная теория кислот кислот

Первая научная концепция кислот и оснований была предоставлена Lavoisier примерно в 1776 году. Поскольку знание Lavoisier о сильных кислотах было в основном ограничено оксоцилами , такими как HNO ₃ ( азотная кислота ) и H ₂ SO ₄ ( серная кислота ), которая, как правило, содержит центральные атомы в состояниях с высоким окислением, окруженными кислородом, и, поскольку он не знал об истинном составе гидрогальных кислот ( HF , HCL , HBR и HI ), он определил Кислоты с точки зрения их содержания кислорода , который на самом деле он назвал из греческих слов, означающих «кислотный» (от греческого ὀξύς (Oxys) «кислотный, острый» и γεινομαι (Geinomai) 'enginender'). Определение Lavoisier проводится более 30 лет, до статьи 1810 года и последующих лекций сэра Хамфри Дэви , в которой он доказал отсутствие кислорода в серо водорода ( H ₂ с ), водород Теллурид ( H ₂ TE ), и гидрогальные кислоты . Однако Дэви не смог разработать новую теорию, заключив, что «кислотность зависит не от какого -либо конкретного элементарного вещества, а от своеобразного расположения различных веществ». ^{[ 4 ]} Одна заметная модификация теории кислорода была предоставлена Йонсом Джейкобом Берзелиусом , который заявил, что кислоты являются оксидами неметаллов, в то время как основания являются оксидами металлов.

Теория водорода Либига кислот

В 1838 году Юстус фон Либиг предположил, что кислота представляет собой водородсодержащий соединение, водород, водород может быть заменен металлом. ^{[ 5 ]}^{[ 6 ]}^{[ 7 ]} Это переопределение было основано на его обширной работе по химическому составу органических кислот , завершив доктринальный сдвиг от кислотных кислот к кислотным кислотам, основанным на Дэви. Определение Либига, хотя и совершенно эмпирическое, оставалось в использовании в течение почти 50 лет до принятия определения Аррениуса. ^{[ 8 ]}

Определение Аррениуса

Первое современное определение кислот и оснований в молекулярных терминах было разработано Сванте Аррениусом . ^{[ 9 ]}^{[ 10 ]} Теория кислот водорода, следовала, из его работы 1884 года с Фридрихом Вильгельмом Остевальдом установила наличие ионов в водном растворе и привела к тому, что Аррениус получил Нобелевскую премию в химии в 1903 году.

Как определено Аррениусом:

Кислота Аррениуса - это вещество, которое ионизирует в воде, образуя ионы водорода ( ЧАС ⁺); ^{[ 11 ]} то есть кислота увеличивает концентрацию H ⁺ ионы в водном растворе.

Это вызывает протонирование воды или создание гидрония ( H ₃ o ⁺) Ион ^{[ Примечание 1 ]} Таким образом, в наше время символ ЧАС ⁺ интерпретируется как сокращение H ₃ o ⁺, потому что теперь известно, что голой протон не существует как свободный вид в водном растворе. ^{[ 14 ]} Это тот вид, который измеряется с помощью индикаторов pH для измерения кислотности или основности раствора.

Основание Аррениуса - это вещество, которое диссоциирует в воде с образованием гидроксида ( ОЙ ⁻) ионы; то есть основание увеличивает концентрацию ОЙ ⁻ ионы в водном растворе.

Определения кислотности и щелочности Аррениуса ограничены водными растворами и не являются действительными для большинства неводных растворов и относятся к концентрации ионов растворителя. Под этим определением чистый H ₂ SO ₄ и HCl, растворенные в толуоле, не являются кислотными, а расплавленные NAOH и растворы амида кальция в жидком аммиаке не являются щелочными. Это привело к разработке теории Бренстеда-Льюри и последующей теории Льюиса, чтобы объяснить эти невистые исключения. ^{[ 15 ]}

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

В этом традиционном представлении реакция нейтрализации кислотной базы формулируется как реакция двойного повторного обозначения . Например, реакция соляной кислоты (HCl) с растворами гидроксида натрия (NAOH) продуцирует раствор хлорида натрия (NaCl) и некоторых дополнительных молекул воды. ${\ce {HCl_{(aq)}{}+ NaOH_{(aq)}-> NaCl_{(aq)}{}+ H2O}}$

Модификатор ( AQ ) в этом уравнении подразумевался Аррениусом, а не включен явно. Это указывает на то, что вещества растворяются в воде. Хотя все три вещества, HCl, NaOH и NaCl способны существовать в качестве чистых соединений, в водных растворах они полностью диссоциированы в аквированных ионах ЧАС ⁺, Кл ⁻, А ⁺ и ОЙ ⁻.

Пример: разрыхлитель

Разрыхлитель используется, чтобы вызвать тесто для хлеба и тортов «подняться», создавая миллионы крошечных пузырьков углекислого газа . Разрыхлитель не следует путать с пищевой содой , которая представляет собой бикарбонат натрия ( Нахко ₃ ). Разрыхлитель - это смесь пищевой соды (бикарбонат натрия) и кислотных солей. Пузырьки создаются, потому что, когда разрыхлитель комбинируется с водой, бикарбонат натрия и кислотные соли реагируют на получение газообразного углекислого газа .

Будь то коммерчески или внутри страны, принципы, лежащие в основе составов разрыхлителя, остаются прежними. Кислотно -базовая реакция может быть общая представлена, как показано: ^{[ 16 ]}

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

Настоящие реакции более сложны, потому что кислоты сложны. Например, начиная с бикарбоната натрия и монокальция фосфата ( CA (H ₂ PO ₄ ) ₂ ), реакция производит углекислый газ по следующей стехиометрии : ^{[ 17 ]}

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

Типичная состава (по весу) может вызвать 30% бикарбонат натрия, 5–12% монокальций -фосфата и 21–26% сульфата алюминия натрия . Альтернативно, коммерческий разрыхлитель может использовать пирофосфат натрия в качестве одного из двух кислых компонентов вместо сульфата алюминия натрия. Еще одна типичная кислота в таких составах - крем из тартара ( KC ₄ H ₅ O ₆ ), производное татарной кислоты . ^{[ 17 ]}

Brønsted - Lowry Definition

Определение Бренстеда -Лоу, сформулированное в 1923 году, независимо от Йоханнеса Николауса Брёнстеда в Дании и Мартине Лоури в Англии, ^{[ 18 ]}^{[ 19 ]} основан на идее протонирования оснований посредством депротонирования кислот, то есть способности кислот «жертвовать» ионы водорода ( ЧАС ⁺) - иначе известно как протоны - для баз, которые «принимают» их. ^{[ 20 ]}^{[ Примечание 2 ]}

Таким образом, реакция кислотной базы представляет собой удаление иона водорода из кислоты и его добавление в основание. ^{[ 21 ]} Удаление иона водорода из кислоты продуцирует его конъюгатное основание , которое представляет собой кислоту с удаленным ионом водорода. Прием протона основом производит его конъюгатную кислоту , которая является основой с добавленным ионом водорода.

В отличие от предыдущих определений, определение Brønsted -Lowry относится не к образованию соли и растворителя, а в образовании конъюгатных кислот и конъюгатных оснований , полученных путем переноса протона из кислоты в основание. ^{[ 11 ]}^{[ 20 ]} При таком подходе кислоты и основания принципиально отличаются по поведению от солей, которые рассматриваются как электролиты, в зависимости от теорий Дебай , онсагера и других. Кислота и основание реагируют не для получения соли и растворителя, а с образованием новой кислоты и новой основы. Таким образом, концепция нейтрализации отсутствует. ^{[ 4 ]} Brønsted-Lowry-Base Beword формально не зависит от любого растворителя, что делает его более всеобъемлющим, чем модель Arrenius. Расчет рН в модели Аррениуса зависел от щелочи (основы), растворяющихся в воде ( водный раствор ). Модель Brønsted -Lowry расширила то, что может быть протестирована pH , используя нерастворимые и растворимые растворы (газ, жидкость, твердое вещество).

Общая формула реакций с кислой -базой в соответствии с определением Brønsted -Lowry: ${\ce {HA + B -> BH+ + A-}}$ где HA представляет кислоту, B представляет основание, BH ⁺ представляет сопряженную кислоту B и А ⁻ представляет сопряженное основание HA.

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

Удаление ЧАС ⁺ из HCL производит хлорид -ион, Калькуляция ⁻, сопряженное основание кислоты. Добавление ЧАС ⁺ в H ₂ O (действуя в качестве основания) образует ион гидрония , H ₃ o ⁺, сопряженная кислота основания.

Вода является амфотерной , то есть она может действовать как кислота, так и основание. Модель Brønsted -Lowry объясняет это, показывая диссоциацию воды в низких концентрациях гидрония и гидроксида : ${\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}$

Это уравнение показано на изображении ниже:

Здесь одна молекула воды действует как кислота, жертвуя ЧАС ⁺ и формировать сопряженное основание, ОЙ ⁻и вторая молекула воды действует как основание, принимая ЧАС ⁺ ион и образуя конъюгатную кислоту, H ₃ o ⁺.

В качестве примера воды, действующей в качестве кислоты, рассмотрим водный раствор пиридина , C ₅ H ₅ N. ${\ce {C5H5N + H2O <=> [C5H5NH]+ + OH-}}$

В этом примере молекула воды разделяется на ион водорода, который подается на молекулу пиридина, и гидроксид -ион.

В модели Бренстеда -Лоу растворитель не обязательно должен быть водой, как требуется модель кислотной базы Аррениуса . Например, рассмотрим, что происходит, когда уксусная кислота , CH ₃ COOH , растворяется в жидком аммиаке . ${\ce {CH3COOH + NH3 <=> NH4+ + CH3COO-}}$

Анонца ЧАС ⁺ ион удаляется из уксусной кислоты, образуя его конъюгатное основание, ацетатный ион, Ch ₃ COO ⁻Полем Добавление ЧАС ⁺ ион в молекулу аммиака растворителя создает конъюгатную кислоту, ион аммония, NH + 4 .

Модель Brønsted-Lowry вызывает водородсодержащие вещества (например HCl ) кислоты. Таким образом, некоторые вещества, которые многие химики считали кислотами, такими как Итак, ₃ или BCL ₃ , исключаются из этой классификации из -за отсутствия водорода. Гилберт Н. Льюис писал в 1938 году: «Чтобы ограничить группу кислот тем веществами, которые содержат водород, мешает систематическому пониманию химии, как и ограничение термина окислительного агента на вещества, содержащие кислород ». ^{[ 4 ]} Более того, Ко и KNH ₂ не считаются базами Бренстеда, а скорее соли, содержащие основания О, ₂ и н.х. ⁻
₂.

Определение Льюиса

Требование водорода Аррениуса и Бренстеда -Лоуни было удалено определением реакций кислоты -базы Льюиса, разработанного Гилбертом Н. Льюисом в 1923 году, ^{[ 22 ]} В том же году, что и Бренстед -Лонг, но он не был разработан до 1938 года. ^{[ 4 ]} Вместо определения реакций кислоты -базы с точки зрения протонов или других связанных веществ, определение Льюиса определяет основание (называемое основой Льюиса ), которое является соединением, которое может пожертвовать электронную пару , и кислота ( кислота Льюиса ) на быть соединением, которое может получить эту электронную пару. ^{[ 23 ]}

Например, трифторид бора , BF ₃ - типичная кислота Льюиса. Он может принять пару электронов, так как у него есть вакансия в его октете . Ион фтора имеет полный октет и может пожертвовать пару электронов. Таким образом ${\ce {BF3 + F- -> BF4-}}$ это типичная кислота Льюиса, основание Льюиса. Все соединения элементов группы 13 с формулой AX ₃ может вести себя как кислоты Льюиса. Точно так же соединения элементов группы 15 с формулой DY ₃ , такие как амины , NR ₃ и фосфины , PR ₃ , может вести себя как базы Льюиса. Аддукты между ними имеют формулу X ₃ a ← dy ₃ с дативной ковалентной связью , показанной символически как ←, между атомами A (акцептор) и D (донор). Соединения группы 16 с формулой DX ₂ также может действовать как базы Льюиса; Таким образом, соединение, как эфир , R ₂ o , или тиотер , R ₂ S , может действовать как база Льюиса. Определение Льюиса не ограничивается этими примерами. Например, угарный газ действует как основание Льюиса, когда он образует аддукт с трифторидом бора, формулы F ₃B←CO .

Аддукты, включающие ионы металлов, называются координационными соединениями; Каждый лиганд жертвует пару электронов на металлический ион. ^{[ 23 ]} Реакция ${\ce {[Ag(H2O)4]+ + 2 NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4 H2O}}$ может рассматриваться как кислотная реакция, в которой более сильное основание (аммиак) заменяет более слабую (воду).

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

Определение системы растворителя

Одним из ограничений определения Аррениуса является его зависимость от водных решений. Эдвард Кертис Франклин изучил реакции кислотной базы в жидком аммиаке в 1905 году и указал на сходство с теорией Аррениуса на водной основе. Albert fo Germann , работа с жидким Phosgene , Cocl
₂ , сформулировал теорию на основе растворителей в 1925 году, тем самым обобщая определение Аррениуса для охвата аплодисменных растворителей. ^{[ 24 ]}

Германн указал, что во многих решениях в равновесии есть ионы с нейтральными молекулами растворителя:

Ионы Solvonium : общее название для положительных ионов. Они также иногда называют Solvo-acids; ^{[ 25 ]} При протонированном растворителе они являются ионами лиония .
Сольват -ионы : общее название для отрицательных ионов. Они также иногда называются решающими базами; ^{[ 25 ]} При депротонированном растворителе они являются ионами Lyate .

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

Некоторые апротонные системы также подвергаются такой диссоциации, такой как тетроксид динитрогена в нитрозоний и нитрат , ^{[ Примечание 3 ]} антимона трихлорид в дихлорантимоний и тетрахлорантимонат, а также фосген в хлорокарбоксин и хлорид : ${\begin{aligned}{\ce {N2O4}}&{\ce {\, <=> NO+ + NO3-}}\\[4pt]{\ce {2 SbCl3}}&{\ce {\, <=> SbCl2+ + SbCl4-}}\\[4pt]{\ce {COCl2}}&{\ce {\, <=> COCl+ + Cl-}}\end{aligned}}$

Растворен, который вызывает увеличение концентрации ионов сольвония и снижение концентрации сольватных ионов определяется как кислота . Раствор, который вызывает увеличение концентрации сольватных ионов и снижение концентрации ионов сольвония, определяется как основание .

Таким образом, в жидком аммиаке, KNH ₂ (поставка NH - 2 ) является сильной основой, и NH ₄ № ₃ (поставка NH + 4 ) является сильной кислотой. В диоксиде жидкости ( Итак, ₂ ), тионильные соединения (поставка ТАК ²⁺) вести себя как кислоты и сульфиты (поставка Итак, ) 2–3 ведут себя как основания.

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

Азотная кислота может быть основой в жидкой серной кислоте: ${\underset {\text{base}}{{\ce {HNO3}}}}+{\ce {2 H2SO4 -> NO2+ + H3O+ + 2 HSO4-}}$ Уникальная сила этого определения показывает при описании реакций в апротонных растворителях; Например, в жидкости N ₂ O ₄ :

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

Поскольку определение системы растворителя зависит как от растворенного вещества, так и от самого растворителя, конкретный растворенный может быть либо кислотой, либо основой в зависимости от выбора растворителя: HCLO ₄ является сильной кислотой в воде, слабой кислотой у уксусной кислоты и слабым основанием в фторсульфоновой кислоте; Эта характеристика теории рассматривалась как сила и слабость, потому что некоторые вещества (такие как Итак, ₃ и NH ₃ ) считались кислыми или основными сами по себе. С другой стороны, теория системы растворителя подверглась критике как слишком общая, чтобы быть полезным. Кроме того, считалось, что есть что-то по сути кислым в водородных соединениях, свойство, которое не разделяет негидрогенные соли сольвония. ^{[ 4 ]}

Lux -Flood Definition

Эта теория кислотной базы была возрождением кислородной теории кислот и оснований, предложенных немецким химиком Германом Люксом ^{[ 27 ]}^{[ 28 ]} В 1939 году еще больше улучшилось с помощью Håkon Flood c. 1947 ^{[ 29 ]} и все еще используется в современной геохимии и электрохимии расплавленных солей . Это определение описывает кислоту как оксид -ион ( А ²⁻) акцептор и основание как донор -оксид -ион. Например: ^{[ 30 ]} ${\begin{array}{ccccl}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {MgO}}&+&{\ce {CO2}}&\longrightarrow &{\ce {MgCO3}}\\[4pt]{\ce {CaO}}&+&{\ce {SiO2}}&\longrightarrow &{\ce {CaSiO3}}\\[4pt]{\ce {NO3-}}&+&{\ce {S2O7^2-}}\!\!&\longrightarrow &{\ce {NO2+ + 2 SO4^2-}}\end{array}}$

Эта теория также полезна при систематизации реакций соединений благородного газа , особенно оксидов ксенонов, фторидов и оксофлуоридов. ^{[ 31 ]}

Определение Усановича

Михаил Усанович разработал общую теорию, которая не ограничивает кислотность в водородсодержащих соединениях, но его подход, опубликованный в 1938 году, был еще более общим, чем теория Льюиса. ^{[ 4 ]} Теория Усановича может быть обобщена как определение кислоты как всего, что принимает негативные виды или жертвует положительные, и основание как наоборот. Это определило концепцию окислительно-восстановительного (снижение окисления) как особый случай реакций кислотной базы.

Некоторые примеры реакций USANOVICH с кислотой и базой включают в себя: ${\begin{array}{ccccll}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {Na2O}}&+&{\ce {SO3}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ SO4^{2}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {O^{2}-}}{\text{anion)}}\\[4pt]{\ce {3(NH4)2S}}&+&{\ce {Sb2S5}}&\longrightarrow &{\ce {6NH4+{}+\ 2SbS4^{3}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {3S^{2}-}}{\text{ anions)}}\\[4pt]{\ce {2Na}}&+&{\ce {Cl2}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ 2Cl-}}&{\text{(species exchanged: 2 electrons)}}\end{array}}$

Рационализация силы взаимодействия с кислотами Льюиса

Теория HSAB

В 1963 году Ральф Пирсон предложил качественную концепцию, известную как принцип твердых и мягких кислот и основы . ^{[ 32 ]} Позже сделал количественную связь с помощью Роберта Парра в 1984 году. ^{[ 33 ]}^{[ 34 ]} «Хард» относится к небольшим видам, имеет высокие состояния заряда и слабо поляризуемы. «Мягкий» относится к большим видам, имеет низкие состояния заряда и сильно поляризуется. Кислоты и основания взаимодействуют, а наиболее стабильными взаимодействиями являются твердые и мягкие и мягкие. Эта теория нашла применение в органической и неорганической химии.

Модель ECW

Модель ECW, созданная Расселом С. Драко, собой количественную модель, которая описывает и предсказывает прочность взаимодействий кислоты Льюиса, $- Δ H.$ представляет Модель присваивала $параметры E$ и $C$ многим кислотам и основаниям Льюиса. Каждая кислота характеризуется $e a$ и $c a$ . характеризуется собственным $E B$ и $C B.$ Каждое основание также Параметры $E$ и $C$ относятся, соответственно, к электростатическому и ковалентному вкладу в силу связей, которые будут образовывать кислоту и основание. Уравнение есть $-\Delta H=E_{\rm {A}}E_{\rm {B}}+C_{\rm {A}}C_{\rm {B}}+W$

Термин $W$ представляет собой постоянный вклад энергии для кислотной реакции, такой как расщепление димерной кислоты или основания. Уравнение предсказывает обращение кислот и прочности основания. Графические презентации уравнения показывают, что нет единого порядка прочности основания Льюиса или прочности кислоты Льюиса. ^{[ 35 ]}

Кислотно -базовое равновесие

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

В этой реакции ионы натрия и хлорида являются зрителями в качестве реакции нейтрализации, ${\ce {H + OH- -> H2O}}$ не связано с ними. При слабых основаниях добавление кислоты не является количественным, потому что 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 , написанный как AH, может реагировать с ионом водорода фосфата , HPO 2–4 . ${\ce {AH + HPO4^2- <=> A- + H2PO4-}}$

Константа равновесия для этой реакции может быть получена из констант диссоциации кислоты аденина и дигидрофосфатного иона. ${\begin{aligned}\left[{\ce {A-}}\right]\!\left[{\ce {H+}}\right]&=K_{a1}{\bigl [}{\ce {AH}}{\bigr ]}\\[4pt]\left[{\ce {HPO4^2-}}\right]\!\left[{\ce {H+}}\right]&=K_{a2}\left[{\ce {H2PO4-}}\right]\end{aligned}}$

Обозначение [x] означает «концентрацию X». Когда эти два уравнения объединяются путем устранения концентрации ионов водорода, получается экспрессия для константы равновесия, $k$ получается. $\left[{\ce {A-}}\right]\!\left[{\ce {H2PO4-}}\right]=K{\bigl [}{\ce {AH}}{\bigr ]}\!\left[{\ce {HPO4^2-}}\right];\quad K={\frac {K_{a1}}{K_{a2}}}$

Кислотная реакция

Кислотная реакция - это особый случай кислой -базовой реакции, где используемое основание также является щелочью . Когда кислота реагирует с щелочной солью (гидроксид металла), продукт представляет собой металлическую соль и воду. Кислотные реакции также являются реакциями нейтрализации .

В целом, кислотные реакции могут быть упрощены до

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

Опустив ионы зрителей .

Кислоты в целом чистые вещества, которые содержат водородные катионы ( ЧАС ⁺) или привести к тому, что они будут производиться в решениях. Соляная кислота ( HCl ) и серная кислота ( H ₂ SO ₄ ) являются общими примерами. В воде они разбиваются на ионы:

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

Щелочи разрываются в воде, давая растворенные ионы гидроксида:

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

.

Смотрите также

Примечания

^ Более поздние рекомендации IUPAC теперь предлагают новый термин «гидроний» ^{[ 12 ]} использовать в пользу более старого принятого термина «Oxonium» ^{[ 13 ]} Чтобы проиллюстрировать механизмы реакции, такие как те, которые определены в определениях системы Бренстеда -Лори и растворителя, более четко, при этом определение Аррениуса служит простым общим схем кислотно -основного характера. ^{[ 11 ]}
^ «Снятие и добавление протона из ядра атома не происходит - это потребует гораздо большей энергии, чем участвует в диссоциации кислот».
^ Pure N ₂ O ₄ не подвергается такому растворению. Однако он становится электрически проводящим при смешивании с поляризованным соединением, которое, как полагают, соответствует установлению такого равновесия. ^{[ 26 ]}

Ссылки

^ Miessler & Tarr 1991 , p. 166 - Таблица открытий приписывает Антуан Лавуазье первым, кто создает научную теорию по отношению к оксицидам .
^ Paik, Seoung-Hey (2015). «Понимание отношений между Аррениусом, Бренстедом - Лоури и Льюис -теориями». Журнал химического образования . 92 (9): 1484–1489. BIBCODE : 2015JCHED..92.1484P . doi : 10.1021/ed500891w .
^ Дженсен, Уильям Б. (2006). «Происхождение термина« база » ». Журнал химического образования . 83 (8): 1130. Bibcode : 2006jched..83.1130J . doi : 10.1021/ed083p1130 .
^ Jump up to: ^а ^{беременный} ^в ^{дюймовый} ^и ^фон 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 .
^ Miessler & Tarr 1991
^ Meyers 2003 , p. 156
^ Miessler & Tarr 1991 , p. 166 - Таблица открытий приписывает публикацию Юстуса фон Либига как 1838 г.
^ Finston & Rychtman 1983 , с. 140–146
^ Miessler GL и Tarr Da Inorganic Chemistry (2-е изд., Prentice-Hall 1999) с. 154 ISBN 0-13-841891-8
^ Whitten KW, Galley KD и Davis Re General Chemistry (4 -е изд., Saunders 1992) с. 356 ISBN 0-03-072373-6
^ Jump up to: ^а ^{беременный} ^в Miessler & Tarr 1991 , p. 165
^ Мюррей, Кермит К.; Бойд, Роберт К.; Эберлин, Маркос Н.; Лэнгли, Г. Джон; Ли, Лян; Найто, Ясухид (июнь 2013 г.) [2006]. «Стандартное определение терминов, относящихся к рекомендациям 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 года. (В этом документе нет ссылки на снижение «Oxonium», которая также все еще принимается, поскольку она остается в золотой книге IUPAC, но скорее раскрывает предпочтение термину "Гидроний".)
^ "Oxonium ylides". Компендиум химической терминологии IUPAC (интерактивная версия) (2.3.3 Ed.). Международный союз чистой и прикладной химии. 2014. DOI : 10.1351/goldbook.o04379 . Получено 9 мая 2007 года .
^ Lemay, Eugene (2002). Химия . Верхняя Седл-Ривер, Нью-Джерси: Прентис-Холл. п. 602. ISBN 978-0-13-054383-7 .
^ «Теории кислот и оснований» . www.chemguide.co.uk . Получено 18 апреля 2018 года .
^ AJ Bent, ed. (1997). Технология изготовления тортов (6 изд.). Спрингер. п. 102. ISBN 9780751403497 Полем Получено 12 августа 2009 года .
^ Jump up to: ^а ^{беременный} Джон Броди, Джон Годбер "Пекарные процессы, химические агенты" в Энциклопедии химических технологий "Кирк-Отмер" Химические технологии 2001, Джон Вили и сыновья. Два : 10.1002/0471238961.03080513082114.a01.pub2
^ Brönsted, JN (1923). «Некоторые комментарии о концепции кислот и оснований» [Некоторые наблюдения о концепции кислот и оснований]. Recueil of Travaux Chimiques of Pays Base . 42 (8): 718–728. Doi : 10.1002/recl.19230420815 .
^ Лоури, ТМ (1923). «Уникальность водорода» . Журнал Общества химической промышленности . 42 (3): 43–47. doi : 10.1002/jctb.5000420302 .
^ Jump up to: ^а ^{беременный} Miessler & Tarr 1991 , pp. 167–169 - Согласно этой странице, первоначальное определение заключалось в том, что «кислоты имеют тенденцию терять протон»
^ Clayden et al. 2015 , с. 182–184
^ Miessler & Tarr 1991 , p. 166 - Таблица открытий приписывает дату публикации/выпуска теории Льюиса, как 1924 год.
^ Jump up to: ^а ^{беременный} Miessler & Tarr 1991 , с. 170–172
^ Германн, Альберт Фо (6 октября 1925 г.). «Общая теория систем растворителя». Журнал Американского химического общества . 47 (10): 2461–2468. doi : 10.1021/ja01687a006 .
^ Jump up to: ^а ^{беременный} Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов . Оксфорд: Pergamon Press . п. 487. ISBN 978-0-08-022057-4 .
^ Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов . Оксфорд: Pergamon Press . п. 525. ISBN 978-0-08-022057-4 .
^ Франц, Х. (1966). «Растворимость водяного пара в щелочных борат тает». Журнал Американского керамического общества . 49 (9): 473–477. doi : 10.1111/j.1151-2916.1966.tb13302.x .
^ Люкс, Герман (1939). « Кислоты» и «основания» в плавлении: определение. Концентрация ионов кислорода ». З. Электрохим (на немецком языке). 45 (4): 303–309.
^ Потоп, H ; Forland, T. (1947). «Кислотные и основные свойства оксидов» . Acta Chemica Scandinavica . 1 (6): 592–604. doi : 10.3891/acta.chem.scand.01-0592 . PMID 18907702 .
^ Драго, Рассел С.; Уиттен, Кеннет В. (1966). «Синтез оксигалидов, использующих среда из слитой соли». Неорганическая химия . 5 (4): 677–682. doi : 10.1021/ic50038a038 .
^ Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов . Оксфорд: Pergamon Press . п. 1056. ISBN 978-0-08-022057-4 .
^ Пирсон, Ральф Г. (1963). «Жесткие и мягкие кислоты и основания». Журнал Американского химического общества . 85 (22): 3533–3539. doi : 10.1021/ja00905a001 .
^ Parr, Robert G.; Пирсон, Ральф Г. (1983). «Абсолютная твердость: параметр сопутствующего для абсолютной электроотрицательности». Журнал Американского химического общества . 105 (26): 7512–7516. doi : 10.1021/ja00364a005 .
^ Пирсон, Ральф Г. (2005). «Химическая твердость и теория функционала плотности» (PDF) . Журнал химических наук . 117 (5): 369–377. Citeseerx 10.1.1.693.7436 . doi : 10.1007/bf02708340 . S2CID 96042488 . Архивировано (PDF) из оригинала 9 октября 2022 года.
^ Vogel GC; Драго, Р.С. (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; Wothers, Peter (2015). Органическая химия (первое изд.). Издательство Оксфордского университета.
Финстон, HL; Rychtman, AC (1983). Новый взгляд на текущие теории кислотной базы . Нью -Йорк: Джон Уайли и сыновья.
Мейерс, Р. (2003). Основы химии . Greenwood Press.
Мисслер, Гл; Tarr, DA (1991). Неорганическая химия .

Внешние ссылки

[14] Более поздние рекомендации IUPAC теперь предлагают новый термин «гидроний» ^{[ 12 ]} использовать в пользу более старого принятого термина «Oxonium» ^{[ 13 ]} Чтобы проиллюстрировать механизмы реакции, такие как те, которые определены в определениях системы Бренстеда -Лори и растворителя, более четко, при этом определение Аррениуса служит простым общим схем кислотно -основного характера. ^{[ 11 ]}

[22] «Снятие и добавление протона из ядра атома не происходит - это потребует гораздо большей энергии, чем участвует в диссоциации кислот».

[29] Pure N ₂ O ₄ не подвергается такому растворению. Однако он становится электрически проводящим при смешивании с поляризованным соединением, которое, как полагают, соответствует установлению такого равновесия. ^{[ 26 ]}

[lavoisier_1-1] Miessler & Tarr 1991 , p. 166 - Таблица открытий приписывает Антуан Лавуазье первым, кто создает научную теорию по отношению к оксицидам .

[2] Paik, Seoung-Hey (2015). «Понимание отношений между Аррениусом, Бренстедом - Лоури и Льюис -теориями». 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 .

[review1940-4] Jump up to: ^а ^{беременный} ^в ^{дюймовый} ^и ^фон 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 .

[liebig_1-5] Miessler & Tarr 1991

[meyers_156-6] Meyers 2003 , p. 156

[7] Miessler & Tarr 1991 , p. 166 - Таблица открытий приписывает публикацию Юстуса фон Либига как 1838 г.

[liebig_2-8] Finston & Rychtman 1983 , с. 140–146

[miessler_154-9] Miessler GL и Tarr Da Inorganic Chemistry (2-е изд., Prentice-Hall 1999) с. 154 ISBN 0-13-841891-8

[10] Whitten KW, Galley KD и Davis Re General Chemistry (4 -е изд., Saunders 1992) с. 356 ISBN 0-03-072373-6

[miessler_165-11] Jump up to: ^а ^{беременный} ^в Miessler & Tarr 1991 , p. 165

[12] Мюррей, Кермит К.; Бойд, Роберт К.; Эберлин, Маркос Н.; Лэнгли, Г. Джон; Ли, Лян; Найто, Ясухид (июнь 2013 г.) [2006]. «Стандартное определение терминов, относящихся к рекомендациям 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 года. (В этом документе нет ссылки на снижение «Oxonium», которая также все еще принимается, поскольку она остается в золотой книге IUPAC, но скорее раскрывает предпочтение термину "Гидроний".)

[iupac_gold-13] "Oxonium ylides". Компендиум химической терминологии IUPAC (интерактивная версия) (2.3.3 Ed.). Международный союз чистой и прикладной химии. 2014. DOI : 10.1351/goldbook.o04379 . Получено 9 мая 2007 года .

[Acids,_Bases,_&_Salts-15] Lemay, Eugene (2002). Химия . Верхняя Седл-Ривер, Нью-Джерси: Прентис-Холл. п. 602. ISBN 978-0-13-054383-7 .

[16] «Теории кислот и оснований» . www.chemguide.co.uk . Получено 18 апреля 2018 года .

[17] AJ Bent, ed. (1997). Технология изготовления тортов (6 изд.). Спрингер. п. 102. ISBN 9780751403497 Полем Получено 12 августа 2009 года .

[KO-18] Jump up to: ^а ^{беременный} Джон Броди, Джон Годбер "Пекарные процессы, химические агенты" в Энциклопедии химических технологий "Кирк-Отмер" Химические технологии 2001, Джон Вили и сыновья. Два : 10.1002/0471238961.03080513082114.a01.pub2

[19] Brönsted, JN (1923). «Некоторые комментарии о концепции кислот и оснований» [Некоторые наблюдения о концепции кислот и оснований]. Recueil of Travaux Chimiques of Pays Base . 42 (8): 718–728. Doi : 10.1002/recl.19230420815 .

[20] Лоури, ТМ (1923). «Уникальность водорода» . Журнал Общества химической промышленности . 42 (3): 43–47. doi : 10.1002/jctb.5000420302 .

[miessler_167-21] Jump up to: ^а ^{беременный} Miessler & Tarr 1991 , pp. 167–169 - Согласно этой странице, первоначальное определение заключалось в том, что «кислоты имеют тенденцию терять протон»

[Clayden_1-23] Clayden et al. 2015 , с. 182–184

[lewis_1-24] Miessler & Tarr 1991 , p. 166 - Таблица открытий приписывает дату публикации/выпуска теории Льюиса, как 1924 год.

[lewis_2-25] Jump up to: ^а ^{беременный} Miessler & Tarr 1991 , с. 170–172

[26] Германн, Альберт Фо (6 октября 1925 г.). «Общая теория систем растворителя». Журнал Американского химического общества . 47 (10): 2461–2468. doi : 10.1021/ja01687a006 .

[SASB-27] Jump up to: ^а ^{беременный} Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов . Оксфорд: Pergamon Press . п. 487. ISBN 978-0-08-022057-4 .

[28] Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов . Оксфорд: Pergamon Press . п. 525. ISBN 978-0-08-022057-4 .

[30] Франц, Х. (1966). «Растворимость водяного пара в щелочных борат тает». Журнал Американского керамического общества . 49 (9): 473–477. doi : 10.1111/j.1151-2916.1966.tb13302.x .

[lux-31] Люкс, Герман (1939). « Кислоты» и «основания» в плавлении: определение. Концентрация ионов кислорода ». З. Электрохим (на немецком языке). 45 (4): 303–309.

[flood-32] Потоп, H ; Forland, T. (1947). «Кислотные и основные свойства оксидов» . Acta Chemica Scandinavica . 1 (6): 592–604. doi : 10.3891/acta.chem.scand.01-0592 . PMID 18907702 .

[drago-33] Драго, Рассел С.; Уиттен, Кеннет В. (1966). «Синтез оксигалидов, использующих среда из слитой соли». Неорганическая химия . 5 (4): 677–682. doi : 10.1021/ic50038a038 .

[34] Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов . Оксфорд: Pergamon Press . п. 1056. ISBN 978-0-08-022057-4 .

[pearson-35] Пирсон, Ральф Г. (1963). «Жесткие и мягкие кислоты и основания». Журнал Американского химического общества . 85 (22): 3533–3539. doi : 10.1021/ja00905a001 .

[abshardess-36] Parr, Robert G.; Пирсон, Ральф Г. (1983). «Абсолютная твердость: параметр сопутствующего для абсолютной электроотрицательности». Журнал Американского химического общества . 105 (26): 7512–7516. doi : 10.1021/ja00364a005 .

[37] Пирсон, Ральф Г. (2005). «Химическая твердость и теория функционала плотности» (PDF) . Журнал химических наук . 117 (5): 369–377. Citeseerx 10.1.1.693.7436 . doi : 10.1007/bf02708340 . S2CID 96042488 . Архивировано (PDF) из оригинала 9 октября 2022 года.

[38] Vogel GC; Драго, Р.С. (1996). «Модель ECW». Журнал химического образования . 73 (8): 701–707. Bibcode : 1996jched..73..701v . doi : 10.1021/ed073p701 .

[ 1 ]

[ 2 ]

[ 3 ]

[ 4 ]

[ 5 ]

[ 6 ]

[ 7 ]

[ 8 ]

[ 9 ]

[ 10 ]

[ 11 ]

[ Примечание 1 ]

[ 14 ]

[ 15 ]

[ 16 ]

[ 17 ]

[ 18 ]

[ 19 ]

[ 20 ]

[ Примечание 2 ]

[ 21 ]

[ 22 ]

[ 23 ]

[ 24 ]

[ 25 ]

[ Примечание 3 ]

[ 27 ]

[ 28 ]

[ 29 ]

[ 30 ]

[ 31 ]

[ 32 ]

[ 33 ]

[ 34 ]

[ 35 ]

[ 12 ]

[ 13 ]

[ 26 ]