Студент бакалавриата → Общая химия → Кислоты и основания ↓
Определения Аррениуса, Брёнстеда–Лоури и Льюиса
Изучение кислот и оснований является основой химии. Со временем учёные разработали различные модели, чтобы объяснить поведение кислот и оснований. Тремя основными моделями являются определения Аррениуса, Брёнстеда-Лоури и Льюиса. Каждая из этих теорий имеет свой подход и применение. В этой статье мы более подробно рассмотрим каждое из этих определений, исследуем, как они характеризуют кислоты и основания, а также приведем несколько примеров и объяснений.
1. Определение Аррениуса
Одной из первых концепций для понимания кислот и оснований является определение Аррениуса, названное в честь шведского учёного Сванте Аррениуса. Это простая концепция, связанная с образованием ионов водорода (H +) и гидроксид-ионов (OH -) в воде.
Кислота Аррениуса: Кислота Аррениуса — это вещество, увеличивающее концентрацию ионов H +, когда растворяется в воде.
Основание Аррениуса: Основание Аррениуса — это вещество, увеличивающее концентрацию ионов OH -, когда растворяется в воде.
Пример:
Хлороводородная кислота (HCl)
HCl (aq) → H⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)
Здесь, хлороводородная кислота диссоциирует в воде с выделением ионов водорода, что соответствует определению кислоты Аррениуса.
Гидроксид натрия (NaOH)
NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + OH⁻ (aq)
Гидроксид натрия диссоциирует с образованием гидроксид-ионов, что позволяет классифицировать его как основание Аррениуса.
2. Определение Брёнстеда-Лоури
Определение Аррениуса работает хорошо, но оно ограничивается водными растворами. Чтобы преодолеть это ограничение, Иоганнес Николайус Брёнстед из Дании и Томас Мартин Лоури из Англии независимо предложили более общую теорию в 1923 году, известную как определение Брёнстеда-Лоури.
Кислота Брёнстеда-Лоури: Это вещество, которое может отдавать протон (H +) другому веществу.
Основание Брёнстеда-Лоури: Это вещество, которое может принимать протон (H +) от другого вещества.
Пример:
Аммиак (NH3) как основание
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
В этом равновесии аммиак принимает протон от молекулы воды, образуя ион аммония и выделяя гидроксид-ион. Следовательно, аммиак является основанием Брёнстеда-Лоури.
Теория Брёнстеда-Лоури вводит концепцию конъюгатных кислотно-основных пар, где каждая кислота имеет конъюгатное основание, образованное после отдачи протона, и каждое основание имеет конъюгатную кислоту, образованную после принятия протона.
Конъюгатная кислотно-основная пара:
Когда хлороводородная кислота (HCl) диссоциирует, она образует ионы водорода и ионы хлорида:
HCl + H₂O ⇌ H₃O⁺ + Cl⁻
В этой реакции HCl является кислотой, а Cl⁻ – её конъюгатным основанием. Аналогично, H₂O выступает как основание, а H₃O⁺ – как его конъюгатная кислота.
3. Определение Льюиса
Определение Льюиса, предложенное Гилбертом Н. Льюисом в 1923 году, предоставляет более широкое представление о кислотах и основаниях, которое не ограничивается наличием ионов водорода. Это определение основано на электронных парах.
Кислота Льюиса: Кислота Льюиса – это акцептор электронной пары.
Основание Льюиса: Основание Льюиса – это донор электронной пары.
Пример:
Трифторид бора (BF3)
BF₃ + NH₃ → BF₃NH₃
В этом примере трифторид бора выступает кислотой Льюиса, принимая электронную пару от атома азота, присутствующего в аммиаке, который является основанием Льюиса.
Модель Льюиса особенно полезна для понимания реакций, которые не включают ионы водорода, и подчеркивает роль взаимодействий электронных пар в химии кислот и оснований.
Сравнение моделей
Каждое определение - Аррениуса, Брёнстеда-Лоури и Льюиса - добавляет слои к нашему пониманию кислот и оснований. Хотя модель Аррениуса ограничивается водными растворами и прямым высвобождением ионов, теории Брёнстеда-Лоури и Льюиса обеспечивают более общие описания.
Теория Брёнстеда-Лоури акцентирует внимание на переносе протонов и распространяет концепцию на неровные среды, в то время как теория Льюиса подчеркивает взаимодействия электронных пар, которые применимы к более широкому спектру химических реакций.
Кратко:
- Аррениус: фокусируется на ионах
H⁺иOH⁻в воде. - Брёнстед-Лоури: расширяет эту идею до доноров и акцепторов протонов.
- Льюис: фокусируется на приеме и передаче электронных пар.
Текстуальные примеры каждой модели
Каждая модель описывает общие кислотно-основные реакции следующим образом:
Пример Аррениуса:
Реакция между хлороводородной кислотой (HCl) и гидроксидом натрия (NaOH):
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
В терминах Аррениуса HCl предоставляет ионы H⁺, а NaOH предоставляет ионы OH⁻, что приводит к образованию воды.
Пример Брёнстеда-Лоури:
Реакция равновесия аммиака (NH₃) с водой:
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
Аммиак выступает как основание, принимая протоны от воды (кислоты), и образует ионы аммония и гидроксид-ионы.
Пример Льюиса:
Реакция аммиака с трифторидом бора:
BF₃ + NH₃ → F₃B:NH₃
Аммиак донорствует электронную пару трифториду бора, демонстрируя взаимодействие Льюиса.
Заключение
Путешествие через модели кислот и оснований — от Аррениуса до Брёнстеда-Лоури и Льюиса — показывает развивающееся понимание химических взаимодействий. Каждое определение улучшает нашу способность предсказывать и объяснять поведение кислот и оснований в различных контекстах.
Эти модели являются незаменимыми инструментами в химии, предоставляя перспективы, которые помогают студентам и профессионалам оценить тонкую и разнообразную природу химических реакций. Принимая эти определения, мы получаем прочную основу для исследования сложного танца атомов, ионов и молекул в мире химии.
Комментарии