Кислоты и основания¶

Кислоты и основания — два класса веществ, противоположных по химическим свойствам и взаимодействующих друг с другом с образованием солей и воды. Кислоты способны отдавать протоны (ионы водорода H⁺) или принимать электроны, основания — принимать протоны или отдавать электроны. Взаимодействие кислоты и основания называется нейтрализацией. Понятие «кислоты и основания» лежит в основе химии растворов, биохимии, геологии и промышленных технологий.

¶Основные теории кислот и оснований

¶Протонная теория Бренстеда — Лоури

Наиболее распространённая современная трактовка предложена Йоханнесом Бренстедом и Томасом Лоури (1923). Согласно ей, кислота — донор протона, основание — акцептор протона. Пример: уксусная кислота CH₃COOH отдаёт протон ацетат-иону CH₃COO⁻, превращаясь в основание-конъюгат. Пара веществ, отличающихся одним протоном, называется сопряжённой кислотно-основной парой.

¶Электронная теория Льюиса

Гилберт Льюис (1923) предложил более широкое определение: кислота — акцептор электронной пары, основание — донор электронной пары. Эта теория объясняет реакции, не связанные с переносом протона, например образование комплексов BF₃ с NH₃. По Льюису, все протонные кислоты являются кислотами Льюиса, но не наоборот.

¶Оксониевая теория

В водных растворах протон не существует свободно и всегда связан с молекулой воды, образуя гидроксоний-ион H₃O⁺. Поэтому в строгом виде кислотой считается вещество, увеличивающее концентрацию H₃O⁺, а основанием — повышающее концентрацию гидроксид-ионов OH⁻.

¶Классификация

¶По силе

Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, H₂SO₄) практически полностью диссоциируют в воде, сильные основания (гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов) — полностью. Слабые кислоты (CH₃COOH, H₂CO₃, H₃BO₃) и слабые основания (NH₃, аминокислоты) диссоциируют частично, их силу оценивают по константе кислотности Ka или константе основности Kb.

¶По составу

• Минеральные (неорганические) кислоты: соляная HCl, серная H₂SO₄, азотная HNO₃, фосфорная H₃PO₄.
• Органические кислоты: уксусная, лимонная, щавелевая, аминокислоты.
• Основания-оксиды: Na₂O, CaO, MgO.
• Гидроксиды: NaOH, KOH, Ca(OH)₂.
• Слабые основания: аммиак NH₃, амины.

¶Свойства и характеристики

¶Кислотность и pH

Сила кислотного или основного раствора выражается величиной pH — отрицательным десятичным логарифмом концентрации ионов водорода. Нейтральный раствор при 25 °C имеет pH = 7, кислотный — меньше 7, щелочной — больше 7. Шкала pH охватывает диапазон примерно от 0 до 14, хотя значения за пределами этих границ возможны в концентрированных растворах.

¶Кислотно-основное равновесие

В растворе слабой кислоты устанавливается равновесие между молекулой и ионами, описываемое константой диссоциации Ka. Чем больше Ka, тем сильнее кислота. Для водных растворов справедливо соотношение Kw = Ka·Kb = 10⁻¹⁴ при 25 °C, связывающее силу кислоты и её сопряжённого основания.

¶Буферные растворы

Смесь слабой кислоты и её сопряжённого основания (или слабого основания и его сопряжённой кислоты) образует буферную систему, поддерживающую pH при добавлении небольших количеств сильной кислоты или основания. Наиболее известный пример — фосфатный буфер крови, поддерживающий pH в диапазоне 7,35–7,45.

¶Нейтрализация

Реакция кислоты и основания с образованием соли и воды:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

При неполной нейтрализации или взаимодействии слабой кислоты со слабым основанием продукт может быть кислым, щелочным или нейтральным в зависимости от гидролиза соли. Реакции нейтрализации применяются в аналитической химии (кислотно-основное титрование), промышленности, сельском хозяйстве и медицине.

¶Роль в природе и жизни

Кислоты и основания определяют кислотность почв, влияя на усвоение растениями минеральных веществ; закисление почв — серьёзная экологическая проблема. В живых организмах поддержание кислотно-основного баланса крови критически важно: ацидоз (сдвиг pH в кислую сторону) и алкалоз (в щелочную) опасны для жизни. Желудочный сок содержит соляную кислоту, создающую кислую среду, необходимую для пищеварения и защиты от микроорганизмов. Кислотные дожди, вызванные выбросами оксидов серы и азота, повреждают растительность, почвы и строительные материалы.

¶Применение

Серная кислота — один из главных продуктов химической промышленности, используется при производстве удобрений, минеральных кислот, в металлургии и аккумуляторах. Соляная кислота применяется в металлургии, пищевой промышленности (Е150) и водоподготовке. Щёлочи (NaOH, KOH) нужны для производства мыла, бумаги, целлюлозы, алюминия и в нефтепереработке. В аналитической химии кислотно-основное титрование остаётся одним из базовых методов количественного определения веществ.

¶История

Понятие кислоты восходит к античности: греки связывали кислый вкус с определёнными веществами. В XVII веке Роберт Бойль показал, что кислоты и щёлочи противоположны по свойствам и способны нейтрализовать друг друга. Антуан Лавуазье предложил кислородную теорию кислот (1777), связав их с наличием кислорода; название «кислород» (от греч. oxys — кислый и genes — рождающий) отражает эту гипотезу. Гумфри Дэви в начале XIX века показал, что водород, а не кислород, определяет кислотные свойства. Современные протонная и электронная теории сформулированы в 1923 году.

¶Источники

• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. «Общая химия»
• Глинка Н. Л. «Общая химия»
• Хомченко Г. П. «Химия для поступающих в вузы»
• Реми Г. «Курс общей химии»
• Лурье Ю. Ю. «Справочник по аналитической химии»