Вся электронная библиотека >>>

 Химия   >>>

   

 

История химии



Раздел: Химия

    

ТЕОРИЯ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

  

 

К концу XIX в. (главным образом под влиянием взглядов В. фствальда) сложилось представление, основанное на теории электролитической диссоциации, что носителем кислотных свойств служат ионы водорода и что сила кислот пропорциональна концентрации ионов водорода. Сила же оснований определяется концентрацией гидроксид-ионов. Поэтому нейтрализация кислоты основанием сводится к взаимодействию ионов водорода и гидроксогруппы с образованием молекул воды. Это представление подтверждалось измерениями теплот нейтрализации различных кислот основаниями.

Между тем выяснилось, что вода, очищенная от примесей, сама обладает слабой электропроводностью, что указывало на существование свободных ионов водорода и гидроксогруппы. Было определено так называемое ионное произведение воды, оказавшееся равным 10~и. Диссоциацию воды можно записать в виде уравнения:  2Н20 = Н30++ОН-, т. е. с образованием гидроксид-иона.

Итак, точные определения электропроводности чистой воды при 25 °С позволили вычислить значение концентрации водородных ионов [Н+], а также и концентрации гидроксид ионов [ОН-],, оказавшимися равными 1  Ю-7. В 1909 г. копенгагенский химик Сёрен Петер Л. Сёренсен (1868—1939) предложил выражать- кислотность так называемым водородным показателем рН, представляющим собой, как хорошо известно, логарифм (десятичный) концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком.

Несмотря на кажущуюся ясность понятий «кислота» и «основание» в свете положений теории электролитической диссоциации, вопрос о точном определении этих понятий возник в первой четверти текущего столетия в результате установления новых экспериментальных фактов. Так, при электрометрическом титровании соляной кислоты ацетатом натрия была получена кривая,, аналогичная кривой нейтрализации кислоты основанием. Еще в- 1908 г. А. Лепворт (1872—1941) в Манчестере, основываясь на экспериментальном определении влияния воды на скорость этери- фикации в спиртовых растворах (в присутствии соляной кислоты* как катализатора), высказал предположение, что кислоты служат донорами водородных ионов (теперь говорят — протонов), а? основания являются акцепторами водородных ионов. Позднее,. в 1923 г. Т. М. Лаури (1874—1936), профессор химии в Кембридже, и одновременно с ним и независимо Иоганн Николаус Брён- стед (1879—1947) и Нильс Бьеррум (1879—1958) в Копенгагене расширили эти представления. Наиболее полно теория кислот ш оснований была развита И. Бренстедом, согласно которой кислотами следует считать различные молекулы или ионы, способные отдавать протон (доноры протонов), а основаниями следует* считать частицы, способные присоединять протоны (акцепторы- протонов).

С этой точки зрения ион аммония NH4+ следует считать- кислотой, так как он способен отдавать протон с образованием аммиака NH3. Аммиак же представляет собой основание, будучи- способным принимать протон. Анионы кислот на основе этой- концепции возможно считать основаниями. Следовательно, соли кислот, например ацетат натрия, должны обладать основной реакцией.

Теория Бренстеда охватывает и случаи, когда роль доноров играют группы (или ионы), не содержащие водорода. Так, в 1925 г. было установлено, что жидкий фосген СОСЬ диссоциирует- на СОС1+ и С1-.

 

СОДЕРЖАНИЕ:  История химии

 

Смотрите также:

 

Кислотно-щелочное равновесие

Как видим, теория Брёпстедта не рассматривает кислоты и основания в рамках старых понятий. Брёнстедт различает молекулы, анионы и катионы кислот, с одной стороны, и молекулы, апионы и катионы оснований — с другой.

 

Теория электролитической диссоциации. Книги из серии 100 Сто...

Им было найдено, что для растворов слабых кислот (янтарной и др.) и оснований увеличение молекулярной электропроводности с разбавлением гораздо заметнее, чем для кислот сильных, например
«После основания механической теории теплоты, — писал Оствальд в 1889 году...

 

Электролитическая диссоциация. Теория электролитической...

кислот щелочами были объяснены этой теорией. Теплота распадения на ионы. для большинства солей малая величина.
Этот закон подтвердился только для слабых. кислот и оснований; предполагавшееся в начале его общее теоретическое.