Ограничения теории Аррениуса были преодолены в протонной теории кислот и оснований Бренстеда и Лоури. Их теория связала кислотно-основные свойства с отношением вещества к протону. По этой теории:

Кислота – это вещество, стремящееся отдать протоы, донор протонов.

Основание – вещество, стремящееся присоединить протоны, акцептор протонов.

Кислота, отдавая протон, превращается в сопряженное ей основание, например:

HCl → H⁺ + Cl‾

HCN → H⁺ + CN^‾

HCl и HCN кислоты, а Cl ^‾ и CN^‾ - сопряженные основания.

Основание принимает протон и переходит в сопряженную кислоту, например:

ОН^‾ + Н⁺ ↔ Н₂О

ОН^‾ является основанием, а Н₂О – сопряженной кислотой.

Сопряженные кислота и основание называются протолитами, они образуют протолитическую систему: кислота ↔ основание + Н ⁺.

Амфолиты – вещества, кислотно-основное поведение которых определяется другим участником реакции. Они могут выступать в качестве как кислоты, так и основания. Для них характерно кислотно-основное диспропорционирование.

Пример амфолитов: вода диссоциирует по схеме Н₂О + Н₂О ↔ Н₃О ⁺ + ОН ^‾. Вода способна проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от кислотно-основных свойств растворённого вещества. В присутствии кислоты молекула воды принимает протон, т.е. играет роль основания, например:

HCl + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + Cl^‾

В растворе основания, например

NH₃ + Н₂О ↔ NH₄⁺ + OH^‾

Вода выступает в роли кислоты, которой сопряжено основание ОН^‾.

Таким образом, в водном растворе кислоты или основания всегда присутствуют две сопряженные пары кислота – основание.

Согласно протонной теории в сопряженной паре кислота – основание всегда сильному донору протонов сопутствует слабый акцептор, и наоборот. Чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей основание.

В частности, сильной кислоте HCl сопряжено слабое основание Cl^‾ :

1-я сопряженная пара (HCl и Cl^‾) 2-я сопряженная пара (H₂O и Н₃О⁺)

HCl + H₂O ↔ Н₃О⁺ + Cl ^‾

HCl –более сильная кислота; Cl^‾ - более слабое основание в 1-ой сопряженной паре;

Н₂О – более сильное основание; Н₃О⁺ - более слабое основание.

Соответственно соляная кислота диссоциирует полностью.

Слабой кислоте HCN сопряжено сильное основание CN^‾, и равновесие диссоциации синильной кислоты смещено влево:

1-я сопряженная пара 2-я сопряженная пара

HCN + H₂O ↔ Н₃О⁺ + СN ^‾

Более слабая кислота HCN - более сильное основание CN^‾ 1-я сопряженная пара

Более сильная кислота Н₃О⁺ - более слабое основание Н₂О 2-я сопряженная пара

Относительная сила кислот и оснований связана с их донорно-акцепторными способностями по отношению к протону. Для бескислородных кислот способность отщеплять водородный ион определяется полярностью связи водород – кислотный остаток. Например, в ряду HF – HCl – HBr – HI энергия связи падает, а кислотность растёт. В ряду же СН₄ – NH₃ – H₂O – HF кислотность увеличивается с ростом электроотрицательности атома, с которым связан водород, несмотря на упрочнее связи.

В случае кислородсодержащих кислот наибольшее значение имеет полярность связи Н – О, которая в свою очередь зависит от природы центрального атома и числа негидроксильных атомов кислорода в молекуле. Природа центрального атома, его металлические или неметаллические свойства определяют и кислотно-основные свойства его гидроксида. Он будет вести себя как основание, если преобладают металлические свойства, или как кислота, если преобладают свойства неметалла.

Кислоты и основания Льюиса

В принципе, следуя по пути расширения взглядов на кислоты и основания, можно считать, что кислотные свойства сопряжены с наличием некоторого электрофильного центра (имеет положительный заряд), притягивающего отрицательно заряженные частицы и стремящегося отдать положительно заряженные, а основные свойства – наоборот. Так, Льюис предложил считать кислотой акцептор пары электронов, имеющий подходящую вакантную орбиталь, а основанием – донор, имеющий неподелённую пару электронов. В результате взаимодействия основания с кислотой образуется донорно-акцепторная ковалентная связь:

Акцептор + Донор = Донорно-акцепторный комплекс

Кислота + Основаните = Продукт нейтрализации

H⁺ + ׃NH₃ = NH₄⁺

H⁺ + ׃ OH^‾ = H₂O

BF₃ + ׃NH₃ = F₃B ׃ NH₃

HCl + ׃NH₃ = NH₄Cl

H⁺ + ׃OH^‾ = H₂O

Ag⁺ + ׃NH₃ = [Ag(NH₃)₂]⁺

AlCl₃ + ׃Cl^‾ = [AlCl₄]^‾

Электронная теории Льюиса применима к процессам, протекающим без участия растворителя.

Очевидно, что при изучении состояния веществ и процессов в водных растворах оптимальной является протонная теория.

Амфотерные гидроксиды металлов удобно рассматривать одновременно и как основания – акцепторы протонов:

Al(OH)₃(тв.) + 3Н₃О⁺ → [Al(H₂O)₆]³⁺ (раств.)

и как кислоты Льюиса – акцепторы электронных пар

Al(OH)₃(тв.) + 3ОН^‾ (р-р) → [Al(OH)₆]^3- (р-р)

( я думаю, что пусть лучше 10 раз будет написано и 10 раз мы это прочитаем, потому что я не особо понимаю, что вообще хотят в этом вопросе, так что пусть лучше будет больше и повторяться)

Гидролиз – реакция обменного разложения веществ водой.
Различают три случая гидролиза.
1. Гидролиз по катиону. Характерен для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой (например, NН₄Сl, Al(NO₂)₃, CuSO₄ и др.). Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NН₄Сl. Анионы Сl, образующиеся при диссоциации NН₄Сl= NН₄ ⁺ + Сl^-, не связывают ионов водорода, так как НС1 – сильная кислота. Катионы NН₄⁺ связывают ионы ОН^- с образованием слабо диссоциирующего основания NН₄СН по уравнению NН₄⁺ +НОН NН₄ОН+Н⁺. При этом освобождаются ионы Н⁺, обеспечивающие кислую реакцию среды (рН<7).
Молекулярное уравнение гидролиза записывается в виде
NН₄Сl+Н₂О NН₄ОН+НСl.
Самым слабым электролитом в рассматриваемой системе является вода, поэтому равновесие смещено влево и гидролиз до конца не идет.
2. Гидролиз по аниону. Характерен для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (например, КCN, СН₃СООNа, Na₂CO₃, K₂S и др.).
Рассмотрим гидролиз ацетата натрия СН₃СООNа. Рассуждая ана­логично первому случаю, приходим к выводу, что в данной соли гидролизуется анион СН₃СОО^- по уравнению:
СН₃СОО^- + НОН СН₃СООН + ОН^-
Реакция среды щелочная (рН> 7).
Молекулярное уравнение реакции записывается следующим образом:
СН₃СООNa + Н₂О СН₃СООН + NaОН.
3. Гидролиз по аниону и катиону. Характерен для солей, образо­ванных слабым основанием и слабой кислотой.
Например_, при гидролизе ацетата аммония NH₄CH₃COO и катион, и анион участвуют в процессе, образуя слабо диссоциирующие основание и кислоту:
NH ₄ ⁺ + CH ₃ COO ^- + НОН NH ₄ ОН + CH ₃ COO Н.
В этом случае реакция среды определяется относительной силой (константой диссоциации) образующихся основания и кислоты. Если основание и кислота одинаковы по силе, то константы диссоциации их равны и рН=7; если кислота сильнее основания, т.е. констан­та ассоциации кислоты больше константы диссоциации основания, то реакция среды слабокислая, и наоборот.

pH растворов слабых кислот, оснований

Для указания концентрации ионов гидроксония в растворе используется водородный показатель pH раствора – десятичный логарифм обратной величины концентрации ионов гидроксония в растворе:

pH=-lg[H₃O⁺]

Значение pH для нейтрального раствора можно вычислить непосредственно из ионного произведения воды:

Kw=[H₃O⁺][OH^-]= 10^-14 моль/л

Поскольку [H₃O⁺]=[OH^-]= 10^-7 моль/л, то

Для нейтрального раствора pH=7

Для кислого pH<7

Для щелочного pH>7

Концентрацию гидроксильных ионов в растворе можно выразить с помощью величины p ОН:

p ОН=- lg [ OH ^- ]

Величины pH и pOH связаны между собой соотношением:

pH + pOH = pKw =14