Кисело-базна реакција
Кисело-базна реакција је хемијска реакција која се одвија између киселине и базе. Неколико теоретских оквира пружа алтернативне концепције реакционих механизама и њихових примена у решавању сродних проблема; они се називају киселинско–базним теоријама, као што је на пример, Бренстед-Лауријева теорија киселина и база. Њихов значај постаје очевидан у анализи киселинско–базних реакција у гасном или тећном стању, или кад је киселински или базни карактер донекле мање уочљив. Први од тих концепата је пружио француски хемичар Антоан Лавоазје, око 1776.[1]
Важно је размишљати о кисело-базним реакционим моделима као теоријама које се међусобно допуњују.[2] На пример, тренутни Луисов модел има најширију дефиницију киселина и база, с тим да је Бренстед-Лауријева теорија подскуп онога што су киселине и базе, а Аренијусова теорија је најрестриктивнија.
Дефиниције киселина и база
уредиИсторијски развој
уредиЛавоазјеова кисеонична теорија киселина
уредиПрви научни концепт киселина и база дао је Лавоазје око 1776. Пошто је Лавоазјеово познање јаких киселина углавном било ограничено на оксокиселине, као што је ХНО
3 (азотна киселина) и Х
2СО
4 (сумпорна киселина), које имају тенденцију да садрже централне атоме у високим оксидационим стањима окруже кисеоником, а пошто он није био упознат са стварним саставом хидрохаличних киселина (HF, HCl, HBr и HI), он је дефинисао киселине у смислу њиховог кисеоничног садржаја. Он је тај елемент назвао полазећи од грчких речи са значењем „формирач киселина” (од грчке речи οξυς (oxys) што значи „киселина” или „оштар”, и γεινομαι (geinomai) што значи „изазивач”). Лавоазјеова дефиниција се задржала више од 30 година, све до обљављивања једног чланка из 1810. године и накнадних предавања Сер Хамфри Дејвија у којима је доказао одсуство кисеоника у Х
2С, H2Te и хидрохаличним киселинама. Међутим, Дејви није успео да развије нову теорију, закључујући да „киселост не зависи од посебне елементарне супстанце, већ од специфичног аранжмана различитих супстанци”.[3] Једну приметну модификацију кисеоничне теорије пружио је Јонс Јакоб Берцелијус, који је навео да су киселине оксиди неметала, док су базе оксиди метала.
Либигова водонична теорија киселина
уредиГодине 1838. Јустус фон Либиг је предложио да је киселина једињење које садржи водоник и чији се водоник се може заменити металом.[4][5][6] Ово редефинисање засновано је на његовом опсежном раду на хемијском саставу органских киселина. Тиме је окончан доктринарни прелаз са дефиниције киселина на бази кисеоника до киселина на бази водоника који је започео Дејви. Либигова дефиниција, иако у потпуности емпиријска, остала је у употреби скоро 50 година до усвајања Аренијусоеве дефиниције.[7]
Аренијусова дефиниција
уреди
Прву модерну дефиницију киселина и база у молекуларном смислу формулисао је Сванте Аренијус.[8][9] Водонична теорија киселина је произашла из његовог рада 1884. године, када је Фридрих Вилхелм Оствалд утврдио присуство јона у воденом раствору, и довела је до тога да је Аренијус добио Нобелову награду за хемију 1903. године.
Као што је дефинисао Аррхениус:
- Аренијусова киселина је супстанца која се дисоцира у води да формира водоничне јоне (H+);[10] то јест, киселина повећава концентрацију H+ јона у воденом раствору
То изазива протонацију воде, или стварање хидронијум јона (H3O+).[ноте 1] У данашње време се симбол H+ тумачи као скраћеница за H3O+, јер је познато да самостални протони не постоје као слободна врста у воденом раствору.[13]
- Аренијусова база је супстанца која се дисоцира у води да формира хидроксидне (OH−) јоне; то јест, база повећава концентрацију OH− јона у воденом раствору.
Аренијусове дефиниције киселости и базности су ограничене на водене растворе и односе се на концентрацију јона у растварачу. Према овој дефиницији, чиста H2SO4 и HCl киселина растворене у толуену нису киселине, а растопљени NaOH и раствори калцијум амида у течном амонијаку нису алкални. То је довело до развоја Бренстед-Лауријеве теорије и касније Луисове теорије да би се објаснили ови безводни изузеци.[14]
Све у свему, да би се квалификовала као Аренијусова киселина, након увођења у воду, хемикалија мора узроковати, директно или на други начин:
- повећање концентрације воденог хидрониума, или
- смањење концентрације воденог хидроксида.
Супротно томе, да би се квалификовала као Аренијусова база, након увођења у воду, хемикалија мора узроковати, директно или другачије:
- смањење концентрације воденог хидрониума, или
- повећање концентрације воденог хидроксида.
Реакција киселине са базом назива се реакцијом неутрализације. Производи ове реакције су со и вода.
- киселина + база → со + вода
У овом традиционалном представљању реакција неутрализације киселине и базе је формулисана као реакција двоструке замене. На пример, реакцијом хлороводоничне киселине, HCl, са натријум хидроксидом, NaOH, раствори производе раствор натријум хлорида, NaCl и додатне молекуле воде.
- HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O
Модификатор (aq) у овој једначини Аренијус је подразумевао, уместо да га експлицитно укључује. Њиме се указује да су супстанце растворене у води. Иако су све три супстанце, HCl, NaOH и NaCl способне да постоје као чиста једињења, у воденим растворима се потпуно дисоцирају у солватисане јоне H+, Cl−, Na+ и OH−.
Рационализација јачине Луисових киселинско-базних интеракција
уредиХСАБ теорија
уредиГодине 1963, Ралф Пирсон је предложио квалитативни концепт познат као начело тврдих и меких киселина и база,[15] који је касније постао квантитативан уз помоћ Роберта Пара 1984. године.[16][17] „Тврде” се односи на врсте које се мале, имају висока стаја наелектрисања, и које су слабо поларизабилне. „Мекане” се односи на врсте које су велике, имају ниска стања наелектрисања, и које су веома поларизабилне. Киселине и базе формирају интеракције, и најстабилније интеракције су тврда–тврда и мака–мека. Ова теорија је нашле примену у органској и неорганској хемији.
ЕЦW модел
уредиЕЦW Модел је квантитативни модел који описује и предвиђа јачину интеракција Луисових киселина и база, -ΔH. Овај модел додељује Е и C параметре многим Луисовим киселинама и базама. Свака киселина је карактерисана са EA и CA. Свака база је слично томе карактерисана са EB и CB. Вредности Е и C параметара се односе, респективноо, на електростатичке и ковалентне доприносе јачини веза које киселина и база формирају. Једначина је
- -ΔH = EAEB + CACB + W
Члан W предсатављq константни енергетски допринос за киселинско–базне реакције као што су је разлагање димерних киселина или база. Једначина предвиђа преокрет јачина киселина и база. Графичка репрезентација једначине показује да не постоји један ред јачине Луисове базе или киселине.[18]
Киселинско–базна равнотежа
уредиРеакција јаке киселине са јаком базом је есенцијално квантитативна реакција. На пример,
- HCl(aq) + Na(OH)(aq) → H2O + NaCl(aq)
У овој реакцији јони натријума и хлора не учествују директно у реакцији неутрализације.
- H+ + OH− → H2O
Са слабим базама додавање киселине није квантитативно, пошто је раствор слабе базе пуферски раствор. Раствор слабе киселине је исто тако пуферски раствор. Кад слаба киселина реагује са слабом базом формира се равнотежна смеша. На пример, аденин, обележен са AH може да реагује са водоник фосфатним јоном, ХПО2−
4.
- AH + HPO2−
4 ⇌ A− + H
2PO−
4
Константа равнотеже ове реакције се може извести из константе дисоцијације киселине аденина и диводоничног фосфатног јона.
- [A−][H+] = Ka1[AH]
- [HPO2−
4][H+] = Ka2[H
2PO−
4]
Нотација [X] означава „концентрацију X”. Када се ове две једначине комбинују елиминацијом концентрације водоничног јона, добија се израз за равнотежну константу, К.
- [A−][H
2PO−
4] = K[AH][HPO2−
4]; K = Ka1/Ka2
Киселинско–алкална реакција
уредиКиселинско–алкална реакција је специјални случај киселинско–базне реакције, где је кориштена база исто тако алкалија. Кад киселина реагује са алкалном соли (метал хидроксидом), продукат је меална со и вода. Киселинско–алкалне реакције су такође реакције неутрализације.
У општем случају, киселинско–алкалне реакције се могу поједноставити до
изостављајући помоћне јоне.
Киселине су генерално чисте супстанце које садрже водоничне катјоне (Х+
) или узрокују њихово формирање у растворима. Хлороводонична киселина (ХЦл) и сумпорна киселина (Х
2СО
4) су типични примери. У води, оне се разлажу у јоне:
- ХЦл → Х+
(аq) + Цл−
(аq) - Х
2СО
4 → Х+
(аq) + ХСО−
4(аq)
Алкалије се разлажу у води, дајући растворене хидроксидне јоне:
- НаОХ → На+
(аq) + ОХ−
(аq)
Види још
уредиНапомене
уреди- ^ Новије препоруке ИУПАЦ-а предлажу да се новији израз „хидронијум”[11] користи уместо раније прихваћеног израза „оксонијум”[12] да би се јасније приказали реакциони механизми попут оних дефинисаних у Бренстед-Лауријевој и растварачкој дефиницији, док Аренијусова дефиниција служи као једноставан општи приказ киселинско-базног карактера.[10]
Референце
уреди- ^ Миесслер & Тарр 1991, стр. 166 – Табле оф дисцовериес аттрибутес Антоине Лавоисиер ас тхе фирст то посит а сциентифиц тхеорy ин релатион то оxyацидс.
- ^ Паик, Сеоунг-Хеy (2015). „Ундерстандинг тхе Релатионсхип Амонг Аррхениус, Брøнстед–Лоwрy, анд Леwис Тхеориес”. Јоурнал оф Цхемицал Едуцатион (на језику: енглески). 92 (9): 1484—1489. Бибцоде:2015ЈЦхЕд..92.1484П. дои:10.1021/ед500891w.
- ^ Халл, Норрис Ф. (март 1940). „Сyстемс оф Ацидс анд Басес”. Јоурнал оф Цхемицал Едуцатион. 17 (3): 124—128. Бибцоде:1940ЈЦхЕд..17..124Х. дои:10.1021/ед017п124.
- ^ Миесслер & Тарр 1991
- ^ Меyерс 2003, стр. 156
- ^ Миесслер & Тарр 1991, стр. 166 – табле оф дисцовериес аттрибутес Јустус вон Лиебиг'с публицатион ас 1838
- ^ Финстон & Рyцхтман 1983, стр. 140–146
- ^ Миесслер Г.L. анд Тарр D.А. Инорганиц Цхемистрy (2нд ед., Прентице-Халл 1999) п. 154 ISBN 0-13-841891-8
- ^ Wхиттен К.W., Галлеy К.D. анд Давис Р.Е. Генерал Цхемистрy (4тх ед., Саундерс 1992) п. 356 ISBN 0-03-072373-6
- ^ а б Миесслер & Тарр 1991, стр. 165
- ^ Мурраy, Кермит К.; Боyд, Роберт К.; Еберлин, Марцос Н.; Ланглеy, Г. Јохн; Ли, Лианг; Наито, Yасухиде (јун 2013) [2006]. „Стандард дефинитион оф термс релатинг то масс спецтрометрy рецоммендатионс” (ПДФ). Пуре анд Апплиед Цхемистрy. 85 (7): 1515—1609. дои:10.1351/ПАЦ-РЕЦ-06-04-06. (Ин тхис доцумент, тхере ис но референце то депрецатион оф "оxониум", wхицх ис алсо стилл аццептед, ас ит ремаинс ин тхе ИУПАЦ Голд боок, бут ратхер ревеалс преференце фор тхе терм "Хyдрониум".)
- ^ „оxониум yлидес”. ИУПАЦ Цомпендиум оф Цхемицал Терминологy (интерацтиве версион) (2.3.3 изд.). Интернатионал Унион оф Пуре анд Апплиед Цхемистрy. 2014. Приступљено 9. 5. 2007.
- ^ ЛеМаy, Еугене (2002). Цхемистрy. Уппер Саддле Ривер, Неw Јерсеy: Прентице-Халл. стр. 602. ИСБН 978-0-13-054383-7.
- ^ „Тхеориес оф ацидс анд басес”. www.цхемгуиде.цо.ук. Приступљено 18. 4. 2018.
- ^ Пеарсон, Ралпх Г. (1963). „Хард анд Софт Ацидс анд Басес.”. Јоурнал оф тхе Америцан Цхемицал Социетy. 85 (22): 3533—3539. дои:10.1021/ја00905а001.
- ^ Парр, Роберт Г.; Пеарсон, Ралпх Г. (1983). „Абсолуте харднесс: цомпанион параметер то абсолуте елецтронегативитy”. Јоурнал оф тхе Америцан Цхемицал Социетy. 105 (26): 7512—7516. дои:10.1021/ја00364а005.
- ^ Пеарсон, Ралпх Г. (2005). „Цхемицал харднесс анд денситy фунцтионал тхеорy” (ПДФ). Јоурнал оф Цхемицал Сциенцес. 117 (5): 369—377. дои:10.1007/БФ02708340.
- ^ Вогел, C. Г..; Драго, Р. С. (1996). „Тхе ЕЦW Моделдои=10.1021/ед073п701”. Јоурнал оф Цхемицал Едуцатион. 73: 701—707. Бибцоде:1996ЈЦхЕд..73..701В. дои:10.1021/ед073п701.
Литература
уреди- Цлаyден, Јонатхан; Греевес, Ницк; Wаррен, Стуарт; Wотхерс, Петер (2000). Органиц Цхемистрy (Фирст изд.). Оxфорд Университy Пресс.
- Финстон, Х. L.; Рyцхтман, А. C. (1983). А Неw Виеw оф Цуррент Ацид-Басе Тхеориес. Неw Yорк: Јохн Wилеy & Сонс.
- Меyерс, Р. (2003). Тхе Басицс оф Цхемистрy. Греенwоод Пресс.
- Миесслер, Г. L.; Тарр, D. А. (1991). Инорганиц Цхемистрy.
