Большая Советская энциклопедия - кислоты и основания

классы химических соединений. Обычно кислотами называют вещества, содержащие водород (HCl, HNO3, H2SO4, CH3COOH и т.д.) и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н⁺ (точнее, ионов гидроксония H3O⁺). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус водных растворов кислот, а также их способность изменять окраску индикаторов химических (См. Индикаторы химические). По числу отщепляющихся протонов различают кислоты одноосновные (например, азотная HNO3, соляная HCl, уксусная CH3COOH), двухосновные (серная H2SO4, угольная H2CO3), трехосновные (ортофосфорная H3PO4). Чем больше ионов гидроксония присутствует в водном растворе кислоты, т. е. чем выше степень диссоциации последней, тем кислота сильнее. Кислоты, полностью диссоциированные в разбавленных растворах, называют сильными. К слабым относятся кислоты с константой ионизации (характеризующей степень диссоциации кислоты в растворе, например, при 25 °С) ниже 10^-5 (уксусная 1,8․10^-5, синильная 7,9․10^-10). Диссоциация многоосновных кислот происходит в несколько ступеней, каждая из которых имеет свою константу ионизации. Например, константа ионизации H3PO4 на

Н⁺ и H2PO^-4 7․10^-3, H2PO4^- на Н⁺ и HPO4^2- 8․10^-8, HPO4^2- на Н+ и PO4^3- 4,8․10^-13. Об органических кислотах см. также Карбоновые кислоты. Основаниями обычно называют вещества, содержащие гидроксильную группу OH [КОН, NaOH, Ca (OH)2 и др.] и способные диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных ионов OH^-. Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимые в воде основания называют щелочами (См. Щёлочи). Присутствием ионов OH^- и объясняется характерный щелочной вкус растворов щелочей, а также их способность изменять окраску индикаторов. Основания с 1, 2, 3 гидроксильными группами называются соответственно одно-, двух-, трёхкислотными. Не полностью диссоциирующие при растворении в воде основания называются, как и кислоты, слабыми. К сильным основаниям относятся гидроокиси калия KOH, натрия NaOH, бария Ba (OH)3. О принципах установления названий К. и о. см. Номенклатура неорганических соединений.

Понятия К. и о. возникли ещё на заре развития химии. В 1778 французский химик А. Л. Лавуазье попытался объяснить особенности свойств кислот содержанием кислорода. Несостоятельность такого мнения стала очевидной, когда оказалось, что многие кислородсодержащие вещества (окислы металлов, щелочи, соли и др.) не проявляют кислотных свойств, а ряд типичных кислот (соляная, синильная, плавиковая и др.), как показали английский учёный Г. Дэви (1810) и французский учёный Ж. Л. Гей-Люссак (1814), не содержат кислорода. Шведский химик И. Я. Берцелиус (1812—19) видел причину кислотных и основных свойств в электрической природе окислов: электроотрицательные окислы неметаллов (и некоторых металлов — хрома, марганца) он считал кислотами, а электроположительные окислы металлов — основаниями. В 1814 Г. Дэви предложил признать носителем кислотных свойств водород, входящий в состав всех известных тогда соединений, обладающих кислотными свойствами, а немецкий химик Ю. Либих (1833) внёс существенное уточнение, что кислотные свойства вещества обусловлены не всеми содержащимися в нём атомами водорода, а лишь теми из них, которые могут замещаться металлом с образованием солей (См. Соли). После появления (1884—87) теории электролитической диссоциации (См. Электролитическая диссоциация) шведского учёного С. Аррениуса кислотами стали называть соединения, при диссоциации которых в водном растворе образуются ионы водорода Н⁺, а основаниями — соединения, диссоциирующие с отщеплением иона гидроксила OH^-. По мере развития теории растворов (См. Растворы) стало ясно, что важную роль в процессе электролитической диссоциации веществ играет взаимодействие как самих веществ, так и продуктов их диссоциации с растворителем. Было выяснено также, что ион Н⁺ не может находиться в растворе в свободном виде: вследствие очень высокой плотности заряда он прочно соединяется с молекулами растворителя (сольватируется) и реально существует в виде сольватного иона, в водных растворах — иона гидроксония, который и является носителем кислотных свойств.

Определение понятий К. и о. на основе теории электролитической диссоциации часто вполне достаточно для практических целей. Однако, как было установлено уже давно, многие соединения, проявляющие типичные свойства К. и о., не содержат ни водорода ни групп ОН. Кроме того, одно и то же вещество нередко в одних реакциях ведёт себя как кислота, а в других — как основание (см. Амфотерность). Способность вещества реагировать как кислота или основание является, таким образом, не абсолютным свойством этого вещества, а выражается в конкретных химических реакциях, относимых к классу кислотно-основных. В таких реакциях одно из взаимодействующих веществ играет роль кислоты по отношению к другому веществу, играющему роль основания. Итак, способность вещества реагировать в качестве кислоты или основания является его функциональной характеристикой. Было предпринято множество попыток разработать единую теорию, которая позволила бы, с учётом указанных обстоятельств, однозначно относить данное вещество к классу кислот или оснований. Однако до сих пор единого критерия для этого не найдено. Наиболее распространены две концепции — датского физико-химика И. Н. Брёнстеда и американского физико-химика Г. Н. Льюиса (1923). Брёнстед относит к классу кислот водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода — протоны (т. н. протонные, или брёнстедовские, кислоты), а к классу оснований — вещества, присоединяющие протоны. Функции К. и о., по Брёнстеду, могут выполнять как нейтральные молекулы, так и ионы. Химическая реакция, при которой происходит передача протона от кислоты к основанию: АН+В⇔ А^-+ВН (где АН — кислота, а В^- — основание), называется кислотно-основной, или протолитической. Поскольку протолитические реакции обратимы, причем в обратной реакции, так же как и в прямой, происходит передача протона, продукты прямой реакции также выполняют друг по отношению к другу функцию К. и о. (так называемые сопряженные К. и о.), то есть ВН — кислота, а А^- — основание. Например, в реакции: H2SO4 + H2O ⇔ HSO^-4 + H3O⁺ кислотами являются H2SO4, и H3O⁺, а HSO^-4 и H2O — основания. Концепция Брёнстеда дает четкий критерий для отнесения химических реакций к типу кислотно-основных, позволяет выражать в количественной форме основные характеристики протолитических равновесий и расположить водородсодержащие вещества в ряд по возрастанию их способности отдавать протон, то есть по их кислотности. Эти достоинства теории протолитических равновесий обусловили ее предсказательную силу и обеспечили широкое использование брёнстедовских представлений в химической практике. В то же время концепции Брёнстеда свойственна ограниченность, выражающаяся в том, что, связывая кислотные свойства вещества с наличием в его составе водорода, она все же оставляет в стороне большое число веществ кислотного характера, не содержащих водорода. К таким веществам, получившим в химии название апротонных, или льюисовских, кислот, относятся электронно-ненасыщенные соединения, например галогениды бора, алюминия и олова, окислы некоторых металлов и т.д. Согласно концепции Льюиса, восполняющей в какой-то степени вышеуказанный пробел, кислотой называют вещество, присоединяющее при химической реакции пару электронов, а основанием — вещество, отдающее пару электронов. Результатом является восполнение электронной ненасыщенности молекулы кислоты за счет электронов основания, а также возникновения нового соединения (соли) с устойчивой электронной оболочкой (в частности, октетом) и донорно-акцепторной связью, например:

где BF3 — кислота, а NH3 — основание. Важная особенность кислотно-основных реакций, по Льюису, состоит в обобществлении электронной пары основания. Этим они отличаются от окислительно-восстановительных реакций, в ходе которых молекулы окислителя полностью отбирают по одному или несколько электронов у молекул восстановителя; никаких обобществленных орбит при этом не возникает. В отличие от Брёнстеда, Льюис связывает кислотно-основные свойства не с наличием определенных химических элементов (в частности, водорода), а исключительно со строением внешних электронных оболочек атомов. В то же время между обеими концепциями имеется внутренняя связь, основанная на том, что для иона Н⁺, так же как и для льюисовских кислот, характерно сильное сродство к электронной паре. Кроме двух рассмотренных концепций К и о., известны некоторые другие, которые не получили, однако, столь широкого распространения.

Как брёнстедоские, так и льюисовские теории К. и о. широко применяются на практике. Изменение кислотности или основности среды часто используют с целью увеличения скорости реакций и изменения механизма взаимодействия. В этом состоит сущность кислотно-основного Катализа, широко используемого в химической промышленности; при этом важно, что брёнстедовские и льюисовские кислоты оказывают во многих случаях сходное каталитическое действие. Широкое применение получили кислотно-основные процессы в химической промышленности (Нейтрализация, Гидролиз, Травление металлов и т.д.). Многие кислоты (серная, азотная, соляная, ортофосфорная и др.) и щёлочи (едкое кали, едкий натр и др.) являются основными продуктами химического производства и используются в качестве исходных веществ в важнейших отраслях химической промышленности.

Многообразные — структурные и динамические — функции К. и о. выполняют в живых организмах, принимая участие во многих биохимических процессах. Как правило, эти процессы очень чувствительны к кислотности или основности среды (см. Водородный показатель, Кислотно-щелочное равновесие). Направленное воздействие К. и о. используется в медицине. Так, разбавленные растворы соляной кислоты употребляются для усиления секреции желудка, борной — для дезинфицирующих и вяжущих полосканий и т.д. В то же время при попадании в организм концентрированных К. и о. возможны сильные ожоги внутренних органов, падение сердечной деятельности и т.д., приводящие в ряде случаев к гибели организма.

Лит.: Людер В., Цуффанти С., Электронная теория кислот и оснований, пер. с англ., М.,1950; Усанович М. И., Что такое кислоты и основания, А.-А., 1953; Полинг Л., Общая химия, пер. с англ., М.. 1964; Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963.

Я. М. Варшавский.

Большая советская энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия

1969—1978