Главная > Вода, гидродинамика, гидромеханика > Не только в воде
<< Предыдущий параграф
Следующий параграф >>
<< Предыдущий параграф Следующий параграф >>
Макеты страниц

Сольвосистемы

Теория ангидрокислот и ангидрооснований, а также теория Ганча базировались на совершенно иных предпосылках, чем классическая теория кислотно-основного взаимодействия, сформулированная Аррениусом и Оствальдом. Представления же классической теории были столь просты и наглядны (не случайно именно эти представления и поныне излагаются в школьных и вузовских учебниках), что отказываться от них химикам очень уж не хотелось. Поэтому появилось искушение распространить эти положения на любой растворитель. Для реализации этого намерения имелись достаточно серьезные основания. Речь идет о процессе автоионизации (автопротолизе) растворителя.

Как известно, вода самопроизвольно, впрочем, в очень малой степени подвергается распаду на ионы:

Внесем существенное исправление. Приведенное уравнение неточно передает процесс автоионизации воды. Дело в том, что

катион водорода т.е. протон, не может существовать в растворе в свободном состоянии. Обладая из-за крайне малого радиуса (в 105 раз меньшего, чем радиус иона любого другого химического элемента) электростатическим полем огромной напряженности, он притягивает к себе молекулу воды, образуя катион гидроксония: Поэтому процесс автоионизации воды следует передать уравнением: Вот почему процесс электролитической диссоциации ранее был представлен схемой, которую ввиду ее значимости приведем еще раз:

Последнее уравнение позволяет предложить интересную формулировку понятий «кислота» и «основание» применительно к водным растворам: кислотой называют химическое соединение, отщепляющее при растворении в воде тот же катион, который образуется при автоионизации воды; основанием называют химическое соединение, отщепляющее при растворении в воде тот же анион, который образуется при автоионизации воды.

Формулировка ясная и, можно сказать, прочная (правда, немного пространная). Впрочем, самое главное ее достоинство — возможность распространения положений теории электролитической диссоциации на неводные растворители. Ведь способностью к автоионизации обладает не только вода, но и многие другие растворители. Жидкий аммиак, к примеру, распадается на ионы по уравнению:

а жидкая треххлористая сурьма — по уравнению:

Это позволяет предложить общую формулировку понятий «кислота» и «основание» применительно к неводным растворителям: кислота — соединение, отщепляющее в данном растворителе катион, одноименный с катионом растворителя; основание — соединение, отщепляющее в данном растворителе анион, одноименный с анионом растворителя. Как видим, формулировка и более общая, и более краткая.

Если же воспользоваться терминологией, предложенной выдающимся советским химиком Н. А. Измайловым, о вкладе

которого в учение о растворах мы будем говорить в последующих разделах, и называть катион, образующийся при автоионизации растворителя ионом лиония, а анион, образующийся при автоионизации растворителя ионом лиата, то появляется еще одна формулировка наших основных понятий, формулировка, краткость которой гармонирует с изяществом: кислота — соединение, отщепляющее в растворе ион лиония, основание — соединение, отщепляющее в растворе ион лиата.

Итак, в каждом из растворителей своя система кислот и оснований, своя сольвосистема, как назвали эту теорию ее основоположники Г. Кэди, Э. Франклин и Э. Элеей, сформулировавшие ее положения еще на заре нашего века.

Попробуем войти в круг представлений теории сольвосистем, взяв в качестве примера уже упоминавшийся растворитель — жидкий аммиак, у которого ион лиония а ион лиата — Таким образом, соединением, которое могло бы в этом растворителе стать кислотой, является любое вещество, молекулы которого содержат в своем составе катион (например, хлористый аммоний Хлористый аммоний — кислота? С непривычки, конечно, режет слух, но вспомнив о хлористом калии — основании в теории ангидрокислот и ангидрооснований, диссонансом это сочетание мы уже считать не станем.

Аналогично, основанием в жидком аммиаке будет амид калия который может отщеплять ион лиата

Внутренняя гармония теории сольвосистем начинает раскрываться при сопоставлении реакций нейтрализации в привычной воде и каком-либо неводном растворителе, хотя бы в том же жидком аммиаке:

Как видим, все получается и строго, и логично: в обоих случаях процесс нейтрализации сводится к взаимодействию ионов лиония и лиата, и в обоих случаях образуется один и тот же продукт нейтрализации — растворенный в «своем» растворителе.

Аналогия между растворами в этих двух растворителях может быть очень далекой. Сопоставим пары реакций без каких-либо комментариев:

Сольволиз (соответственно, гидролиз и аммонолиз)

Вытеснение металлами водорода из растворов кислот

Реакции амфотерных сольвооксидов (соответственно, гидроксидов и амидов)

<< Предыдущий параграф Следующий параграф >>
Оглавление