Реакции, протекающие без передачи электронов.

Глава 4. Реакции, протекающие без передачи электронов.

Глава 4. Реакции, протекающие без передачи электронов

В зависимости от выбранного признака существует несколько способов классификации химических реакций. По выделению или поглощению тепла реакции делят на эндотермические (с поглощением энергии) и экзотермические (с выделением энергии).
По признаку – происходит ли в ходе реакции обмен составными частями, объединение двух или нескольких молекул в одну либо, наоборот, разложение молекулы на части – выделяют реакции замещения, соединения и разложения.
Наиболее важна для нас классификация, в которой разделение реакций ведется по признаку, характеризующему передачу электронов в ходе реакции. Если переход электронов от одних атомов к другим присутствует, реакцию называют окислительно-восстановительной.
Для реакций, не сопровождающихся переносом электронов, нет общепринятого термина. К наиболее широкой группе таких реакций относятся реакции ионного обмена в водных растворах. В подавляющей своей части эти реакции обратимы и протекают при посредничестве воды. Электролит (вещество, распадающееся в растворах или расплавах на ионы) при растворении в воде нередко реагирует с ней, приводя к изменению ее кислотности.

4.1. Кислотно-основные равновесия

В процессе классического изучения химии понятия «кислота» и «основание» вводятся постепенно на нескольких уровнях.
На первом этапе обучения учащиеся по химическим формулам должны узнавать, какие вещества можно отнести к кислотам, а какие – к основаниям. Существуют соответствующие данному этапу определения.
Кислота – это соединение, состоящее из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка.
Основание – это соединение, состоящее из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп.
Пользуясь данными определениями, по внешнему виду формулы молекулы ее можно отнести либо к кислотам, либо к основаниям. Недостаток такого подхода состоит в том, что имеются вещества, в которых нет гидроксильных групп, но в растворах они дают основную среду (NH3). Не всегда по формуле соединения удается определить – кислота это или основание. Например, формулу борной кислоты записывают двумя способами:

Н3BO3 и B(OH)3.

C точки зрения химического строения нет принципиального различия между кислородсодержащими кислотами и основаниями – все эти соединения вполне обоснованно можно назвать гидроксидами. И в тех, и в других существует один и тот же порядок связей: водород–кислород–элемент (например,
Н–О–Сl – кислота, Н–О–Na – основание). Отличие состоит в том, что одни в водных растворах отщепляют протон Н+, а другие – гидроксид-ион НО–.
Ответ на вопрос, почему возникают такие различия, дает анализ электроотрицательностей атомов, образующих соединения. Так, электроотрицательности атомов элементов, образующих гидроксиды (Н – 1,0; О – 3,5; Сl – 3,0; Na – 0,9), показывают, что в случае хлорноватистой кислоты (HOCl) полярные молекулы воды будут наиболее сильно гидратировать протоны, а в случае гидроксида натрия (NaOH) – катионы натрия (H2O…H+…OH2 и H2O…Na+…OH2). Этот факт объясняется тем, что на этих атомах находятся наибольшие положительные заряды в соединениях.
Согласно протонной теории кислот и оснований, выдвинутой Й.Н.Бренстедом и Т.М.Лоури, кислотой является соединение, отщепляющее в реакции протоны, а основанием – соединение, способное принимать протоны.
Любая реакция отщепления протона выражается уравнением:

кислота  основание + Н+.

На самом деле свободные протоны не могут существовать в растворе несвязанными и переходят от кислоты к основанию, образуя сопряженное основание и сопряженную кислоту. Например:

Уксусная кислота, отдав протон, превращается в основание (получившее название «сопряженное»). Аммиак, приняв протон, из основания превращается в сопряженную кислоту.

Наиболее общей считается теория кислот и оснований Г.Н.Льюиса. Согласно Льюису, кислотой является соединение, принимающее электронную пару, а основанием – предоставляющее электронную пару. Так в реакции

AlF3 + :NH3 = F3Al:NH3

атом алюминия принимает неподеленную электронную пару атома азота на свою вакантную электронную орбиталь.
Интересен пример из органической химии, демонстрирующий механизм действия кислоты Льюиса (AlBr3) в реакции бензола с бромом. Поляризующая способность молекулы бензола по отношению к молекуле брома оказывается недостаточной для успешного протекания реакции. На помощь приходит молекула бромида алюминия, которая по отношению к молекуле брома обладает более сильной поляризующей способностью:

AlBr3 + Br2 = Br+[AlBr4]–.

В данном примере неподеленная электронная пара одного из атомов брома перемещается на вакантную электронную орбиталь атома алюминия в бромиде алюминия.