Вопрос ✔, страница 96 - гдз по химии 11 класс учебник Габриелян, Остроумов

Вопрос в параграфе. Параграф 18. Неорганические и органические кислоты. Глава III. Вещества и их свойства - страница 96.

Условие.

Вы заканчиваете среднюю школу и, следовательно, завершаете изучение курса химии. Вспомните, как развивались ваши представления о классе кислот, опираясь на химические теории.

Решение.

Решение 2.

Изучение химии в средней школе предполагает постепенное усложнение и углубление представлений о химических понятиях. Развитие понятия «кислота» является ярким примером такого процесса, проходящего через несколько теоретических этапов.

Начальные представления о кислотах (эмпирический подход)

Первоначальное знакомство с кислотами в курсе химии (обычно в 8 классе) основывается на их наблюдаемых, или эмпирических, свойствах. На этом этапе кислоты определяются как сложные вещества, которые:

• Имеют кислый вкус (например, лимонная, уксусная кислоты).
• Изменяют окраску индикаторов (лакмус становится красным, метилоранж – розовым).
• Взаимодействуют с основаниями, вступая в реакцию нейтрализации.
• Взаимодействуют с активными металлами с выделением водорода.

С точки зрения состава, кислоты определяются как вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотного остатка. Общая формула записывается как $H_n(Кисл.ост.)$. Это определение является рабочим, но не объясняет, почему именно атомы водорода и почему именно в этих соединениях придают им характерные кислотные свойства.

Ответ: На начальном этапе кислоты определяются как класс соединений с общей формулой $H_n(Кисл.ост.)$, обладающих характерными эмпирическими свойствами (кислый вкус, изменение цвета индикаторов) без глубокого теоретического обоснования причин этих свойств.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса

Следующим шагом в развитии представлений о кислотах становится теория электролитической диссоциации (ТЭД), предложенная Сванте Аррениусом. Эта теория дает первое научное объяснение сущности кислот и их свойств.

Согласно ТЭД, кислоты – это электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют (распадаются на ионы) с образованием катионов водорода $H^+$ и анионов кислотного остатка.
Например: $HCl \leftrightarrow H^+ + Cl^-$
$H_2SO_4 \leftrightarrow 2H^+ + SO_4^{2-}$

Именно наличие ионов водорода $H^+$ в растворе и объясняет все общие свойства кислот: кислый вкус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с металлами, основаниями и основными оксидами. Реакция нейтрализации с точки зрения ТЭД представляет собой взаимодействие ионов водорода и гидроксид-ионов с образованием малодиссоциирующего вещества – воды: $H^+ + OH^- \rightarrow H_2O$.
Эта теория была большим шагом вперед, но имела ограничения: она была применима только к водным растворам и не могла объяснить кислотные свойства веществ, не содержащих водород (например, $AlCl_3$), или основные свойства веществ, не содержащих гидроксогруппу $OH^-$ (например, аммиака $NH_3$).

Ответ: С точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса, кислоты — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов водорода $H^+$, которые и являются носителем кислотных свойств.

Протолитическая теория Брёнстеда-Лоури

В старших классах происходит знакомство с более общей протолитической теорией, предложенной независимо друг от друга Йоханнесом Брёнстедом и Томасом Лоури. Эта теория расширяет понятие кислоты и основания.

• Кислота – это частица (молекула или ион), способная отдавать протон ($H^+$), то есть являющаяся донором протонов.
• Основание – это частица, способная принимать протон, то есть являющаяся акцептором протонов.

Кислотно-основное взаимодействие в этой теории – это процесс передачи протона от кислоты к основанию.
Например, в реакции $HCl + H_2O \leftrightarrow H_3O^+ + Cl^-$:
$HCl$ – кислота (отдает протон), $H_2O$ – основание (принимает протон).
В обратной реакции $H_3O^+$ (ион гидроксония) – кислота, а $Cl^-$ – основание.
Вводятся понятия сопряженных кислот и оснований (например, $HCl/Cl^-$ и $H_3O^+/H_2O$).

Эта теория позволяет объяснить:

• Амфотерность воды, которая может быть и кислотой, и основанием.
• Основные свойства аммиака: $NH_3 + H_2O \leftrightarrow NH_4^+ + OH^-$, где $NH_3$ – основание.
• Гидролиз солей, например, кислую среду раствора хлорида аммония за счет того, что ион $NH_4^+$ является кислотой (донором протонов): $NH_4^+ + H_2O \leftrightarrow NH_3 + H_3O^+$.

Ответ: Протолитическая теория определяет кислоту как донора протона ($H^+$), что позволяет рассматривать кислотно-основные реакции как процесс переноса протона и описывать такие явления, как гидролиз солей и амфотерность, не ограничиваясь водными растворами.

Электронная теория Льюиса

На заключительном этапе изучения химии, часто в рамках углубленного курса, упоминается наиболее общая электронная теория Гилберта Льюиса. Она смещает фокус с переноса протона на электронные пары.

• Кислота Льюиса – это молекула или ион, имеющая свободную орбиталь и способная принимать электронную пару, т.е. акцептор электронной пары.
• Основание Льюиса – это молекула или ион, способная предоставлять электронную пару для образования связи, т.е. донор электронной пары.

Кислотно-основная реакция по Льюису — это образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.
Классический пример: $BF_3 + :NH_3 \rightarrow F_3B-NH_3$.
Здесь $NH_3$ – основание Льюиса (донор неподеленной электронной пары азота), а $BF_3$ – кислота Льюиса (акцептор, у атома бора есть вакантная р-орбиталь).
Эта теория охватывает все кислоты и основания Брёнстеда-Лоури (протон $H^+$ является акцептором электронной пары), а также объясняет кислотные свойства катионов металлов ($Al^{3+}$, $Fe^{3+}$) и многих безводородных соединений. Она представляет собой самый фундаментальный взгляд на кислотно-основные взаимодействия.

Ответ: Электронная теория Льюиса является наиболее общей, определяя кислоту как акцептор электронной пары. Это позволяет включить в класс кислот широкий спектр соединений, не содержащих водород, и рассматривать кислотно-основные взаимодействия как процесс образования донорно-акцепторной связи.