Химическое основание - NiNa.Az

У этого термина существуют и другие значения, см. Основание.

Основания — химические соединения, способные образовывать ковалентную связь с протоном (основание Брёнстеда➤) либо с вакантной орбиталью другого химического соединения (основание Льюиса➤). В узком смысле, под основаниями понимают осно́вные гидроксиды — сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах отщепляется только один вид анионов — гидроксид-ионы OH⁻.

Частным случаем оснований являются щёлочи — гидроксиды щелочных, щёлочноземельных металлов, а также некоторых других элементов, например, европия (ІІ) и таллия (І). Реакции оснований с кислотами называют реакциями нейтрализации.

История

Понятие основания сформировалось в XVII веке и было впервые введено в химию французским химиком Гийомом Франсуа Руэлем в 1754 году. Он отметил, что кислоты, известные в те времена как летучие жидкости (например, уксусная или соляная кислоты), превращаются в кристаллические соли только в сочетании с конкретными веществами. Руэль предположил, что эти вещества служат «основаниями» для образования солей в твёрдой форме.

Единая теория кислот и оснований была впервые представлена шведским физикохимиком Сванте Аррениусом в 1887 году. В рамках своей теории Аррениус определял кислоту как вещество, при диссоциации которого образуются протоны H⁺, а основание — как вещество, дающее при диссоциации гидроксид-ионы OH⁻. Теория Аррениуса, однако, имела свои недостатки — например, она не учитывала влияние растворителя на кислотно-основное равновесие, а также была неприменима к неводным растворам.

В 1924 году Э. Франклином была создана сольвентная теория, согласно которой основание определялось как соединение, которое при диссоциации увеличивает число тех же анионов, которые образуются при диссоциации растворителя.

Современное определение

С 1923 года основание стали определять в рамках теорий Брёнстеда-Лоури и Льюиса, которые широко применяются и в настоящее время.

Основание в теории Брёнстеда-Лоури

В протонной теории кислот и оснований, выдвинутой в 1923 году независимо датским учёным Йоханнесом Брёнстедом и английским учёным Томасом Лоури, основанием называется соединение или ион, способный принимать (отщеплять) протон от кислоты. Соответственно, кислота Брёнстеда является донором протонов, а взаимодействие кислоты с основанием сводится к передаче протона. При реакции основания Брёнстеда B с кислотой, например, с водой, основание превращается в сопряжённую кислоту BH⁺, а кислота становится сопряжённым основанием:

${\displaystyle {\mathsf {B+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {BH^{+}+OH^{-}}}.}$

Основание в теории Льюиса

Кислота Льюиса (А) является акцептором электронной пары основания Льюиса (В) и образует с ним ковалентную связь

Согласно электронной теории, предложенной в 1923 году американским физикохимиком Гилбертом Льюисом, основание — это вещество, способное отдавать электронную пару на образование связи с кислотой Льюиса. Основаниями Льюиса могут быть амины R₃N, спирты ROH, простые эфиры ROR, тиолы RSH, тиоэфиры RSR, анионы, соединения с π-связями. В зависимости от орбитали, на которой расположена участвующая в реакции пара электронов, основания Льюиса подразделяют на n-, σ- и π-типы — электронные пары для этих типов расположены соответственно на несвязывающих, σ- и π-орбиталях.

Понятия основания в теориях Льюиса и Брёнстеда-Лоури совпадают: согласно обеим теориям основания отдают пару электронов на образование связи. Разница заключается лишь в том, куда расходуется эта электронная пара. Основания Брёнстеда за её счёт образуют связь с протоном, а основания Льюиса — с любыми частицами, имеющими вакантную орбиталь. Таким образом, существенные различия этих теорий касаются понятия кислоты, а не основания.

${\displaystyle {\mathsf {AlCl_{3}+Cl^{-}}}\rightleftharpoons {\mathsf {AlCl_{4}^{-}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {BF_{3}+(C_{2}H_{5})_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {BF_{3}\cdot (C_{2}H_{5})_{2}O}}}$ Теория Льюиса не предусматривает количественной оценки способности оснований реагировать с кислотами Льюиса. Однако, для качественной оценки широко применяется принцип жёстких и мягких кислот и оснований Пирсона (принцип ЖМКО), согласно которому жёсткие кислоты предпочтительно реагируют с жёсткими основаниями, а мягкие кислоты — с мягкими основаниями. По Пирсону, жёсткими основаниями являются основания, донорный центр которых обладает низкой поляризуемостью и высокой электроотрицательностью. Напротив, мягкими основаниями являются донорные частицы с высокой поляризуемостью и низкой электроотрицательностью. Жёсткие и мягкие кислоты обладают такими же свойствами как жёсткие и мягкие основания, соответственно, с той разницей, что они являются акцепторными частицами.

Классификация оснований и кислот в рамках принципа ЖМКО

Жёсткие основания	Промежуточные основания	Мягкие основания
OH^−, RO^−, F^−, Cl^−, RCOO^−, NO3^−, NH3, RNH2, H2O, ROH, SO4^2−, CO3^2−, R2O, NR2^−, NH2^−	Br^−, C6H5NH2, NO2^−, C5H5N	RS^−, RSH, I^−, H^−, R3C^−, алкены, C6H6, R3P, (RO)3P
Жёсткие кислоты	Промежуточные кислоты	Мягкие кислоты
H^+, Li^+, Na^+, K^+, Mg^2+, Ca^2+, Al^3+, Cr^3+, Fe^3+, B(OR)3, AlR3, AlCl3, SO3, BF3, RCO^+, CO2, RSO2^+	Cu^2+, Fe^2+, Zn^2+, SO2, R3C^+, C6H5^+, NO^+	Ag^+, Cu^+, Hg^2+, RS^+, I^+, Br^+, Pb^2+, BH3, карбены

Критерий ЖМКО не имеет количественных параметров, однако основания Льюиса можно приблизительно расположить в ряды по их льюисовской основности. Например, мягкость оснований убывает в следующих рядах:

${\displaystyle {\mathsf {I^{-}>Br^{-}>Cl^{-}>F^{-}}},}$

${\displaystyle {\mathsf {CH_{3}^{-}>NH_{2}^{-}>OH^{-}>F^{-}}}.}$

Основание в общей теории Усановича

В общей теории кислот и оснований, созданной М. И. Усановичем в 1939 году, основание определено как вещество, отдающее анионы (или электроны) и принимающие катионы. Таким образом, в рамках теории Усановича в понятие основания входят как основания Брёнстеда, так и основания Льюиса, а также восстановители. Кроме того, само понятие основности, как и кислотности, в общей теории Усановича рассматривается как функция вещества, проявление которой зависит не от самого вещества, а от его партнёра по реакции.

Сила оснований

Количественное описание силы оснований

Теория Брёнстеда-Лоури позволяет количественно оценить силу оснований, то есть их способность отщеплять протон от кислот. Это принято делать при помощи константы основности K_b — константы равновесия реакции основания с кислотой сравнения, в качестве которой выбрана вода. Чем выше константа основности, тем выше сила основания и тем больше его способность отщеплять протон. Часто константу основности выражают в виде показателя константы основности pK_b. Например, для аммиака, выступающего как основания Брёнстеда, можно записать:

${\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {NH_{4}^{+}+OH^{-}}}}$

${\displaystyle K_{b}={\frac {[{\mathsf {NH_{4}^{+}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {NH_{3}}}]}}=1{,}79\cdot 10^{-5};}$

${\displaystyle \ \mathrm {p} K_{b}=-\log K_{b}=4{,}75.}$ Для многоосновных оснований используют несколько значений констант диссоциации K_b1, K_b2 и т. д. Например, фосфат-ион может протонироваться трижды:

${\displaystyle {\mathsf {PO_{4}^{3-}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {HPO_{4}^{2-}+OH^{-}}};K_{\mathrm {b1} }={\frac {[{\mathsf {HPO_{4}^{2-}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {PO_{4}^{3-}}}]}}=2{,}10\cdot 10^{-2};}$

${\displaystyle {\mathsf {HPO_{4}^{2-}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}+OH^{-}}};K_{\mathrm {b2} }={\frac {[{\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {HPO_{4}^{2-}}}]}}=1{,}58\cdot 10^{-7};}$

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {H_{3}PO_{4}+OH^{-}}};K_{\mathrm {b3} }={\frac {[{\mathsf {H_{3}PO_{4}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}}}]}}=1{,}32\cdot 10^{-12}.}$ Силу основания можно также охарактеризовать константой кислотности его сопряжённой кислоты K_a (BH⁺), причём произведение константы основности K_b на константу K_a (BH⁺) равно ионному произведению воды для водных растворов и константе автопротолиза растворителя в общем случае.

${\displaystyle K_{a}\mathrm {(NH_{4}^{+})} ={\frac {[{\mathsf {NH_{3}}}]\cdot [{\mathsf {H^{+}}}]}{[{\mathsf {NH_{4}^{+}}}]}}=5{,}62\cdot 10^{-10};}$

${\displaystyle {K_{a}\mathrm {(NH_{4}^{+})} }\cdot {K_{b}\mathrm {(NH_{3})} }=K_{w}=1\cdot 10^{-14};}$

${\displaystyle {\mathrm {p} K_{a}\mathrm {(NH_{4}^{+})} }+{\mathrm {p} K_{b}\mathrm {(NH_{3})} }=\mathrm {p} K_{w}=14}$ Из последнего уравнения также следует, что сила основания тем выше, чем ниже кислотность сопряжённой ему кислоты. Например, вода является слабой кислотой и при отщеплении протона превращается в сильное основание — гидроксид-ион OH⁻.

Значения pK_b некоторых оснований и pK_a их сопряжённых кислот в разбавленных водных растворах

Формула основания	Формула сопряжённой кислоты	pKb	pKa (BH^+)	Формула основания	Формула сопряжённой кислоты	pKb	pKa (BH^+)
ClO4^−	HClO4	19 ± 0,5	−5 ± 0,5	HPO4^2−	H2PO4^−	6,80	7,20
HSO4^−	H2SO4	16,8 ± 0,5	−2,8 ± 0,5	ClO^−	HClO	6,75	7,25
H2O	H3O^+	15,74	−1,74	H2BO3^−	H3BO3	4,76	9,24
NO3^−	HNO3	15,32	−1,32	NH3	NH4^+	4,75	9,25
HOOC-COO^−	(COOH)2	12,74	1,26	CN^−	HCN	4,78	9,22
HSO3^−	H2SO3	12,08	1,92	CO3^2−	HCO3^−	3,67	10,33
SO4^2−	HSO4^−	12,04	1,96	HOO^−	H2O2	11,62	3,38
H2PO4^−	H3PO4	11,88	2,12	PO4^3−	HPO4^2−	1,68	12,32
F^−	HF	10,86	3,14	OH^−	H2O	−1,74	15,74
NO2^−	HNO2	10,65	3,35	NH2^−	NH3 (ж.)	−19	33
CH3COO^−	CH3COOH	9,24	4,76	H^−	H2	−24,6	38,6
SH^−	H2S	6,95	7,05	СH3^−	СH4	~−44	~58

Влияние растворителя

На кислотно-основное равновесие значительное влияние оказывает растворитель. В частности, для водных растворов было обнаружено, что все основания с константами основности pK_b < 0 имеют одинаковые свойства (например, pH их растворов практически одинаков при равных концентрациях). Объясняется это тем, что такие основания в воде практически нацело превращаются в гидроксид-ион OH⁻, который является единственным основанием в растворе. Так, все основания с pK_b < 0 (амид натрия NaNH₂, гидрид натрия NaH и др.) дают эквивалентное количество гидроксид-ионов в водных растворах, выравниваясь между собой по силе. Данное явление получило название нивелирующего эффекта растворителя. Аналогичным образом, в водных растворах выравниваются по силе и очень слабые основания с pK_b > 14.

Основания с pK_b от 0 до 14 в воде частично протонированы и находятся в равновесии с сопряжённой кислотой, а их свойства в растворе зависят от значения pK_b. В этом случае говорят о дифференцирующем эффекте растворителя. Интервал pK_b, в котором основания дифференцированы по силе, равен показателю константы автопротолиза растворителя. Для разных растворителей этот интервал различен (14 для воды, 19 для этанола, 33 для аммиака и т. д.), соответственно, и набор дифференцированных и нивелированных оснований для них разный.

В растворителях, обладающих выраженными кислотными свойствами, все основания становятся более сильными и большее число оснований нивелируется по силе. Например, уксусная кислота уравнивает большинство известных оснований по силе со своим сопряжённым основанием — ацетат-ионом CH₃COO⁻. Напротив, основные растворители (аммиак) служат дифференцирующими растворителями для оснований.

Влияние строения основания

Существует несколько факторов, которые определяют относительную силу органических и неорганических оснований и которые связаны с их строением. Часто несколько факторов действуют одновременно, поэтому трудно предсказать их суммарное влияние. Среди наиболее значимых можно выделить следующие факторы.

• Индуктивный эффект (эффект поля). При повышении доступности электронной пары основания его сила возрастает. По этой причине введение электронодонорных заместителей в основание способствует проявлению их основных свойств. Например, введение алкильных заместителей в молекулу аммиака приводит к более сильным основаниям, чем сам аммиак. Напротив, введение акцепторных заместителей в молекулу понижает силу основания.

Константы основности pK_b для аммиака и простейших аминов

Аммиак NH3	Метиламин CH3NH2	Этиламин C2H5NH2	Диметиламин (CH3)2NH	Диэтиламин (C2H5)2NH	Триметиламин (CH3)3N	Триэтиламин (C2H5)3N
4,75	3,36	3,33	3,23	3,07	4,20	3,12

• Мезомерный эффект (резонансный эффект). Электронодонорные и электроноакцепторные заместители также оказывают, соответственно, положительное и отрицательное влияние на силу основания при наличии сопряжения с парой электронов центрального атома основания. В таком случае говорят о мезомерном эффекте. Данный эффект приводит к тем же последствиям, что и индуктивный: различается лишь механизм их действия. Так, пара-нитроанилин является более слабым основанием, чем анилин (pK_b равны 12,89 и 9,40 соответственно) из-за акцепторного влияния нитрогруппы, которая при участии π-связей бензольного кольца находится в сопряжении с парой электронов атома азота аминогрппы и снижает её доступность.

Эффект сопряжения проявляется также в том случае, если электронная пара основания находится в системе сопряжения, например, с ароматической системой или двойной связью. В таком случае основания имеет меньшую силу. Например, амиды и анилины являются гораздо более слабыми основаниями, чем амины.

• Корреляция с расположением атомов в периодической системе. Чем выше электроотрицательность атома, тем ниже сила основания с их участием в качестве центрального атома. Так, сила основания понижается при движении по периоду периодической системы слева направо. Также основность понижается при переходе по группе сверху вниз, что связано с увеличением радиуса основного атома и, следовательно, меньшей плотностью отрицательного заряда на нём, что в итоге снижает силу связывания положительно заряженного протона.

${\displaystyle {\mathsf {CH_{3}^{-}>NH_{2}^{-}>OH^{-}>F^{-};}}}$

${\displaystyle {\mathsf {NH_{3}>PH_{3}>AsH_{3}}}}$

• Гибридизация. Сила органических оснований понижается, если центральный атом связан с другим атомом кратными связями. Так, при переходе от аминов к иминам и нитрилам основность уменьшается. Это объясняется тем, что электронная пара в этих соединениях располагается на sp³-, sp²- и sp-гибридных орбиталях атома азота соответственно, то есть в данном ряду электронная пара приближается по характеру к s-электронам, приближаясь к атомному ядру и становясь менее доступной.

${\displaystyle {\mathsf {RCH_{2}NH_{2}>RCH{=}NH>{RC}{\equiv }{N}}}}$

Супероснования

Основания в органической химии

См. также

• Кислота

Комментарии

1. С одной стороны, наличие третьей алкильной группы в триметиламине и триэтиламине должно увеличивать их основность. С другой стороны, с добавлением третьего заместителя резко уменьшается способность сопряжённых кислот (CH₃)₃NH⁺ и (C₂H₅)₃NH⁺ к гидратации, что уменьшает их устойчивость и суммарно понижает основность аминов.

Примечания

1. IUPAC Gold Book — base  (неопр.). Дата обращения: 18 апреля 2013. Архивировано из оригинала 30 апреля 2013 года.
2. Рудзитис Г. Е., Фельдман Ф. Г. Химия. Неорганическая химия. Органическая химия. 9 класс. — 13-е изд. — М.: Просвещение, 2009. — С. 10. — ISBN 978-5-09-021-625-8.
3. William B. Jensen, The Origin of the Term Base, Journal of Chemical Éducation • 1130 Vol. 83 No. 8 août 2006
4. Химическая энциклопедия / Под ред. И. Л. Кнунянца. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1992. — Т. 2. — С. 393—395. — ISBN 5-85270-039-8.
5. Золотов Ю. А., Дорохова Е. Н., Фадеева В. И. и др. Основы аналитической химии. Книга 1. Общие вопросы. Методы разделения / Под ред. Ю. А. Золотова. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Высшая школа, 1999. — С. 118. — ISBN 5-06-003558-1.
6. IUPAC Gold Book — Brønsted base  (неопр.). Дата обращения: 18 апреля 2013. Архивировано 30 апреля 2013 года.
7. IUPAC Gold Book — Lewis base  (неопр.). Дата обращения: 18 апреля 2013. Архивировано 30 апреля 2013 года.
8. Москва В. В. Понятие кислоты и основания в органической химии // Соросовский образовательный журнал. — 1996. — № 12. — С. 33—40. Архивировано 5 октября 2013 года.
9. IUPAC Gold Book — hard base  (неопр.). Дата обращения: 18 апреля 2013. Архивировано 30 апреля 2013 года.
10. Химическая энциклопедия, 1992, т. 2, с. 145.
11. IUPAC Gold Book — hard acid  (неопр.). Дата обращения: 18 апреля 2013. Архивировано 30 апреля 2013 года.
12. Золотов и др., 1999, с. 152.
13. Кусаинова К. М. Нет ни кислот, ни оснований! Об одной полузабытой теории и её творце // Химия и жизнь. — 2004. — № 6. — С. 40—44. Архивировано 27 июня 2013 года.
14. Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. — Изд. 2-е, испр. и доп. — Ленинград: Химия, 1978. — С. 232—236.
15. Реутов О. А., Курц А. Л., Бутин К. П. Органическая химия. — 3-е изд. — М.: Бином. Лаборатория знаний, 2010. — Т. 1. — С. 40. — ISBN 978-5-94774-614-9.
16. Неорганическая химия / Под ред. Ю. Д. Третьякова. — М.: Академия, 2004. — Т. 1. — С. 89—94. — ISBN 5-7695-1446-9.
17. Золотов и др., 1999, с. 123—125.
18. Танганов Б. Б. Химические методы анализа. — Улан-Удэ: Издательство ВСГТУ, 2005. — С. 8—14. — ISBN 5-89230-037-4. Архивировано 22 февраля 2016 года.
19. Сайкс П. Механизмы реакций в органической химии = A Guidebook to Mechanism in Organic Chemistry / Под ред. Я. М. Варшавского. — 3-е изд.. — М.: Химия, 1977. — С. 82—91.
20. Марч Дж. Органическая химия. Реакции, механизмы и структура. Т. 1 / Пер. с англ. З. Е. Самойловой, под ред. И. П. Белецкой. — М.: Мир, 1987. — С. 340—346.