Кислотно-основные реакции: перенос протона

Аммиак принимает протон, ион аммония отдаёт его, а вода способна выполнять обе роли. Чтобы объяснить такие превращения, удобно следить за переносом одного H⁺ и находить две сопряжённые пары. Этот практикум связывает знакомые реакции в общий способ рассуждения.

Основной маршрут 8–11 классов: донор и акцептор протона, проверка атомов и зарядов, вода, NH₄⁺/NH₃ и гидрокарбонат. Нужны понятия иона и заряда; названия веществ можно повторить в справочнике химического языка. Дополнение: амфипротность, границы моделей и нивелирующее действие растворителя. Расчёты pH и констант здесь не требуются.

Кислота и основание как роли в реакции

По Брёнстеду — Лоури кислота передаёт протон H⁺ другой частице, основание принимает протон. Эти названия описывают роль частицы в данном взаимодействии.

Кислота может быть нейтральной молекулой, например HCl, катионом NH₄⁺ или анионом HCO₃⁻. Основанию не обязательно содержать OH: NH₃ принимает протон, а OH⁻ — лишь один из примеров оснований. Знак заряда и наличие водорода сами по себе не определяют роль без рассмотрения реакции.

В общей схеме для нейтральных частиц HA и B:

HA + B ⇌ A⁻ + BH⁺.

HA отдаёт H⁺ и превращается в A⁻; B принимает H⁺ и превращается в BH⁺. В обратном направлении BH⁺ отдаёт протон A⁻. Схема выражает суммарный перенос: она не требует, чтобы между партнёрами долго существовал свободный протон.

В водном растворе H⁺ связан с молекулами окружения. Запись H₃O⁺, гидроксоний, — начальная модель гидратированного протона; она не охватывает все детали его сольватации. Если вода участвует в переносе, её нужно явно учитывать в уравнении. Современное определение и роль воды разобраны в OpenStax, Brønsted–Lowry acids and bases.

Как найти обе сопряжённые пары

Сопряжённые кислота и основание отличаются ровно одним протоном H⁺. После отдачи протона заряд частицы уменьшается на единицу, после присоединения — увеличивается на единицу; остальные атомы сохраняются.

NH₄⁺/NH₃ — пара, потому что отличается одним H⁺. H₂O/OH⁻ и H₃O⁺/H₂O — две разные пары. H₃PO₄/PO₄³⁻ не является одной непосредственно сопряжённой парой: эти формы разделяют три ступени отдачи протона.

1. Сравните исходную частицу и продукт с теми же атомами остальных элементов.
2. Найдите того, у кого исчез один H: это кислота прямого переноса.
3. Найдите того, кто получил этот H: это основание прямого переноса.
4. Соедините кислоту с её продуктом-основанием и отдельно основание с его продуктом-кислотой.
5. Проверьте число атомов и суммарный заряд обеих сторон.

Разбор 1. Аммоний передаёт протон воде

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺.

NH₄⁺ теряет один H⁺: он кислота, NH₃ — его сопряжённое основание. H₂O принимает этот протон: она основание, H₃O⁺ — её сопряжённая кислота. Обе пары: NH₄⁺/NH₃ и H₃O⁺/H₂O. Нельзя назвать парой два исходных реагента только потому, что они стоят рядом в уравнении.

Слева один N, один O и шесть H; справа столько же. Заряд слева +1, справа +1. При отдаче протона заряд NH₄⁺ меняется с +1 на 0, а у воды при принятии — с 0 на +1.

Такую реакцию рассматривают при гидролизе иона аммония. Диссоциация NH₄Cl на ионы и последующий перенос протона от NH₄⁺ — разные процессы; Cl⁻ в данном уравнении является ионом-наблюдателем.

Вода: один состав, две роли

Разбор 2. Взаимодействие с HCl и с NH₃

В разбавленном водном растворе HCl практически полностью передаёт протон воде:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻.

Кислота — HCl, основание — H₂O. Пары: HCl/Cl⁻ и H₃O⁺/H₂O. В реакции аммиака с водой направление передачи другое:

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻.

Здесь кислота — H₂O, основание — NH₃. Пары: H₂O/OH⁻ и NH₄⁺/NH₃. Суммарный заряд обеих сторон равен нулю. В равновесном растворе остаётся непрореагировавший NH₃ и присутствуют образовавшиеся NH₄⁺ и OH⁻. Запись «NH₄OH» не означает, что аммиачная вода состоит из устойчивых отдельных молекул такого гидроксида.

В самой воде одна молекула может передать протон другой:

2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻.

Это автопротолиз. Одна исходная H₂O играет роль кислоты, другая — основания. В каждой отдельной передаче роли различны, хотя формулы исходных молекул одинаковы. Связь с количественной характеристикой среды дана в статье «Водородный показатель pH».

Дополнение: амфипротность и амфотерность

Амфипротная частица способна и отдать протон, и принять его при взаимодействии с подходящими партнёрами. Амфотерность — более широкая способность проявлять кислотные и основные свойства; её механизм нужно уточнять.

H₂O, HCO₃⁻ и H₂PO₄⁻ — примеры амфипротных частиц. Они занимают промежуточные места в цепочке сопряжённых форм. Термин не обещает одинаковой способности к отдаче и приёму протона и не означает обязательную нейтральность раствора. Определение амфипротной частицы приведено в учебном словаре Purdue.

Разбор 3. Две роли гидрокарбоната

С достаточно сильным основанием HCO₃⁻ отдаёт протон. Например, в реакции с OH⁻:

HCO₃⁻ + OH⁻ → CO₃²⁻ + H₂O.

HCO₃⁻ — кислота, OH⁻ — основание. Пары: HCO₃⁻/CO₃²⁻ и H₂O/OH⁻. Заряд слева −2, справа −2. С гидроксонием гидрокарбонат, напротив, принимает протон:

HCO₃⁻ + H₃O⁺ ⇌ H₂CO₃ + H₂O.

H₃O⁺ — кислота, HCO₃⁻ — основание. Пары: H₃O⁺/H₂O и H₂CO₃/HCO₃⁻. В водной карбонатной системе H₂CO₃ связана равновесием с растворённым CO₂ и водой. Если CO₂ уходит из раствора, суммарную реакцию записывают:

HCO₃⁻ + H₃O⁺ → CO₂↑ + 2H₂O.

Для поиска непосредственно сопряжённых пар сначала выделяют протонную ступень с H₂CO₃: CO₂ и HCO₃⁻ не отличаются одним только H⁺. В воде возможны оба кислотно-основных направления гидрокарбоната:

HCO₃⁻ + H₂O ⇌ CO₃²⁻ + H₃O⁺.

HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻.

Степень протекания у них различна. Обычный водный раствор NaHCO₃ имеет слабощелочную среду; амфипротность сама по себе не даёт pH = 7. Подробности состава и газа — угольная кислота и карбонаты.

Al₂O₃ тоже амфотерен, однако в его формуле нет H. Сам оксид не может отдавать собственный протон так, как HCO₃⁻. Кислотно-основные реакции оксидов, гидроксидов и комплексообразование рассматривают с учётом условий; им посвящена статья «Амфотерные гидроксиды и оксиды».

Дополнение: сила и роль растворителя

Сильная кислота и концентрированный раствор — разные понятия. Сила описывает склонность передавать протон в заданной среде, концентрация — сколько компонента приходится на объём. Для сопряжённых партнёров при одинаковых условиях действует связь: более сильной кислоте соответствует более слабое сопряжённое основание. Например, Cl⁻ в обычном разбавленном водном растворе практически не отнимает протон у воды, тогда как NH₃ принимает его в заметной степени.

Направление и глубина превращения зависят от обеих пар и состава системы. В подходящей среде протонный обмен обычно благоприятствует более слабым кислоте и основанию. Наличие формально допустимого уравнения ещё не доказывает полного превращения. Расчёт равновесного состава требует констант и условий; качественные названия не заменяют такую проверку.

Вода сама принимает и отдаёт протон, поэтому задаёт пределы сравнения в водном растворе. Кислоты, значительно более сильные, чем гидратированный протон, передают протон воде. В обычных разбавленных водных растворах HCl, HI и HClO₄ главным кислотным носителем становится гидратированный протон, условно H₃O⁺. Сравнение растворов одинаковой умеренно низкой концентрации поэтому не позволяет установить собственные различия силы исходных кислот так же, как в менее основном растворителе.

Это нивелирующее действие растворителя. Аналогично основание, существенно более сильное, чем OH⁻, отнимает протон у воды и образует OH⁻. Например:

NH₂⁻ + H₂O → NH₃ + OH⁻.

В этой реакции NH₂⁻ — основание, вода — кислота; пары NH₃/NH₂⁻ и H₂O/OH⁻. Поэтому нельзя считать, что любой сильный акцептор протона сохраняется неизменным в воде. Формулировка нивелирования проверяется по IUPAC Gold Book.

При смене растворителя меняются сольватация частиц и кислотно-основные равновесия. Вода не является обязательным участником любой протонной реакции. Числа pH и константы, определённые для воды, нельзя автоматически переносить в другой растворитель. Здесь рассматриваются главным образом разбавленные водные системы; концентрированные растворы и неводные среды требуют дополнительных данных.

Разбор 4. Количественный учёт одного переноса

В учебной стехиометрической модели 3,00 ммоль NH₃ взаимодействуют с кислотой, предоставляющей 2,00 ммоль H₃O⁺. Используем реакцию, практически завершённую в данном приближении:

NH₃ + H₃O⁺ → NH₄⁺ + H₂O.

На один NH₃ приходится один переданный протон. Поэтому образуется 2,00 ммоль NH₄⁺, а NH₃ остаётся 3,00 − 2,00 = 1,00 ммоль. В растворе присутствуют сопряжённые формы NH₄⁺/NH₃. Приведённые числа — стехиометрический результат без малых равновесных поправок; точный состав и pH требуют следующего равновесного расчёта. Ионы-наблюдатели кислоты не исчезают из раствора, хотя не входят в сокращённое уравнение.

Двенадцать заданий с объяснениями

Задания 1–6 и 12 закрепляют основной способ разбора; 7–11 относятся к дополнению. В каждой реакции назовите кислоту, основание и обе сопряжённые пары.

1. Разберите HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃⁻. Какую роль играет вода?
2. Разберите NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃ + H₂O. Совпадают ли сопряжённые пары с двумя исходными реагентами?
3. Допишите продукты HCO₃⁻ + OH⁻ и проверьте заряд. Кем является гидрокарбонат?
4. Допишите протонную ступень HCO₃⁻ + H₃O⁺ до образования H₂CO₃ и воды. Затем получите суммарное уравнение при выделении CO₂.
5. Выберите непосредственно сопряжённые пары: H₃PO₄/H₂PO₄⁻; H₃PO₄/HPO₄²⁻; HPO₄²⁻/PO₄³⁻; NH₄⁺/NH₂⁻; H₃O⁺/H₂O. Укажите причину отказа для остальных.
6. В автопротолизе 2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻ назовите две пары. Почему нельзя сказать, что вода всегда только основание?
7. Сравните амфипротность HCO₃⁻ и амфотерность Al₂O₃. Означает ли первое слово, что раствор обязательно нейтрален?
8. Ученик записал отдачу протона как HCO₃⁻ → CO₃⁻ + H⁺. Исправьте заряд продукта и проверьте общий заряд. Почему CO₃²⁻ не может отдать собственный протон в такой же модели?
9. NH₄⁺ → NH₃ + H⁺ изменяет заряд частицы. Доказывает ли это окисление азота? Рассчитайте его степени окисления в обеих формах.
10. Почему одинаковые разбавленные водные растворы HCl и HClO₄ не подходят для простого сравнения собственной силы этих кислот? Значит ли это, что они тождественны во всех растворителях?
11. Разберите NH₂⁻ + H₂O → NH₃ + OH⁻. Что в этой реакции происходит с более сильным, чем OH⁻, основанием при попадании в воду?
12. В стехиометрическом приближении смешали 2,00 ммоль NH₃ и кислоту, предоставляющую 3,00 ммоль H₃O⁺. Сколько NH₄⁺ образуется и каков избыток сильной кислоты? Можно ли назвать избыток свободными голыми протонами?

Ответы и ход рассуждения

1. HNO₃ отдаёт протон и является кислотой; H₂O принимает его и является основанием. Пары HNO₃/NO₃⁻ и H₃O⁺/H₂O. Заряд 0 слева и +1 − 1 = 0 справа.
2. Кислота NH₄⁺, основание OH⁻. Пары NH₄⁺/NH₃ и H₂O/OH⁻. Заряд +1 − 1 = 0 слева, справа 0. NH₄⁺ и OH⁻ взаимодействуют друг с другом, но не являются сопряжёнными формами одной частицы.
3. Получаются CO₃²⁻ + H₂O. HCO₃⁻ отдаёт протон и является кислотой, OH⁻ его принимает. Пары HCO₃⁻/CO₃²⁻ и H₂O/OH⁻; заряд −2 с обеих сторон.
4. Протонная ступень: HCO₃⁻ + H₃O⁺ ⇌ H₂CO₃ + H₂O. Кислота H₃O⁺, основание HCO₃⁻; пары H₃O⁺/H₂O и H₂CO₃/HCO₃⁻. С учётом превращения H₂CO₃ в CO₂ и воду при уходе газа получается HCO₃⁻ + H₃O⁺ → CO₂↑ + 2H₂O. H₂CO₃ и CO₂ связаны дополнительным превращением, поэтому их нельзя считать парой, отличающейся только H⁺.
5. Подходят H₃PO₄/H₂PO₄⁻, HPO₄²⁻/PO₄³⁻ и H₃O⁺/H₂O: один H и одна единица заряда. Между H₃PO₄ и HPO₄²⁻ две протонные ступени, между NH₄⁺ и NH₂⁻ тоже две. Общая буква элемента не заменяет проверки состава.
6. Пары H₃O⁺/H₂O и H₂O/OH⁻. Одна исходная молекула отдаёт протон, другая принимает; одинаковый состав позволяет разные роли с подходящими партнёрами. Вода также выступает кислотой по отношению к NH₃.
7. HCO₃⁻ может как принять H⁺ до H₂CO₃, так и отдать его до CO₃²⁻. В Al₂O₃ нет собственного водорода для такой отдачи; его амфотерность описывает более широкие кислотно-основные свойства. Равенство кислотного и основного вкладов из амфипротности не следует; обычный раствор NaHCO₃ слабощелочной.
8. Правильная формальная запись HCO₃⁻ → CO₃²⁻ + H⁺. Слева −1, справа −2 + 1 = −1. Она показывает изменение одной формы; для полного уравнения нужен акцептор протона. В CO₃²⁻ нет H, поэтому отдать собственный протон он не может.
9. Нет. В NH₄⁺: x + 4 · (+1) = +1, откуда N(−III). В NH₃: x + 3 · (+1) = 0, снова N(−III). В данном переносе меняется число протонов при частице и её заряд; переноса электронов, изменяющего степень окисления N, нет.
10. Обе кислоты в таких условиях практически полностью передают протон воде, и кислотный носитель описывают как H₃O⁺. Это нивелирование. Из результата не следует одинаковая сила в любой среде: в другом растворителе меняются равновесия и сольватация; для сравнения нужны данные этой среды.
11. Кислота — вода, основание — NH₂⁻; пары H₂O/OH⁻ и NH₃/NH₂⁻. Сильное основание принимает протон у растворителя, поэтому в водной системе образуется OH⁻. Заряд −1 сохраняется, как и состав N₁O₁H₄.
12. Один NH₃ принимает один протон: образуется 2,00 ммоль NH₄⁺. Стехиометрический избыток сильной кислоты 3,00 − 2,00 = 1,00 ммоль. Он относится к кислотному компоненту в растворе; протон гидратирован, а не существует как изолированное голое ядро. Точный равновесный состав и pH этим вычитанием не вычислены.

Продолжение и первоисточники

Классы и свойства повторите в статьях «Кислоты» и «Основания». Перенос протона от ионов к воде продолжает гидролиз солей, а количественную характеристику среды — pH.

Современные определения и сопряжённые пары: OpenStax 14.1. Относительная сила при заданных условиях: OpenStax 14.3. Амфипротность: Purdue; нивелирование: IUPAC. Карта исходных тем: Жуков 12.3 и 12.9. Условия, схемы и задания составлены для этого практикума.

Выбрать другой маршрут курса