Более универсальные определения понятий кислота и основание, чем данные в рамках ионной теории Аррениуса, формулирует Протонная теория кислот и оснований.

Основы этой теории были заложены датским физикохимиком Бренстедом и английским химиком Лаури. Теория называется протонной потому, что главная роль в определении понятий кислота и основание отведена в ней простейшей частице H⁺ – катиону водорода в виде свободного протона.

В соответствии с протонной теорией

Кислота – это вещество, водородсодержащие частицы которого (молекулы, ионы) способны отдавать свои протоны;

Основание – это вещество, частицы которого (молекулы, ионы) способны принимать протоны от кислот.

Кислота – это донор протонов:

HA = A^– + H⁺

Основание – это акцептор протонов:

B + H⁺ = BH⁺

(HA – общая формула кислоты; B – общая формула основания).

В определениях кислот и оснований появляется заметная аналогия с определениями восстановителей и окислителей, участвующих в процессах отдачи и приема электронов. Как в окислительно-восстановительной паре окисленной форме соответствует восстановленная форма, содержащая, как минимум, на один электрон больше, так и согласно протонной теории каждой кислоте соответствует свое основание, имеющее, как минимум, на один протон меньше:

HA ⇄ A^– + H⁺; B + H⁺ ⇄ HB⁺

Каждая кислота переходит в соответствующее ей основание в результате потери протона, а каждое основание переходит в соответствующую ему кислоту в результате приобретения протона.

Кислота и соответствующее основание образуют кислотно-основную сопряженную пару Кислота/Основание:

HA/A^–; HB⁺/B

Примеры.

Азотная кислота и нитрат-ион: HNO₃/NO₃^–

Хлороводород и хлорид-ион: HCl/Cl^–

Гидросульфат-ион и сульфат-ион: HSO₄^–/SO₄^2-

Катион аммония и аммиак: NH₄⁺/NH₃

Поскольку при передаче протона частица кислоты отдает один положительный элементарный заряд, то в каждой сопряженной паре Кислота/Основание присутствует, как минимум, один ион, а заряд частицы кислоты на единицу больше, чем у частицы основания (сравните HNO₃ и NO₃^–, NH₄⁺ и NH₃).

Протонная теория приписывает кислотные свойства таким частицам, как NH₄⁺, а основные свойства – частицам NO₃^–, Cl^–; это показывает, как сильно различаются определения кислот и оснований по Бренстеду-Лаури и по Аррениусу. По Бренстеду-Лаури кислотно-основные свойства приписываются любым частицам (молекулам, ионам), так что и кислоты, и основания могут быть нейтральными (HNO₃, HCl, NH₃) и заряженными (HSO₄^–, NH₄⁺, NO₃^–, SO₄^2-).

В соответствии с протонной теорией любая водородсодержащая частица может проявлять и кислотные свойства, и основные свойства.

Пример.

HNO₃ = NO₃^– + H⁺; HNO₃ + H⁺ = H₂NO₃⁺

В первой сопряженной паре HNO₃ – кислота и NO₃^– – основание, а во второй паре – H₂NO₃⁺ (катион нитратодиводорода) – кислота и HNO₃ – основание.

В протонной теории кислоты (доноры протонов) и основания (акцепторы протонов) объединяются в одно понятие “протолиты”.

Протолиты – это вещества, способные к отдаче или приему протонов

Амфолиты – это протолиты, которые в одних условиях могут отдавать свои протоны, а в других – принимать протоны

Амфолиты могут одновременно быть донорами и акцепторами протонов.

Пример. Амфолитом является гидрокарбонат-ион:

HCO₃^– = CO₃^2- + H⁺; HCO₃^– + H⁺ = H₂CO₃

Ион HCO₃^– может входить в состав двух сопряженных пар – HCO₃^–/CO₃^2- (здесь он в роли кислоты) и H₂CO₃/HCO₃^– (здесь он в роли основания).

Протолиз – это обмен протонами между двумя сопряженными парами Кислота/Основание

Протолитические реакции – это химические реакции, сопровождающиеся протолизом.

HA + B ⇄ A^– + HB⁺

Кислота 1 + Основание 2 ⇄ Основание 1 + Кислота 2

Протонодонорная и протоноакцепторная способность веществ (их кислотность и основность) определяются сродством к протону, т.е. энтальпией реакции присоединения протона. Известно, что в ряду жидких веществ:

NH₃, H₂O, C₂H₅OH, HCN, H₂S, CH₃COOH, HNO₃, H₂SO₄, HF, HClO₄

сродство к протону убывает от NH₃ к HClO₄.

Вследствие конкуренции за обладание протоном кислотно-основные реакции являются обратимыми процессами, которые характеризуются состоянием под названием Протолитическое равновесие:

HA + B ⇄ A^– + HB⁺

Из законов термодинамики следует, что протолитическое равновесие всегда будет смещено в сторону образования более слабых протолитов.

Примеры.

В реакции

H₃O⁺ + NH₃ ⇄ H₂O + NH₄⁺

равновесие сильно смещено вправо, т.к. в результате прямой реакции образуется слабый электролит – вода.

В реакции

H₂O + F^– ⇄ OH^– + HF

равновесие практически полностью смещено влево.

В соответствии с протонной теорией вода является по отношению к самой себе амфолитом:

H₂O = OH^– + H⁺; H₂O + H⁺ = H₃O⁺

это обясняет протекание автопротолиза воды:

H₂O + H₂O ⇄ OH^– + H₃O⁺

кислота + основание ⇄ основание + кислота

Автопротолиз воды количественно характеризуется ионным произведением воды:

Kw = [H₃O⁺][OH^–] = 1e-14 (25*C)

Значение Kw весьма невелико и указывает на малую степень протекания автопротолиза. При 25*С 1 дм³ воды лишь 2e-7 моль ее находится в виде катионов оксония H₃O⁺ и гидроксид-ионов OH^–.

---