Из Википедии, бесплатной энциклопедии
  (Перенаправлен из кислотно-щелочной реакции )
Перейти к навигации Перейти к поиску
«Кислотно-основная» перенаправляется сюда. Информацию о химических веществах, которые могут действовать как кислоты или основания, см . В разделе « Амфотеризм» .

Кислоты и основания
Схематическое изображение диссоциации уксусной кислоты в водном растворе до ионов ацетата и гидроксония.
Кислотные типы
Базовые типы

Кислотно-щелочная реакция является химической реакцией , которая происходит между кислотой и основанием . Его можно использовать для определения pH . Некоторые теоретические основы предлагают альтернативные концепции механизмов реакции и их применение при решении связанных проблем; их называют кислотно-основными теориями, например кислотно-основной теорией Бренстеда-Лоури .

Их важность становится очевидной при анализе кислотно-основных реакций для газообразных или жидких частиц или когда кислотный или основной характер может быть несколько менее очевидным. Первая из этих концепций была предложена французским химиком Антуаном Лавуазье около 1776 года [1].

Теории кислотно-основных реакций как надмножества и подмножества моделей.

Важно рассматривать модели кислотно-основных реакций как теории, которые дополняют друг друга. [2] Например, текущая модель Льюиса имеет самое широкое определение того, что такое кислота и основание, при этом теория Бренстеда-Лоури является подмножеством того, что такое кислоты и основания, а теория Аррениуса является наиболее ограничительной.

Кислотно-основные определения [ править ]

Историческое развитие [ править ]

Концепция кислотно-основной реакции была впервые предложена в 1754 году Гийомом-Франсуа Руэлем , который ввел в химию слово «основание» для обозначения вещества, которое реагирует с кислотой с образованием твердой формы (в виде соли). [3]

Кислородная теория кислот Лавуазье [ править ]

Первая научная концепция кислот и оснований была предложена Лавуазье примерно в 1776 году. Поскольку знания Лавуазье о сильных кислотах в основном ограничивались оксокислотами , такими как HNO3(азотная кислота) и H2ТАК4(серная кислота), которые, как правило, содержат центральные атомы в высоких степенях окисления в окружении кислорода, и, поскольку он не знал истинного состава галогеноводородных кислот ( HF , HCl , HBr и HI ), он определил кислоты в терминах в них содержится кислород , который он назвал от греческих слов, означающих «кислотообразующий» (от греческого οξυς ( oxys ), означающего «кислота» или «острый», и γεινομαι ( geinomai ), означающего «порождающий»). Определение Лавуазье сохранялось более 30 лет, до статьи 1810 года и последующих лекций сэра Хэмфри Дэви.в котором он доказал недостаток кислорода в H2S , H 2 Te и галогеноводородные кислоты . Однако Дэви не удалось разработать новую теорию, заключив, что «кислотность зависит не от какого-либо конкретного элементарного вещества, а от особого расположения различных веществ». [4] Одна примечательная модификация кислородной теории была предложена Йенсом Якобом Берцелиусом , который заявил, что кислоты - это оксиды неметаллов, а основания - оксиды металлов.

Водородная теория кислот Либиха [ править ]

В 1838 году Юстус фон Либих предположил, что кислота представляет собой водородсодержащее соединение, водород которого может быть заменен металлом. [5] [6] [7] Это переопределение было основано на его обширной работе по химическому составу органических кислот , завершая доктринальный переход от кислот на основе кислорода к кислотам на основе водорода, начатый Дэви. Определение Либиха, будучи полностью эмпирическим, использовалось почти 50 лет до принятия определения Аррениуса. [8]

Определение Аррениуса [ править ]

Сванте Аррениус

Первое современное определение кислот и оснований в молекулярных терминах было разработано Сванте Аррениусом . [9] [10] Водородная теория кислот, она следовала из его работы 1884 года с Фридрихом Вильгельмом Оствальдом по установлению присутствия ионов в водном растворе и привела к тому, что Аррениус получил Нобелевскую премию по химии в 1903 году.

По определению Аррениуса:

  • кислота Аррениуса - это вещество, которое диссоциирует в воде с образованием ионов водорода (H + ); [11] то есть кислота увеличивает концентрацию ионов H + в водном растворе.

Это вызывает протонирование воды или образование иона гидроксония (H 3 O + ). [примечание 1] Таким образом, в наше время символ H + интерпретируется как сокращение для H 3 O + , потому что теперь известно, что голый протон не существует в виде свободных частиц в водном растворе. [14]

  • основание Аррениуса - это вещество, которое диссоциирует в воде с образованием ионов гидроксида (ОН - ); то есть основание увеличивает концентрацию ионов ОН - в водном растворе ».

Определения кислотности и щелочности Аррениуса ограничиваются водными растворами и относятся к концентрации ионов растворителя. Согласно этому определению чистые H 2 SO 4 и HCl, растворенные в толуоле, не являются кислотными, а расплавленный NaOH и растворы амида кальция в жидком аммиаке не являются щелочными. Это привело к развитию теории Бронстеда-Лоури и последующей теории Льюиса для объяснения этих неводных исключений. [15]

В целом, чтобы квалифицироваться как кислота Аррениуса, при попадании в воду химическое вещество должно вызывать, прямо или иным образом:

  • увеличение концентрации водного гидроксония, или
  • уменьшение концентрации водного гидроксида.

И наоборот, чтобы считаться основанием Аррениуса, при введении в воду химическое вещество должно вызывать, прямо или иначе:

  • снижение концентрации водного гидроксония, или
  • увеличение концентрации водного гидроксида.

Реакция кислоты с основанием называется реакцией нейтрализации . Продуктами этой реакции являются соль и вода.

кислота + основание → соль + вода

В этом традиционном представлении реакция кислотно-щелочной нейтрализации сформулирована как реакция двойного замещения . Например, реакция соляной кислоты HCl с растворами гидроксида натрия NaOH дает раствор хлорида натрия , NaCl и некоторых дополнительных молекул воды.

HCl (водн.) + NaOH (водн.) → NaCl (водн.) + H 2 O

Модификатор ( aq ) в этом уравнении подразумевается Аррениусом, а не включен явно. Это указывает на то, что вещества растворены в воде. Хотя все три вещества, HCl, NaOH и NaCl, могут существовать как чистые соединения, в водных растворах они полностью диссоциируют на водные ионы H + , Cl - , Na + и OH - .

Определение Бронстеда – Лоури [ править ]

Основная статья: Кислотно-основная теория Бренстеда-Лоури
Йоханнес Николаус Бронстед и Томас Мартин Лоури

Определение Бренстеда-Лоури, сформулированное в 1923 году независимо Йоханнесом Николаусом Бронстедом в Дании и Мартином Лоури в Англии [16] [17] , основано на идее протонирования оснований посредством депротонирования кислот, то есть способности кислоты, чтобы «отдавать» ионы водорода (H + ), иначе известные как протоны, основаниям, которые «принимают» их. [18] [примечание 2]

Таким образом, кислотно-основная реакция представляет собой удаление иона водорода из кислоты и его добавление к основанию. [19] При удалении иона водорода из кислоты образуется сопряженное основание , которое представляет собой кислоту с удаленным ионом водорода. При приеме протона основанием образуется его сопряженная кислота , которая представляет собой основание с добавленным ионом водорода.

В отличие от предыдущих определений, определение Бренстеда-Лоури относится не к образованию соли и растворителя, а к образованию сопряженных кислот и сопряженных оснований , возникающих в результате переноса протона от кислоты к основанию. [11] [18] В этом подходе кислоты и основания принципиально отличаются по поведению от солей, которые рассматриваются как электролиты, в соответствии с теориями Дебая , Онзагера и других. Кислота и основание реагируют не с образованием соли и растворителя, а с образованием новой кислоты и нового основания. Таким образом, отсутствует концепция нейтрализации. [4]Кислотно-основное поведение Бренстеда – Лоури формально не зависит от любого растворителя, что делает его более всеобъемлющим, чем модель Аррениуса. Расчет pH по модели Аррениуса зависел от растворения щелочей (оснований) в воде ( водном растворе ). Модель Бренстеда – Лоури расширила возможности тестирования pH с использованием нерастворимых и растворимых растворов (газ, жидкость, твердое вещество).

Общая формула кислотно-основных реакций в соответствии с определением Бренстеда-Лоури:

HA + B → BH + + А -

где HA представляет собой кислоту, B представляет собой основание, BH + представляет собой конъюгированную кислоту B и A - представляет собой конъюгированное основание HA.

Например, модель Бренстеда-Лоури для диссоциации соляной кислоты (HCl) в водном растворе будет следующей:

HCl + H 2 O ⇌ H 3 O + + Cl -

Удаление H + из HCl дает хлорид- ион Cl - , сопряженное основание кислоты. Добавление H + к H 2 O (действующему как основание) образует ион гидроксония , H 3 O + , сопряженную кислоту основания.

Вода амфотерная, то есть она может действовать как кислота и основание. Модель Бренстеда-Лоури объясняет это, показывая диссоциацию воды на низкие концентрации ионов гидроксония и гидроксида :

Н 2 О + Н 2 О ⇌ Н 3 О + + ОН -

Это уравнение показано на изображении ниже:

Здесь одна молекула воды действует как кислота, отдавая H + и образуя сопряженное основание, OH - , а вторая молекула воды действует как основание, принимая ион H + и образуя сопряженную кислоту, H 3 O +. .

В качестве примера воды, действующей как кислота, рассмотрим водный раствор пиридина C 5 H 5 N.

C 5 H 5 N + H 2 O ⇌ [C 5 H 5 NH] + + OH -

В этом примере молекула воды расщепляется на ион водорода, который передается молекуле пиридина, и ион гидроксида.

В модели Бренстеда-Лоури растворителем не обязательно должна быть вода, как того требует модель кислотно-основного основания Аррениуса . Например, рассмотрим, что происходит, когда уксусная кислота CH 3 COOH растворяется в жидком аммиаке .

CH
3COOH + NH
3⇌ NH+
4+ CH
3COO-

Ион H + удаляется из уксусной кислоты, образуя сопряженное с ней основание, ацетат- ион, CH 3 COO - . Добавление иона H + к молекуле аммиака растворителя создает сопряженную кислоту, ион аммония, NH+
4.

Модель Бренстеда – Лоури называет водородсодержащие вещества (например, HCl) кислотами. Таким образом, некоторые вещества, которые многие химики считали кислотами, такие как SO 3 или BCl 3 , исключены из этой классификации из-за отсутствия водорода. Гилберт Н. Льюис писал в 1938 году: «Ограничение группы кислот теми веществами, которые содержат водород, так же серьезно мешает систематическому пониманию химии, как и ограничение термина« окислитель » веществами, содержащими кислород ». [4] Кроме того, KOH и KNH 2 не считаются основаниями Бренстеда, а являются солями, содержащими основания OH - и NH.-
2.

Определение Льюиса [ править ]

Дополнительная информация: кислоты и основания Льюиса

Потребность в водороде Аррениуса и Бренстеда-Лоури была исключена из определения Льюиса кислотно-основных реакций, разработанного Гилбертом Н. Льюисом в 1923 году [20] в том же году, что и Бренстед-Лоури, но не было разработано им до тех пор, пока 1938. [4] Вместо определения кислотно-основных реакций в терминах протонов или других связанных веществ определение Льюиса определяет основание (называемое основанием Льюиса ) как соединение, которое может отдавать электронную пару , а кислоту ( кислота Льюиса ) , чтобы представлять собой соединение , которое может получить эту электронную пару. [21]

Например, трифторид бора , BF 3, представляет собой типичную кислоту Льюиса. Он может принимать пару электронов, поскольку в его октете есть вакансия . Фторид иона имеет полный октет и может пожертвовать пару электронов. Таким образом

BF 3 + F - → BF-
4

является типичной кислотой Льюиса, реакцией основания Льюиса. Все соединения элементов группы 13 с формулой AX 3 могут вести себя как кислоты Льюиса. Точно так же соединения элементов группы 15 с формулой DY 3 , такие как амины , NR 3 , и фосфины , PR 3 , могут вести себя как основания Льюиса. Аддукты между ними имеют формулу X 3 A ← DY 3 с дательной ковалентной связью , обозначенной символически как ←, между атомами A (акцептор) и D (донор). Соединения группы 16 с формулой DX 2могут также действовать как базы Льюиса; таким образом, такое соединение, как простой эфир R 2 O или тиоэфир R 2 S, может действовать как основание Льюиса. Определение Льюиса не ограничивается этими примерами. Например, монооксид углерода действует как основание Льюиса, когда он образует аддукт с трифторидом бора формулы F 3 B ← CO.

Аддукты с участием ионов металлов называют координационными соединениями; каждый лиганд отдает пару электронов иону металла. [21] Реакция

[Ag (H 2 O) 4 ] + + 2NH 3 → [Ag (NH 3 ) 2 ] + + 4H 2 O

можно рассматривать как кислотно-щелочную реакцию, в которой более сильное основание (аммиак) заменяет более слабое (вода)

Определения Льюиса и Бронстеда – Лоури согласуются друг с другом, поскольку реакция

Н + + ОН - ⇌ Н 2 О

является кислотно-основной реакцией в обеих теориях.

Определение системы растворителей [ править ]

Одним из ограничений определения Аррениуса является его зависимость от водных растворов. Эдвард Кертис Франклин изучал кислотно-основные реакции в жидком аммиаке в 1905 году и указал на сходство с теорией Аррениуса на основе воды. Альберт Ф.О. Германн , работающий с жидким фосгеном , COCl
2, сформулировал теорию на основе растворителей в 1925 году, тем самым обобщив определение Аррениуса на апротонные растворители. [22]

Германн указал, что во многих растворах есть ионы, находящиеся в равновесии с молекулами нейтрального растворителя:

  • ионы сольвония: общее название положительных ионов. (Термин сольвоний заменил старый термин ионы лиония : положительные ионы, образованные протонированием молекул растворителя.)
  • сольват-ионы: общее название отрицательных ионов. (Термин « сольват » заменил старый термин « лиат-ионы» : отрицательные ионы, образующиеся в результате депротонирования молекул растворителя.)

Например, вода и аммиак подвергаются такой диссоциации на гидроксоний и гидроксид , а также аммоний и амид соответственно:

2 ч
2O ⇌ H
3О+
+ ОН-
2 NH
3⇌ NH+
4+ NH-
2

Некоторые апротонные системы также подвергаются такой диссоциации, например, тетроксид диазота на нитрозоний и нитрат , трихлорид сурьмы на дихлорантимоний и тетрахлорантимонат и фосген на хлоркарбоксоний и хлорид :

N
2О
4⇌ НЕТ+
+ НЕТ-
3
2 SbCl
3⇌ SbCl+
2+ SbCl-
4
COCl
2⇌ COCl+
+ Cl-

Растворенное вещество, которое вызывает увеличение концентрации сольвониевых ионов и уменьшение концентрации сольват-ионов, определяется как кислота . Растворенное вещество, которое вызывает увеличение концентрации сольват-ионов и уменьшение концентрации сольвониевых ионов, определяется как основание .

Таким образом, в жидком аммиаке KNH
2(поставляет NH-
2) - сильная база, а NH
4НЕТ
3(поставляет NH+
4) - сильная кислота. В жидком диоксиде серы ( SO
2), тионильные соединения (поставляющие SO2+
) ведут себя как кислоты, а сульфиты (поставляя SO2-
3) ведут себя как базы.

Неводные кислотно-основные реакции в жидком аммиаке аналогичны реакциям в воде:

2 NaNH
2
(база) + Zn ( NH
2)
2
( амфифильный амид)→ Na
2[ Zn ( NH
2)
4]
2 NH
4я
(кислота) + Zn ( NH
2)
2
(амфифильный амид)→ [ Zn ( NH
3)
4]Я
2

Азотная кислота может быть основанием в жидкой серной кислоте:

HNO
3
(база)+ 2 часа
2ТАК
4→ НЕТ+
2+ H
3О+
+ 2 HSO-
4

Уникальная сила этого определения проявляется в описании реакций в апротонных растворителях; например, в жидком N
2О
4:

AgNO
3
(база) + NOCl
(кислота) → N
2О
4
(растворитель) + AgCl
(соль)

Поскольку определение системы растворителей зависит от растворенного вещества, а также от самого растворителя, конкретное растворенное вещество может быть кислотой или основанием в зависимости от выбора растворителя: HClO
4сильная кислота в воде, слабая кислота в уксусной кислоте и слабое основание в фторсульфоновой кислоте; эта характеристика теории рассматривается как сила и слабость, поскольку некоторые вещества (такие как SO
3и NH
3) были признаны кислотными или щелочными сами по себе. С другой стороны, теория систем растворителей подвергалась критике как слишком общая, чтобы быть полезной. Кроме того, считалось, что в соединениях водорода есть что-то по своей природе кислое, а это свойство не присуще негидрогенным сольвониевым солям. [4]

Люкс – определение наводнения [ править ]

Эта кислотно-основная теория была возрождением кислородной теории кислот и оснований, предложенной немецким химиком Германом Люксом [23] [24] в 1939 году, усовершенствованной Хоконом Фладом примерно в 1947 году [25], и до сих пор используется в современной геохимии и электрохимии. из расплавленных солей . Это определение описывает кислоту как оксид-ион ( O2−
) акцептор и основание в качестве донора оксид-иона. Например: [26]

MgO
(база) + CO
2
(кислота)→ MgCO
3
CaO
(база) + SiO
2
(кислота)→ CaSiO
3
НЕТ-
3
(база) + S
2О2-
7
(кислота)→ НЕТ+
2+ 2 СО2-
4

Эта теория также полезна для систематизации реакций соединений благородных газов , особенно оксидов, фторидов и оксофторидов ксенона. [27]

Определение Усановича [ править ]

Михаил Усанович разработал общую теорию, которая не ограничивает кислотность водородсодержащими соединениями, но его подход, опубликованный в 1938 году, был даже более общим, чем теория Льюиса. [4] Теорию Усановича можно резюмировать как определение кислоты как чего-либо, что принимает отрицательные частицы или дает положительные, и основания как наоборот. Это определило понятие окислительно -восстановительного потенциала (окислительно-восстановительного) как частного случая кислотно-основных реакций.

Некоторые примеры кислотно-основных реакций Усановича включают:

Na
2О
(база) + ТАК
3
(кислота)→ 2 Na+
+ ТАК2-
4(обмен видов: O2−
 анион)
3 ( NH
4)
2S
(база) + Sb
2S
5
(кислота)→ 6 NH+
4+ 2 сбн3-
4(обмен видов: 3 S2−
 анионы)
2Na
(база) + Cl
2
(кислота)→ 2 Na+
+ 2 кл-
 (обмен веществ: 2 электрона)

Рационализация силы кислотно-основных взаимодействий Льюиса [ править ]

Теория HSAB [ править ]

Основная статья: теория HSAB

В 1963 году Ральф Пирсон предложил качественную концепцию, известную как принцип жестких и мягких кислот и оснований . [28] позже было произведено количественное определение с помощью Роберта Парра в 1984 году. [29] [30] «Жесткий» применяется к видам, которые малы, имеют высокий заряд и слабо поляризуемы. «Мягкий» относится к видам, которые являются крупными, имеют низкие зарядовые состояния и сильно поляризуемы. Кислоты и основания взаимодействуют, и наиболее стабильные взаимодействия - твердое – твердое и мягкое – мягкое. Эта теория нашла применение в органической и неорганической химии.

Модель ECW [ править ]

Основная статья: модель ECW

Модель ECW создатель Russell S. Драго представляет собой количественную модель , которая описывает и предсказывает силу кислоты Льюиса базовых взаимодействий, -Д H . Модель присвоила параметры E и C многим кислотам и основаниям Льюиса. Каждая кислота характеризуется E A и C A . Каждая базовая аналогичным образом характеризуется своим E B и C B . Параметры E и C относятся, соответственно, к электростатическому и ковалентному вкладу в силу связей, которые образуют кислота и основание. Уравнение

−Δ H = E A E B + C A C B + W

Вт член представляет собой постоянный вклад энергии для кислотно-щелочной реакции , таких как расщепление димерной кислоты или основания. Уравнение предсказывает изменение силы кислот и оснований. Графическое представление уравнения показывает, что не существует единого порядка концентраций оснований Льюиса или кислот Льюиса. [31]

Кислотно-щелочное равновесие [ править ]

Основная статья: Константа диссоциации кислоты

Реакция сильной кислоты с сильным основанием по сути является количественной реакцией. Например,

HCl (водн.) + Na (OH) (водн.) → H 2 O + NaCl (водн.)

В этой реакции как ионы натрия, так и ионы хлора являются зрителями реакции нейтрализации,

Н + + ОН - → Н 2 О

не вовлекает их. При слабых основаниях добавление кислоты не является количественным, потому что раствор слабого основания является буферным раствором . Раствор слабой кислоты также является буферным раствором. Когда слабая кислота реагирует со слабым основанием, образуется равновесная смесь. Например, аденин , записанный как AH, может реагировать с ионом гидрофосфата HPO.2-
4.

AH + HPO2-
4⇌ А - + Н
2PO-
4

Константа равновесия для этой реакции может быть получена из констант кислотной диссоциации аденина и дигидрофосфат-иона.

[A - ] [H + ] = K a1 [AH]
[ HPO2-
4] [H + ] = K a2 [ H
2PO-
4]

Обозначение [X] означает «концентрацию X». Когда эти два уравнения объединяются, устраняя концентрацию ионов водорода, выражение для константы равновесия, К получается.

[A - ] [ H
2PO-
4] = K [AH] [ HPO2-
4]; K =      К а1/К а2

Кислотно-щелочная реакция [ править ]

Основная статья: Нейтрализация (химия)

Кислотно-щелочная реакция - это частный случай кислотно-щелочной реакции, где используемое основание также является щелочью . Когда кислота реагирует с солью щелочного металла (гидроксид металла), продукт представляет собой соль металла и воду. Кислотно-щелочные реакции также являются реакциями нейтрализации .

В общем, кислотно-щелочные реакции можно упростить до

ОЙ-(водн.) + H+
(водный) → H2О

опуская ионы-зрители .

Кислоты - это, как правило, чистые вещества, содержащие катионы водорода ( H+
) или вызвать их производство в растворах. Соляная кислота ( HCl ) и серная кислота ( H
2ТАК
4) являются общими примерами. В воде они распадаются на ионы:

HCl → H+
(водн.) + Cl-
(водн.)
ЧАС
2ТАК
4→ H+
(водн.) + HSO-
4(водн.)

Щелочь распадается в воде, образуя растворенные ионы гидроксида:

NaOH → Na+
(водн.) + ОН-
(водн.)

См. Также [ править ]

  • Кислотно-основное титрование
  • Депротонирование
  • Номер донора
  • Электронная конфигурация
  • Метод Гутмана – Беккета
  • Структура Льюиса
  • Нуклеофильное замещение
  • Нейтрализация (химия)
  • Протонирование
  • Окислительно-восстановительные реакции
  • Резонанс (химия)

Заметки [ править ]

  1. ^ Более поздниерекомендации ИЮПАК теперь предлагают использовать новый термин «гидроксоний» [12] в пользу более старого принятого термина «оксоний» [13], чтобы более четко проиллюстрировать механизмы реакции, такие как те, которые определены в определениях Бренстеда – Лоури и системы растворителей. , с определением Аррениуса, служащим простой общей схемой кислотно-основного характера. [11]
  2. ^ «Удаление и добавление протона из ядра атома не происходит - для этого потребуется гораздо больше энергии, чем требуется при диссоциации кислот».

Ссылки [ править ]

  1. ^ Miessler & Тарр 1991 , стр. 166 - Таблица открытий приписывает Антуану Лавуазье первому постулату научной теории относительно оксикислот .
  2. ^ Пайк, Seoung-Эй (2015). «Понимание взаимосвязи между теориями Аррениуса, Бронстеда – Лоури и Льюиса». Журнал химического образования . 92 (9): 1484–1489. Bibcode : 2015JChEd..92.1484P . DOI : 10.1021 / ed500891w .
  3. ^ Дженсен, Уильям Б. (2006). «Происхождение термина« база » ». Журнал химического образования . 83 (8): 1130. Bibcode : 2006JChEd..83.1130J . DOI : 10.1021 / ed083p1130 .
  4. ^ a b c d e f Холл, Норрис Ф. (март 1940). «Системы кислот и оснований». Журнал химического образования . 17 (3): 124–128. Bibcode : 1940JChEd..17..124H . DOI : 10.1021 / ed017p124 .
  5. ^ Мисслер и Тарр 1991
  6. Перейти ↑ Meyers 2003 , p. 156
  7. ^ Miessler & Тарр 1991 , стр. 166 - таблица открытий приписывает публикации Юстуса фон Либиха 1838 г.
  8. ^ Finston & Rychtman 1983 , стр. 140-146
  9. ^ Мисслер Г.Л. и Тарр Д.А. Неорганическая химия (2-е изд., Прентис-Холл, 1999), стр. 154 ISBN 0-13-841891-8 
  10. ^ Whitten KW, Galley KD и Davis RE General Chemistry (4-е изд., Saunders 1992) стр. 356 ISBN 0-03-072373-6 
  11. ^ a b c Miessler & Tarr 1991 , стр. 165
  12. ^ Мюррей, Кермит К .; Бойд, Роберт К .; Eberlin, Marcos N .; Лэнгли, Дж. Джон; Ли, Лян; Найто, Ясухидэ (июнь 2013 г.) [2006]. «Стандартное определение терминов, относящихся к рекомендациям по масс-спектрометрии» (PDF) . Чистая и прикладная химия . 85 (7): 1515–1609. DOI : 10.1351 / PAC-REC-06-04-06 . (В этом документе нет упоминания об осуждении «оксония», которое также все еще принимается, поскольку оно остается в книге IUPAC Gold, но скорее свидетельствует о предпочтении термина «Hydronium».)
  13. ^ «оксониевые илиды». Сборник химической терминологии ИЮПАК (интерактивная версия) (2.3.3 ред.). Международный союз теоретической и прикладной химии. 2014 . Проверено 9 мая 2007 года .
  14. ^ LeMay, Евгений (2002). Химия . Река Аппер Сэдл, Нью-Джерси: Прентис-Холл. п. 602. ISBN. 978-0-13-054383-7.
  15. ^ "Теории кислот и оснований" . www.chemguide.co.uk . Проверено 18 апреля 2018 года .
  16. ^ Бренстеда, JN (1923). «Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen» [Некоторые наблюдения о концепции кислот и оснований]. Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas . 42 (8): 718–728. DOI : 10.1002 / recl.19230420815 .
  17. ^ Лоури, TM (1923). «Уникальность водорода» . Журнал Общества химической промышленности . 42 (3): 43–47. DOI : 10.1002 / jctb.5000420302 .
  18. ^ a b Miessler & Tarr 1991 , стр. 167–169 - Согласно этой странице, первоначальное определение заключалось в том, что «кислоты имеют тенденцию терять протон»
  19. ^ Clayden et al. 2000 , с. 182–184.
  20. ^ Miessler & Тарр 1991 , стр. 166 - В таблице открытий датой публикации / выпуска теории Льюиса считается 1924 год.
  21. ^ a b Miessler & Tarr 1991 , стр. 170–172
  22. ^ Германн, Альберт FO (6 октября 1925). «Общая теория систем растворителей». Журнал Американского химического общества . 47 (10): 2461–2468. DOI : 10.1021 / ja01687a006 .
  23. ^ Франц, Х. (1966). «Растворимость водяного пара в щелочно-боратных расплавах». Журнал Американского керамического общества . 49 (9): 473–477. DOI : 10.1111 / j.1151-2916.1966.tb13302.x .
  24. ^ Люкс, Герман (1939). " " Säuren "и" Basen "im Schmelzfluss: die Bestimmung. Der Sauerstoffionen-Konzentration". Z. Elektrochem. (на немецком). 45 (4): 303–309.
  25. ^ Флуд, Х .; Форланд, Т. (1947). «Кислотные и основные свойства оксидов» . Acta Chemica Scandinavica . 1 (6): 592–604. DOI : 10.3891 / acta.chem.scand.01-0592 . PMID 18907702 . 
  26. ^ Драго, Рассел S .; Уиттен, Кеннет В. (1966). «Синтез оксигалогенидов с использованием плавленосолевой среды». Неорганическая химия . 5 (4): 677–682. DOI : 10.1021 / ic50038a038 .
  27. ^ Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов . Оксфорд: Pergamon Press . п. 1056. ISBN 978-0-08-022057-4.
  28. ^ Пирсон, Ральф Г. (1963). «Жесткие и мягкие кислоты и основания». Журнал Американского химического общества . 85 (22): 3533–3539. DOI : 10.1021 / ja00905a001 .
  29. ^ Парр, Роберт G .; Пирсон, Ральф Г. (1983). «Абсолютная жесткость: сопутствующий параметр абсолютной электроотрицательности». Журнал Американского химического общества . 105 (26): 7512–7516. DOI : 10.1021 / ja00364a005 .
  30. ^ Пирсон, Ральф Г. (2005). «Теория функционала химической твердости и плотности» (PDF) . Журнал химических наук . 117 (5): 369–377. CiteSeerX 10.1.1.693.7436 . DOI : 10.1007 / BF02708340 .  
  31. ^ Vogel GC; Драго, RS (1996). «Модель ECW». Журнал химического образования . 73 (8): 701–707. Bibcode : 1996JChEd..73..701V . DOI : 10.1021 / ed073p701 .

Источники [ править ]

  • Клейден, Джонатан; Гривс, Ник; Уоррен, Стюарт; Уотерс, Питер (2000). Органическая химия (Первое изд.). Издательство Оксфордского университета.
  • Finston, HL; Рихтман, AC (1983). Новый взгляд на современные кислотно-основные теории . Нью-Йорк: Джон Вили и сыновья.
  • Мейерс, Р. (2003). Основы химии . Гринвуд Пресс.
  • Miessler, GL; Тарр, Д.А. (1991). Неорганическая химия .

Внешние ссылки [ править ]

  • Кислотно-основная физиология: он-лайн текст
  • Раздел книги Джона В. Кимбалла по биологии о кислоте и основаниях.