Кислоты и основания льюиса — в помощь студенту

Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту

Классификация кислот оснований Молекулярные Катионные Анионные HCl, HF, H 2 SO 4, CH 3 COOH, C 2 H 5 OH NH 4+ (NH 4 Cl), RNH 3+ (RNH 3 Cl) HSO 4– (Na. HSO 4), H 2 PO 4– (Na. H 2 PO 4) Основания NH 3, RNH 2 CH 2 NH 3+ (NH 2 CH 2 NH 3 Cl) (Na. OH), O 2– (Na 2 O), NH 2– (Na. NH 2), C 2 H 5 O– (C 2 H 5 ONa), Cl– (Na. Cl), F– (Na. F), CH 3 COO– (Na. CH 3 COO), HSO 4– (Na. HSO 4), Амфолиты RCH(NH 2)COOH, Zn(OH)2 , белки, H 2 O Al(OH)2+ (Al(OH)Cl 2) HCO 3– (Na. HCO 3) Кислоты

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Гидролиз частный случай кислотно-основного взаимодействия ионов соли с молекулами воды Гидролиз по аниону : An- + H 2 O = HAn + OH– Домножая числитель и знаменатель на с (Н 3 О+), и учитывая и выражение для константы кислотности HAn получаем: p. Kh = 14 — p. Ka

гидролиз • р. Н в растворе соли, гидролизующейся по аниону • p. H = 7+0, 5 (p. Ka + lg -)) c(An • р. Н в растворе соли, гидролизующейся по катиону • p. H = 7 — 0, 5 (p. Kb — lg n+)) c(Kat

Кислотность биожидкостей • Для количественной характеристики кислотных свойств биожидкостей пользуются величинами общей, активной и потенциальной кислотности. • Общая кислотность – это концентрация всех имеющихся в растворе ионов водорода.

• Она складывается из концентрации свободных (гидратированных) ионов H+ — активной кислотности и концентрации ионов H+ , связанных в молекулы или ионы слабых кислот – потенциальная кислотность, т. е. : C(H+) общ =C(H+)акт + C(H+)потенц.

• Мерой активной кислотности является значение p. H.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Радиоактивность. виды и законы радиоактивного излучения - в помощь студенту

Оценим за полчаса!

Источник: https://present5.com/teoriya-kislot-i-osnovanij-teoriya-lyuisa-osnovaniya/

Кислоты и основания Льюиса

В качестве основы своих определений кислот и оснований Льюис выбрал четыре экспериментальных критерия:

  1. Нейтрализация. Как быстро и в какой степени кислоты и основания могут соединяться друг с другом.

  2. Титрование с индикаторами. Способность кислот и оснований титровать друг друга при помощи индикаторов.

  3. Вытеснение. Способность кислот и оснований вытеснять из соединений более слабую кислоту или основание.

  4. Катализ. Способность кислот и оснований выступать в качестве катализатора.

Для того чтобы определить, к какому классу, кислот или оснований, относится вещество, необходимо, чтобы оно характеризовалось всеми четырьмя критериями. При этом нейтрализации и титрованию с индикаторами Льюис придавал особое значение. Согласно этому, он дал следующие определения.

Определение 1

Кислоты — вещества, которые, подобно хлористому водороду, нейтрализуют едкий натр или любое другое основание.

Определение 2

Основания — вещества, которые, подобно едкому натру, нейтрализуют хлористый водород или любую другую кислоту.

Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту

Ничего непонятно?

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

Определение 3

Вещества, способные реагировать в обоих направлениях, Льюис отнес к амфотерным веществам.

Теория Льюиса

В $1930-1940$ гг. Льюис предложил новое определение кислот и оснований. Его теория базируется на электронном строении вещества, поэтому ее также называют электронной теорией.

Льюис считал, что кислотно — основные реакции являются таким типом взаимодействия, при котором неподеленная электронная пара молекулы основания присоединяется к молекуле кислоты. При этом основание выступает донором, а кислота — акцептором.

В образовавшейся молекуле общая электронная пара принадлежит двум атомам, то есть обобществлена. В результате возникает донорно — акцепторная ковалентная связь.

Пример 1

В реакции взаимодействия аммиака с трифторидом бора аммиак отдает электронную пару (выступает в роли основания), а трифторид бора принимает (выступает в роли кислоты)

$NH_3 + BF_3 > NH_3BF_3$

Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту

Рисунок 1.

Определение основания Льюиса включает и определение Бренстеда — Лаури, так как атомы с неподеленной электронной парой присоединяют протон кислоты Бренстеда — Лаури.

Кислоты Льюиса ($L$-кислоты) и основания могут не содержать протонов, и тогда их называют апротонными.

Пример 2

Кислоты Льюиса как $BF_3$ и $SO_3$ не являются кислотами Бренстеда — Лаури, а кислоты $HCl$, $H_2SO_4$, $CH_3CO_2H$, не являются кислотами Льюиса.

Определение 4

Вещества, которые являются донорами электронных пар, называют основаниями по Льюису. Вещества — акцепторы электронных пар называют кислотами по Льюису.

Теория Льюиса не позволяет количественно определить силу кислот.

Определение 5

Частицы, имеющие в своем составе атомы с неподеленными электронными парами, называют основаниями Льюиса ($:O$, $:N$, $:Cl$, $:F$, $OH^-$, $NH_3$, $F^-$).

Определение 6

Координационно ненасыщенные частицы, которые имеют в своем составе атомы с вакантными электронными орбиталями, называют кислотами Льюиса ($H^+$, $Al$ в $AlCl_3$, $Sb$ в $SbF_5$, $B$ в $BF_3$).

К основаниям по Льюису относятся следующие соединения:

  1. вещества, содержащие аминный азот (алифатические и ароматические амины, аммиак, пиридин и др.);

  2. кислородсодержащие соединения вида $R_2CO$, где $R$- органический радикал, атом галогена, ионы галогена.

Кислотами по Льюису являются:

  1. галогениды алюминия, бора, кремния, мышьяка, олова, сурьмы, фосфора и др.;

  2. ионы — комплексообразователи ($Ag^+$, $Cr^{3+}$, $CO^{3+}$, $Pt^{2+}$ и др.).

$L$ — кислоты — это большинство катионов, основания Льюиса — большинство оснований. Соли представляют собой кислотно — основные комплексы.

Классификация кислот и оснований Льюиса

Р.Дж. Пирсон в $1936$ году предложил классификацию кислот и оснований Льюиса. Согласно этой классификации:

  1. Жесткие кислоты характеризуются малым радиусом и высоким положительным зарядом. Они имеют высокую электроотрицательность, низкую поляризуемость, хорошие акцепторы электронных пар.

    Например: $H^+$, $Be^{2+}$, $Mn^{2+}$, $Al^{3+}$, $Si^{4+}$, $Fe^{3+}$, $CO^{3+}$ и др.

  2. Мягкие кислоты имеют меньший заряд по сравнению с жесткими кислотами, обладают большей поляризуемостью и невысокой электроотрицательностью.

    Например: $Cu^+$, $Ag^+$, $Au^+$, $Hg^+$, $Pt^{2+}$ и др.

  3. Промежуточные кислоты проявляют средние значения зарядов ядер, электроотрицательности и поляризуемости между жесткими и мягкими кислотами.

    Например: $Fe^{2+}$, $CO^{2+}$, $Ni^{2+}$, $Ru^{2+}$, $OS^{2+}$ и др.

  4. Жесткие основания имеют высокую электроотрицательность, плохо поляризуются и окисляются.

    Например: $F^-$, $Cl^-$, $OH^-$, $NH_3$, $H_2O$ и др.

  5. Мягкие основания имеют малую электроотрицательность, легко поляризуются, проявляют свойства сильных восстановителей.

    Например: $H^-$, $I^-$, $S^{2-}$, $CO$, $R_2S$ и др.

Понятие кислотно- основного катализа

В зависимости от природы кислоты и основания различают следующие типы кислотно — основного катализа:

  1. Специфический кислотный (основной) катализ. Активация реакции происходит в результате воздействия ионов гидроксония $H_3O^+$ или ионами гидроксила $OH^-$.

    Например: по механизму специфического кислотного катализа протекают гидратация ненасыщенных альдегидов, гидролиз эфиров, ацеталей; специфический основный катализ характерен для гидратации альдегидов, альдольной конденсации и др.

  2. Общий кислотный (основной) катализ. Катализатором выступает кислота (кроме $H_3O^+$) или основание Бренстеда.

    Например: каталитическое превращение углеводородов нефти (каталитический крекинг, алкилирование, изомеризация) протекает по механизму общего кислотного катализа.

  3. Электрофильный ( или нуклеофильный) катализ. Происходит под действием кислот или оснований Льюиса.

Часто апротонные кислоты Льюиса ($BF_3$, $AlCl_3$, $SbF_4$, $ZnCl_2$) и протонные кислоты Бренстеда катализируют одни и те же реакции, при этом каталитическая активность апротонных кислот выше, чем протонных. Это обусловлено тем, что в водных растворах апротонные кислоты превращаются в протонные.

В настоящее время наиболее сильной кислотой является $SbF_5$ в $НF$.

Электронная теория Льюиса рассматривает кислоты и основания более углубленно и широко, чем другие теории кислот и оснований.

Источник: https://spravochnick.ru/himiya/kisloty_i_osnovaniya/kisloty_i_osnovaniya_lyuisa/

Основные классы неорганических соединений. Теория электролитической диссоциации

Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту Автор Карманова Ольга Геннадьевна 358 статей

Согласно  протонной  теории  кислот  и  оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее протоны при данной температуре, а основанием – вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением:

$$ mathrm{кислота} 
ightleftarrows  mathrm{основание} + {mathrm{H}}^{+}$$

На базе таких представлений становятся понятными основные свойства аммиака, который за счёт неподелённой пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя по донорно-акцепторному  механизму ион аммония:

$$ underset{mathrm{Кисл}.}{{mathrm{HNO}}_{3}} + underset{mathrm{Осн}.}{{mathrm{NH}}_{3}}  o   underset{mathrm{Кисл}.}{{mathrm{NH}}_{4}^{+}} + underset{mathrm{Осн}.}{{mathrm{NO}}_{3}^{-}}$$

Возможно  и  ещё  более  общее  определение  кислот и оснований.

Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протонов. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль  отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

В таблице сопоставлены различные определения кислот и оснований, используемые в настоящее время при решении физико-химических задач.

Сопоставление определений кислот и оснований

Класс веществ Определение кислот и оснований
По Аррениусу По Бренстеду-Лоури По Льюису
кислоты отдают `»H»^+` отдают `»H»^+` принимают электронные пары
основания отдают `»OH»^-` принимают `»H»^+` отдают электронные пары

Номенклатура кислот

Случай Правила составления названия Пример
Бескислородная кислота К названию неметалла с окончанием -о добавляется слово водородная `»H»_2″S»` — сероводородная кислота `»HCl»` — хлороводородная кислота
Кислородсодержащая: степень окисления соответствует номеру группу Суффикс -ная, или -вая
  • `»HNO»_3` — азотная кислота
  • `»H»_2″SiO»_3` — кремниевая кислота
  • `»HClO»_4` — хлорная кислота
Кислородсодержащая: степень окисления ниже максимальной Суффиксы -оватая, -истая, -оватистая
  1. `»HClO»_3` — хлорноватая кислота
  2. `»HClO»_2` —  хлористая кислота
  3. `»HClO»` — хлорноватистая кислота
Элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот К названию кислоты с меньшим содержанием кислородсодержащих атомов добавляется префикс  мета-: с большим — префикс  орто- `»H»_2″SiO»_3` — метакремниевая кислота `»H»_4″SiO»_4` — ортокремниевая кислота

Классификация кислот

Признак классификации Тип кислот Примеры
Число атомов водорода в молекуле Одноосновные `»HCl»`, `»HClO»_3`, `»HNO»_3`
Двухосновные `»H»_2″S»`, `»H»_2″SO»_4`, `»H»_2″SiO»_3`
Трёхосновные `»H»_3″PO»_4`,  `»H»_3″AsO»_4`
Четырёхосновные `»H»_4″P»_2″O»_7`
Содержание атомов кислорода в молекуле Бескислородные `»HI»`, `»HBr»`
Кислородсодержащие `»H»_2″SO»_4`,  `»HClO»_4`
Агрегатное состояние Растворы газов в воде `»HF»`, `»HCl»`, `»H»_2″S»`, `»H»_2″CO»_3`
Жидкие `»HNO»_3`, `»H»_2″SO»_4`
Твёрдые `»H»_3″BO»_3`,  `»H»_2″SiO»_3`

Химические свойства кислот можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона `»Н»^+` (иона гидроксония `»H»_3″O»^+`), и  специфические, т. е. характерные только для конкретных кислот.

  • Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а с другой стороны – вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподелённые пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).
  • 1. К первому типу превращений кислот относится реакция кислот с активными металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода c выделением водорода (кроме азотной кислоты, в этом случае выделяются продукты восстановления азота), например:
  •  `»Zn» + 2″HCl»->»ZnCl»_2 +»H»_2`;
  • `»Zn» + «2H»^+  -> «Zn»^(2+) + «H»_2uarr`.

`»Fe»+»H»_2″SO»_(4 («разб».)) -> «FeSO»_4 + «H»_2uarr`.

`»HCl»+»Cu»` →overline{) o }

`4″HNO»_(3(«конц».)) + «Cu» ->»Cu»(«NO»_3 )_2 +2 «NO»_2uarr +2 «H»_2″O»`.

  1. 2. Кислота `+` основный оксид `->` соль `+` вода;
  2. `2″HNO»_3 + «CuO»->»Cu(NO»_3)_2 + «H»_2″O»`.
  3. 3. Кислота `+` амфотерный оксид `->` соль `+` вода;
  4. `3″H»_2″SO»_4 + «Cr»_2″O»_3 ->  «Cr»_2(«SO»_4)_3 + 3″H»_2″O»`;
  5. `2″HBr» + «ZnO» ->  «ZnBr»_2 + «H»_2″O»`.      
  6. 4. Кислота`+` щелочь `->` соль `+` вода (реакция нейтрализации);
  7. `»H»_2″SO»_4 + 2″KOH» ->  «K»_2″SO»_4 + 2″H»_2″O»`. 
  8. 5. Кислота `+` основание `->` соль `+` вода;
  9. `2″HBr» + «Ni(OH»)_2  -> «NiBr»_2 + 2″H»_2″O»`.
  10. 6. Кислота`+` амфотерный гидроксид `->` соль `+` вода;
  11. `3″HCl» + «Cr(OH»)_3  ->»CrCl»_3 + 3″H»_2″O»`;
  12. `2″HNO»_3 + «Zn(OH»)_2  -> «Zn(NO»_3)_2 + 2″H»_2″O»`.
  13. 7. Взаимодействие кислот со средними солями протекает при условии, что результатом данного взаимодействия будет либо выпадение осадка, либо выделение газа:
  14. `2″HBr» + «CaCO»_3  ->  «CaBr»_2 + «H»_2″O» + «CO»_2uarr`;
  15. `»BaCl»_2+ «H»_2″SO»_4  -> «BaSO»_4darr + 2″HCl»`.
  16. 8. Некоторые кислоты способны разлагаться при нагревании:
  17. $$ {mathrm{H}}_{2}{mathrm{SiO}}_{3} stackrel{mathrm{t}°mathrm{C}}{ o } {mathrm{SiO}}_{2}downarrow + {mathrm{H}}_{2}mathrm{O}$$;
  18. $$ {mathrm{H}}_{2}{mathrm{CO}}_{3} stackrel{mathrm{t}°mathrm{C}}{ o } {mathrm{CO}}_{2}uparrow + {mathrm{H}}_{2}mathrm{O}$$;
  19. $$ {mathrm{H}}_{2}{mathrm{SO}}_{3} stackrel{mathrm{t}°mathrm{C}}{ o } {mathrm{SO}}_{2}uparrow + {mathrm{H}}_{2}mathrm{O}$$.
Читайте также:  Виды психологического исследования - в помощь студенту

9. Специфические свойства кислот связаны, в первую очередь, с окислительно-восстановительными реакциями.

  • Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться:
  •                            `2″KMnO»_4 + 16″HCl»->5″Cl»_2uarr   +2″KCl» + 2″MnCl»_2 + 8″H»_2″O»`;
  •                           `»H»_2″S» +»Br»_2 -> «S»darr + 2″HBr»`.
  • Кислородсодержащие кислоты могут окисляться, только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:
  • `»H»_2″SO»_3 + «Cl»_2+ «H»_2″O» -> «H»_2″SO»_4 + 2″HCl»`.
  • Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления, проявляют свойства сильных окислителей  (`»H»_2″SO»_4`  является сильным окислителем только при высокой концентрации):
  • `»Cu» + 2″H»_2″SO»_(4  «конц») -> «CuSO»_4  + «SO»_2uarr + 2″H»_2″O»`;
  • `»C»+2″H»_2″SO»_(4  «конц») -> «CO»_2uarr + 2″SO»_2uarr + 2″H»_2″O»`;
  • `»P» + 5″HNO»_(3  «конц») -> «H»_3″PO»_4 + 5″NO»_2uarr + «H»_2″O»`;
  • `»S»+6″HNO»_(3  «конц») -> «H»_2″SO»_4+6″NO»_2 uarr+2″H»_2″O»`;
  • `»S»+2″H»_2″SO»_(4  «конц») -> 3″SO»_2 uarr +2″H»_2″O»`.

Источник: https://abitu.net/course/1620/16-kisloty

Кислоты и основания Льюиса

 Наименование параметра  Значение
Тема статьи: Кислоты и основания Льюиса
Рубрика (тематическая категория) Естественно-научные дисциплины
Articles-ads

В качестве основы своих определений кислот и оснований Льюис выбрал четыре экспериментальных критерия:

  1. Нейтрализация. Как быстро и в какой степени кислоты и основания могут соединяться друг с другом.

  2. Титрование с индикаторами. Способность кислот и оснований титровать друг друга при помощи индикаторов.

  3. Вытеснение. Способность кислот и оснований вытеснять ᴎɜ соединений более слабую кислоту или основание.

  4. Катализ. Способность кислот и оснований выступать в качестве катализатора.

С целью выяснить, к какому классу, кислот или оснований, относится вещество, необходимо, чтобы оно характеризовалось всœеми четырьмя критериями. При ϶том нейтрализации и титрованию с индикаторами Льюис придавал особое значение. Согласно ϶тому, он дал следующие определения.

Понятие 1

Кислоты — вещества, которые, подобно хлористому водороду, нейтрализуют едкий натр или любое другое основание.

Понятие 2

Основания — вещества, которые, подобно едкому натру, нейтрализуют хлористый водород или любую другую кислоту.

Понятие 3

Вещества, методные реагировать в обоих направлениях, Льюис отнес к амфотерным веществам.

Теория Льюиса

Пример 1

NH_3 + BF_3 > NH_3BF_3

Кислоты и основания Льюиса - в помощь студенту

Рисунок 1.

Понятие основания Льюиса включает и определение Бренстеда — Лаури, так как атомы с неподеленнои̌ электроннои̌ парой присоединяют протон кислоты Бренстеда — Лаури.

Кислоты Льюиса ( L -кислоты) и основания могут не содержать протонов, и тогда их называют апротонными.

Пример 2

Кислоты Льюиса как BF_3 и SO_3 не являются кислотами Бренстеда — Лаури, а кислоты HCl , H_2SO_4 , CH_3CO_2H , не являются кислотами Льюиса.

Понятие 4

Вещества, которые являются донорами электронных пар, называют основаниями по Льюису. Вещества — акцепторы электронных пар называют кислотами по Льюису.

Теория Льюиса не позволяет количественно выяснить силу кислот.

Понятие 5

Частицы, имеющие в своем составе атомы с неподеленными электронными парами, называют основаниями Льюиса ( :O , :N , :Cl , :F , OH^- , NH_3 , F^- ).

Понятие 6

Координационно ненасыщенные цы, которые имеют в своем составе атомы с вакантными электронными орбиталями, называют кислотами Льюиса ( H^+ , Al в AlCl_3 , Sb в SbF_5 , B в BF_3 ).

К основаниям по Льюису относятся следующие соединения:

  1. вещества, содержащие аминный азот (алифатические и ароматические амины, аммиак, пиридин и др.);

  2. кислородсодержащие соединения вида R_2CO , где R — органический радикал, атом галогена, ионы галогена.

Кислотами по Льюису являются:

  1. галогениды алюминия, бора, кремния, мышьяка, олова, сурьмы, фосфора и др.;

  2. ионы — комплексообразователи ( Ag^+ , Cr^{3+} , CO^{3+} , Pt^{2+} и др.).

L — кислоты — ϶то большинство катионов, основания Льюиса — большинство оснований. Соли представляют собой кислотно — главные комплексы.

Классификация кислот и оснований Льюиса

  1. Жесткие кислоты характеризуются малым радиусом и высоким положительным зарядом. Они имеют высокую электроотрицательность, низкую поляризуемость, хорошие акцепторы электронных пар.

    К примеру: H^+ , Be^{2+} , Mn^{2+} , Al^{3+} , Si^{4+} , Fe^{3+} , CO^{3+} и др.

  2. Мягкие кислоты имеют меньший заряд по сравнению с жесткими кислотами, обладают большей поляризуемостью и невысокой электроотрицательностью.

    К примеру: Cu^+ , Ag^+ , Au^+ , Hg^+ , Pt^{2+} и др.

  3. Промежуточные кислоты проявляют средние значения зарядов ядер, электроотрицательности и поляризуемости между жесткими и мягкими кислотами.

    К примеру: Fe^{2+} , CO^{2+} , Ni^{2+} , Ru^{2+} , OS^{2+} и др.

  4. Жесткие основания имеют высокую электроотрицательность, плохо поляризуются и окисляются.

    К примеру: F^- , Cl^- , OH^- , NH_3 , H_2O и др.

  5. Мягкие основания имеют малую электроотрицательность, легко поляризуются, проявляют свойства сильных восстановителей.

    К примеру: H^- , I^- , S^{2-} , CO , R_2S и др.

Понятие кислотно- основного катализа

В зависимости от природы кислоты и основания различают следующие типы кислотно — основного катализа:

  1. Специфический кислотный (основнои̌) катализ. Активация реакции происходит в результате воздействия ионов гидроксония H_3O^+ или ионами гидроксила OH^- .

  2. Общий кислотный (основнои̌) катализ. Катализатором выступает кислота (кроме H_3O^+ ) или основание Бренстеда.

    К примеру: каталитическое превращение углеводородов нефти (каталитический крекинг, алкилирование, изомеризация) протекает по механизму общᴇᴦο кислотного катализа.

  3. Электрофильный ( или нуклеофильный) катализ. Происходит под действием кислот или оснований Льюиса.

Часто апротонные кислоты Льюиса ( BF_3 , AlCl_3 , SbF_4 , ZnCl_2 ) и протонные кислоты Бренстеда катализируют одни и те реакции, при ϶том каталитическая активность апротонных кислот выше, чем протонных. Эᴛο обусловлено в водных растворах апротонные кислоты превращаются в протонные.

Электронная теория Льюиса рассматривает кислоты и основания более углубленно и широко, чем другие теории кислот и оснований.

Кислоты и основания Льюиса — понятие и виды. Классификация и особенности категории «Кислоты и основания Льюиса»2018-2019.

  • — Кислоты и основания Льюиса

    Критерии определения кислот и оснований ЛьюисаВ качестве основы своих определений кислот и оснований Льюис выбрал четыре экспериментальных критерия: Нейтрализация. Как быстро и в какой степени кислоты и основания могут соединяться друг с другом. Титрование с… [читать далее].

  • Источник: http://referatwork.ru/info-lections-55/nat/view/15864_kisloty_i_osnovaniya_l_yuisa

    Кислоты и основания Льюиса

    Дж. Льюисом была
    предложена более общая теория кислот
    и оснований.

    Основания
    Льюиса –
    это
    доноры пары электронов (спирты,
    алкоголят-анионы, простые эфиры, амины
    и т.д.)

    Кислоты
    Льюиса –
    это
    акцепторы пары электронов,
    т.е.
    соединения, имеющие вакантную орбиталь
    (ион водорода и катионы металлов: H+,
    Ag+,
    Na+,
    Fe2+;
    галогениды элементов второго и третьего
    периодов BF3,
    AlCl3,
    FeCl3,
    ZnCl2;
    галогены; соединения олова и серы: SnCl4,
    SO3).

    Таким образом,
    основания Бренстеда и Льюиса – это одни
    и те же частицы. Однако основность по
    Бренстеду есть способность присоединять
    только протон, в то время как основность
    по Льюису – понятие более широкое и
    означает способность к взаимодействию
    с любой частицей, имеющей низколежащую
    свободную орбиталь.

    Кислотно-основное
    взаимодействие по Льюису есть
    доноро-акцепторное взаимодействие и
    любую гетеролитическую реакцию можно
    представить как взаимодействие кислоты
    и основания Льюиса:

    Единой шкалы для
    сравнения силы кислот и оснований Льюиса
    не существует, так как их относительная
    сила будет зависеть от того, какое
    вещество взято за стандарт (для кислот
    и оснований Бренстеда таким стандартом
    является вода). Для оценки легкости
    протекания кислотно-основного
    взаимодействия по Льюису Р. Пирсоном
    была предложена качественная теория
    “жестких” и “мягких” кислот и оснований.

    Жесткие
    основания
    обладают
    высокой электроотрицательностью и
    низкой поляризуемостью. Они трудно
    окисляются. Их высшие занятые молекулярные
    орбитали (ВЗМО) имеют низкую энергию.

    Мягкие
    основания
    имеют
    низкую электроотрицательность и высокую
    поляризуемость. Они легко окисляются.
    Их высшие занятые молекулярные орбитали
    (ВЗМО) имеют высокую энергию.

    Жесткие
    кислоты
    имеют
    высокую электроотрицательность и низкую
    поляризуемость. Они трудно восстанавливаются.
    Их низшие свободные молекулярные
    орбитали (НСМО) имеют низкую энергию.

    Мягкие
    кислоты
    обладают
    низкой электроотрицательностью и
    высокой поляризуемостью. Они легко
    восстанавливаются. Их низшие свободные
    молекулярные орбитали (НСМО) имеют
    высокую энергию.

    Самая
    жесткая кислота — Н+,
    самая мягкая – СН3Hg+.
    Наиболее жесткие основания – F-
    и OH-,
    наиболее мягкие – I-
    и Н-.

    Таблица
    5.  Жесткие и мягкие кислоты и основания.
       

    Жесткие Промежуточные Мягкие
    Кислоты
    H+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Al3+, Fe3+, BF3, AlCl3, RC+=O Cu2+, Fe2+, Zn2+, R3C+ Ag+, Hg2+, I2
    Основания
    H2O, OH-, F-, ROH, RO-, R2O, NH3, RNH2 ArNH2, Br-, C5H5N R2S, RSH, RS-, I-, H-, C2H4, C6H6
    • Принцип жестких
      и мягких кислот и оснований Пирсона
      (принцип ЖМКО):
    • Жесткие
      кислоты преимущественно взаимодействуют
      с жесткими основаниями, а мягкие кислоты
      – с мягкими основаниями.
    • Это выражается в
      больших скоростях реакций и в образовании
      более устойчивых соединений, так как
      взаимодействие между близкими по энергии
      орбиталями эффективнее, чем взаимодействие
      между орбиталями, значительно
      различающимися по энергии.
    • Принцип ЖМКО
      используют для определения преимущественного
      направления конкурирующих процессов
      (реакции элиминирования и нуклеофильного
      замещения, реакции с участием амбидентных
      нуклеофилов); для направленного создания
      детоксикантов и лекарственных препаратов.
    • Лекция № 5

    Источник: https://studfile.net/preview/1633272/page:9/

    Кислоты и основания

    Из нашего повседневного опыта мы знаем, что некоторые вещества обладают высококоррозионными свойствами. Например, если кислота из аккумулятора вашей машины попадет на одежду, она сразу же ее проест. Иногда мы используем аммиак и другие вещества для домашней уборки. Эти коррозионные вещества известны химикам как кислоты и основания. На поверхностном уровне их различить совсем не сложно.

    Кислоты кислые на вкус и окрашивают лакмусовую бумажку в красный цвет, щелочи же мыльные на ощупь и окрашивают лакмусовую бумажку в синий цвет. Однако химики редко довольствуются такого рода феноменологическими определениями. Они ищут ответ на вопрос «Что делает вещество кислотой или основанием на молекулярном уровне?». Вот уже больше века химики бьются над определением кислот и оснований.

    Первая попытка определить понятие кислоты восходит к 1778 году. Антуан Лавуазье смог объяснить, что именно происходит при горении, опровергнув бытовавшую до того теорию о флогистоне.

    Содержащийся в воздухе газ, который соединяется с веществами, когда они горят, он назвал кислородом — от греческого «производящий кислоту», поскольку он считал (как потом оказалось, ошибочно), что все кислоты содержат кислород.

    Определение Аррениуса

    Современный подход к этой проблеме впервые сформулировал шведский химик Сванте Аррениус (Svante Arrhenius, 1859–1927).

    Его определение, выдвинутое в 1877 году, было очень простым: если некоторое вещество при растворении в воде высвобождает ион водорода (то есть протон, Н+), значит это кислота. Если же при растворении в воде высвобождается гидроксид-ион (ОН–), то это основание.

    Согласно этому определению, аккумуляторная кислота, представляющая собой водный раствор серной кислоты (H2SO4), является кислотой, потому что атомы водорода серной кислоты в растворе становятся ионами водорода.

    Соответственно, гидроксид натрия (NaOH) является основанием, так как в воде он высвобождает гидроксид-ион. Это определение объясняет, почему кислоты и основания нейтрализуют друг друга. Когда гидроксид-ион встречается с ионом водорода, они соединяются с образованием H2O, обычной воды.

    Между прочим, Аррениус активно участвовал в дискуссии о внеземном разуме (см. Парадокс Ферми). Он был сторонником теории панспермии — гипотезы о том, что жизнь с планеты на планету могут переносить микроорганизмы, перемещающиеся через космос, а значит, достаточно было жизни развиться лишь однажды, а не на каждой планете, где она есть.

    На смену этой гипотезе пришла теория направленной панспермии, в соответствии с которой где-то в Галактике существует цивилизация, которая рассылает зародыши жизни с целью заселения подходящих планет.

    Однако все эти теории только отодвигают решение проблемы происхождения жизни, потому что всё равно остается вопрос, как жизнь зародилась в самом первом месте.

    Определение Брёнстеда—Лаури

    Определение Аррениуса довольно точное, но область его применения ограниченна — оно годится только для водных растворов (веществ, растворенных в воде).

    Вот пример реакции, на которую не распространяется определение Аррениуса: если вы поместите рядом сосуды с соляной кислотой (HCl) и аммиаком (NH3), вы увидите белый дымок над сосудами.

    Пары аммиака и соляной кислоты смешиваются в воздухе над сосудами, и происходит химическая реакция

        NH3 + HCl → NH4Cl,

    в которой кислота и основание соединяются с образованием хлорида аммония. Поскольку в этой реакции не участвует вода, определение Аррениуса здесь просто неприменимо.

    В 1923 году датский химик Йоханнес Николаус Брёнстед (Johannes Nicolaus Brønsted, 1879–1947) и британский химик Томас Мартин Лаури (Thomas Martin Lowry, 1874–1936) предложили новое определение.

    В соответствии с ним кислота представляет собой молекулу или ион, способные отдавать протон (то есть ион водорода, H+), а основание представляет собой молекулу или ион, способные принимать протон.

    Если рассматриваемая реакция протекает в водной среде, это определение по сути то же, что и определение, предложенное Аррениусом, однако оно распространяется также на реакции, протекающие в отсутствие воды, такие как образование хлорида аммония, описанное выше.

    Определение Льюиса

    Наконец, последнее обобщение сделало определение кислот и оснований не зависящим не только от присутствия воды, но и от образования протонов. Его выдвинул в 1923 году американский химик Гилберт Ньютон Льюис (Gilbert Newton Lewis, 1875–1946).

    Это определение основано на том, каким способом образуются химические связи в химических реакциях между кислотами и основаниями, а не на том, присоединяются или отдаются протоны.

    По Льюису, кислота — это химическое соединение, способное принимать электронную пару с последующим образованием ковалентной связи, а основание — это соединение, способное отдавать электронную пару.

    Определение Льюиса включает в себя оба более ранних определения, а также объясняет те реакции, в которых не участвует водород.

    Например, когда диоксид серы реагирует с ионом кислорода с образованием серного ангидрида (эта реакция играет немаловажную роль в образовании кислотных дождей), ион кислорода отдает два электрона для образования ковалентной связи — иными словами, ведет себя как основание, в то время как диоксид серы принимает электроны и, следовательно, ведет себя как кислота. Эта реакция, протекающая без протона и без воды, подходит под определение Льюиса, но не подходит ни под одно из предшествующих определений.

    Показатель pH: измерение кислотности

    Для водных растворов широко используется система определения концентрации кислоты или основания, которая лучше всего может быть объяснена в терминах теории Брёнстеда—Лаури.

    В чистой воде в каждый момент времени какие-то молекулы H2O диссоциируют на ионы водорода (H+) и гидроксид-ионы (OH–), и одновременно с этим какие-то соседние ионы H+ и OH– соединяются с образованием молекул воды. Таким образом, в воде всегда присутствуют ионы водорода (протоны). Молярная концентрация (см.

    Закон Авогадро) водорода в чистой воде составляет 10–7 моль на литр. Это означает, что одна молекула H2O из каждых 10 миллионов находится в форме ионов.

    Читайте также:  Статья про физику - в помощь студенту

    Условились считать, что водородный показатель pH (сокр. от англ. «power of hydrogen» — «степень водорода») чистой воды равен 7 — это математический показатель степени из выражения 10–7, взятый с положительным знаком. Мы можем повысить концентрацию ионов водорода в воде, добавив кислоту.

    Например, если мы добавим в чистую воду соляную кислоту (HCl), концентрация ионов водорода возрастет. Если мы достигнем точки, в которой молярная концентрация составляет 10–1 моль на литр, мы получим примерное значение кислотности желудочного сока. pH этого раствора составит 1.

    Таким образом, pH ниже 7 характеризует кислоту, и чем меньше значение pH, тем сильнее кислота.

    Подобным образом можно понизить концентрацию ионов водорода в чистой воде, добавив основание (ионы OH– основания будут реагировать с ионами H+ с образованием молекул воды). Так, у аммиака, применяемого в домашнем хозяйстве, молярная концентрация ионов водорода составляет всего 10–11 моль на литр, и, следовательно, pH равен 11. А поскольку pH больше 7, это основание.

    Источник: https://elementy.ru/trefil/54/Kisloty_i_osnovaniya

    Теории кислот и оснований — это… Что такое Теории кислот и оснований?

    Теории кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Все они вводят определения кислот и оснований — двух классов веществ, реагирующих между собой.

    Задача теории — предсказание продуктов реакции между кислотой и основанием и возможности её протекания, для чего используются количественные характеристики силы кислоты и основания.

    Различия между теориями лежат в определениями кислот и оснований, характеристики их силы и, как следствие — в правилах предсказания продуктов реакции между ними. Все они имеют свою область применимости, каковые области частично пересекаются.

    Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространенены в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Теоретические представления о кислотах и основаниях имеют важное значение в формировании всех концептуальных систем химии и оказывают разностороннее влияние на развитие многих теоретических концепций во всех основных химических дисциплинах.

    На основе современной теории кислот и оснований разработаны такие разделы химических наук, как химия водных и неводных растворов электролитов, рН-метрия в неводных средах, гомо- и гетерогенный кислотно-основный катализ, теория функций кислотности и многие другие.

    Эволюция представлений о кислотно-основных взаимодействиях

    Взаимодействие паров
    соляной кислоты и аммиака

    Представления о кислотно-основных взаимодействиях относятся к числу фундаментальных химических положений. Понятия «кислота» и «основание» сформировались еще в XVII веке, однако их содержание неоднократно пересматривалось и уточнялось.

    Образная теория кислот и оснований была предложена Н. Лемери. В своем «Курсе химии» (1675) он попытался объяснить физические и химические свойства веществ на языке их формы и структуры.

    Согласно представлениям Лемери кислоты на своей поверхности имеют острые шипы, вызывающие на коже колющие ощущения. Основания, названные им щелочами, состоят из пористых тел.

    «Шипы» кислот проникают в «поры», при этом они ломаются или притупляются, и кислоты превращаются в нейтральные соли[1].

    Научные представления о природе кислот и оснований начали формироваться в конце XVIII в. В работах А. Лавуазье кислотные свойства связывались с наличием в составе вещества атомов кислорода. Известные тогда минеральные и органические кислоты, действительно, содержали кислород.

    Эта гипотеза быстро показала свою несостоятельность, когда благодаря работам Г. Дэви и Ж.

    Гей-Люссака стал известен целый ряд кислот, не содержащих кислорода (например, галогеноводороды, синильные кислоты), в то время, как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств.

    С начала XIX века кислотами стали считать вещества, способные к взаимодействию с металлам с выделением водорода (Ю. Либих, 1839). Примерно в это же время Й. Берцелиус выдвинул идею, объясняющую кислотно-основные свойства веществ их электрической «дуалистической» природой.

    Так, к кислотам он относил электроотрицательные оксиды неметаллов и некоторых металлов (например, хрома, марганца и др.), а электроположительные оксиды металлов считал основаниями. Таким образом, кислотность или основность Берцелиусом рассматривается как функциональное, а не абсолютное свойство соединения.

    Берцелиус впервые сделал попытку количественной оценки и предсказания силы кислот и оснований[2].

    C появлением теории электролитической диссоциации С. Аррениуса (1887) возникла возможность описания кислотно-основных свойств исходя из продуктов ионизации электролита. Благодаря работам В. Оствальда теория получила развитие для слабых электролитов.

    В начале XX в. американские химики Г. Кэди, Э. Франклин и Ч. Краус создали теорию сольвосистем, распространившую положения теории Аррениуса-Освальда на все растворители, способные к самодиссоциации.

    В основу современных теорий кислот и оснований положены представления Й. Брёнстеда и Г. Льюиса. Имеются вполне успешные попытки создать обобщенные теории (М. Усанович, 1939), но они не находят широкого применения[3].

    Водородная теория Либиха

    Определения. Кислота — вещество, способное реагировать с металлом с выделением водорода. Понятие «основание» в этой теории отсутствует.
    Продукты реакции. При реакции кислоты с металлом образуется соль и водород.
    Примеры. Кислота — HCl.

    Реакция 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2↑
    Критерии протекания реакции. С сильными кислотами реагируют металлы, стоящие в ряду активностей левее водорода. Чем слабее кислота, тем более активный металл нужен для реакции между ними. Количественные характеристики.

    Поскольку теория используется редко, количественные характеристики силы кислоты (а значит, и предсказания направления реакции) в рамках данной теории не разработаны.
    Область применимости. Предсказание взаимодействия водородсодержащих веществ с металлами в любых растворителях.
    Специфические черты.

    В соответствии с этой теорией этиловый спирт и аммиак являются слабыми кислотами, так как способны реагировать со щелочными металлами:

    2C2H5OH + 2Na = 2C2H5ONa + H2↑
    2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2↑

    Теория электролитической диссоциации Аррениуса-Оствальда

    Схема электролитической диссоциации уксусной кислоты
    в водном растворе

    Основная статья: Теория электролитической диссоциации

    Определения. Кислоты — это вещества, образующие в водном растворе ионы гидратированные катионы водорода Н+ (ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка.

    Основания — вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН−.
    Соли — вещества, диссоциирующие с образованием катиона металла и аниона кислотного остатка.
    Продукты реакции.

    В реакции кислоты с основанием (реакция нейтрализации образуется соль и соли и воды.
    Примеры. Кислота — HCl (кислотный остаток Cl-):

    HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-

    Основание — NaOH:

    NaOH ↔ Na+ + OH-

    Реакция нейтрализации (соль — NaCl):

    HCl + NaOH = NaCl + H2O

    Критерии протекания реакции. Сильные кислоты реагируют с сильными основаниями. Чем слабее кислота, тем более сильное основание нужно для реакции.
    Количественные характеристики Сила кислоты и основания характеризуются их константами диссоциации K.

    Для кислоты HA K = [H+]·[A-]/[HA]
    Для основания MOH K = [M+]·[OH-]/[MOH]

    Чтобы прошла реакция между кислотой и основанием, произведение их констант диссоциации должно быть больше, чем 10-14 (ионное произведение воды).
    Область применимости. Она вполне удовлетворительно описывает реакции достаточно сильных кислот и оснований друг с другом и свойства их водных растворов.

    На основе представлений о степени и константе диссоциации было закреплено деление электролитов на сильные и слабые, введено понятие водородного показателя, распространение которого на щелочные среды требует, однако, дополнительных допущений (введения ионного произведения воды).

    Теорию можно применять для описания гидролиза солей и реакции кислот и оснований с солями, однако при этом требуется весьма громоздкий аппарат — протонная теория (см. ниже) гораздо удобнее.
    Применимость теории Аррениуса-Оствальда ограничивается водными растворами.

    кроме того, она не позволяет объяснить наличие основных свойств аммиака, фосфина и других соединений, не содержащих гидроксогрупп.

    Протонная теория Брёнстеда-Лаури

    Основная статья: Протолитическая теория кислот и оснований

    Сравнение моделей
    кислотно-основного взаимодействия

    по Льюису и Брёнстеду

    Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований была предложена в 1923 году независимо друг от друга датским учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т. Лаури.

    В ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии: А В + Н+ (А — кислота, В — основание).

    Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название протолитов.

    Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию.

    При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой.

    Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными: А1 + В2 А2 + В1.

    Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H+ H3О+, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O NH4+ + OH−.

    Теория сольвосистем

    Основная статья: Теория сольвосистем

    Теория сольвосистем — расширение теории Аррениуса-Оствальда на другие ионные (в частности, протонные растворители). Предложена американскими химиками Г. Кэди, Э. Франклин и Ч. Краусом
    Определения.

    Ионный растворитель — растворитель, самодиссоциирующий на катион и анион. Катион при этом называется ионом лиония, а анион — ионом лиата.

    Протонный растворитель — растворитель, способный к автопротолизу, то есть передаче иона H+ от одной молекулы к другой:

    2HL ↔ H2L+ + L-

    Это растворители, содержащие достаточно полярную связь с участием водорода и неподеленную электронную пару на каком-либо другом неметалле (чаще всего, азоте, кислороде или фторе).

    Примечание: в данном определении «зашита» протонная теория, ибо автопротолиз есть кислотно-основная реакция по Брестеду-Лоури. В нём также «зашита» теория Льюиса, поскольку именно она объясняет причины образования ионов лиония.


    Ион H2L+ при этом называется ионом лиония, а L- — ионом лиата.
    Кислоты — это вещества, образующие в данном растворителе ион лиония.
    Основания — вещества, образующие в данном растворителе ион лиата.

    Соли — вещества, диссоциирующие в данном растворителе с образованием катиона и аниона, не являющихся лионием и лиатом.
    Продукты реакции. В реакции кислоты с основанием (реакция нейтрализации образуется соль и растворитель.
    Примеры.

    Растворитель
    Самодиссоциация
    Лионий
    Лиат
    Константа самодиссоциации
    Кислота
    Основание
    Реакция нейтрализации
    H2O 2H2O ↔ H3O+ + OH- H3O+ OH- 2·10-16 (25°С) HCl NaOH NaOH + HCl = NaCl + H2O
    NH3 2NH3 ↔ NH4+ + NH2- NH4+ NH2- ~10-34(-33°C) HCl
    NH4Cl
    KNH2 KNH2 + HCl = NaCl + NH3
    KNH2 + NH4Cl = NaCl + 2NH3
    HF 2HF ↔ H2F+ + F- H2F+ F- ~10-12 HCl NaF
    NaOH (даёт NaF)
    HCl + NaF = NaCl + HF
    KCl KCl↔K+ + Cl- K+ Cl- Велика KOH HCl KOH (кислота) + HCl (основание) = KCl (растворитель) + H2O (соль)

    Количественные характеристики и критерии протекания реакции Силы кислот и оснований характеризуются их константой диссоциации.
    Константы диссоциации зависят от растворителя.

    Протонные растворители с высоким константами автодиссоциации («кислотные растворители», например HF) дифференцируют кислоты (в них кислоты становятся слабыми и различающимися по силе) но нивелируют основания (все основания становятся сильными, правращаясь в ион лиата).

    Протонные растворители с низкими константами автодиссоциации («основные растворители, например NH3) дифференцируют основания, но нивелируют кислоты (которые становятся сильными, превращаясь в лионий).
    Реакция идёт от сильных кислот к слабым.

    Область применимости. Позволяет предсказывать кислотно-основные реакции в любых растворителях. Управление кислотно-основными процессами при помощи растворителя. Расширяет на неводные растворы понятие водородного показателя (pH) как концентрацию ионов лиония. Описывает основные свойства веществ, не содержащих групп ОН.

    Однако для многих задач теория слишком громоздкая.

    Специфические черты Некоторые кислотно-основные реакции в этой теории могут встать «с ног на голову», например

    KOH (кислота) + HCl (основание) = KCl (растворитель) + H2O (соль)

    Электронная теория Льюиса

    Образование аддукта аммиака
    и трифторида бора

    Основная статья: Теория Льюиса

    В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания. Кислота Льюиса — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары.

    Это, например, ионы водорода – протоны, ионы металлов (Ag+, Fe3+), оксиды некоторых неметаллов (например, SO3, SiO2), ряд солей (AlCl3), а также такие вещества как BF3, Al2O3. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонные кислоты рассматриваются как частный случай класса кислот.

    Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, аммиак и амины, вода, спирты, галогены. Примеры химических реакций между кислотами и основаниями Льюиса:

    • AlCl3 + Cl− → AlCl4−
    • BF3 + F− → BF4−
    • PCl5 + Cl− → PCl6−.

    Общая теория Усановича

    Наиболее общая теория кислот и оснований была сформулирована М. Усановичем в 1939 году. В основе теории лежит представление о том, что всякое кислотно-основное взаимодействие — это реакция солеобразования.

    Согласно этой теории «кислота — это частица, которая может отщеплять катионы, включая протон, или присоединять анионы, включая электрон. Основание — частица, которая может присоединять протон и другие катионы или отдавать электрон и другие анионы» (формулировка 1964 г.).

    В отличие от Льюиса Усанович в основе понятий «кислота» и «основание» использует знак заряда частицы, а не строение электронной оболочки.

    По Усановичу, в реакции гидролиза SO3 + 2H2O H3O+ + HSO4- — вода, отдавая анион OH-, является основанием, а триоксид серы, присоединяя этот анион — кислотой, аналогично в реакции: SnCl4 + 2KCl K2SnCl6 — тетрахлорид олова, присоединяющий анионы хлора, выступает в роли кислоты. Таким образом, данная формулировка кислот и оснований позволяет отнести к кислотно-основным взаимодействиям и все окислительно-восстановительные реакции.

    Теория Усановича фактически отменяет один из основополагающих принципов классической химии — представления о классах кислот и оснований: «кислоты и основания — это не классы со­единений; кислотность и основность — это функции вещества. Будет ли веще­ство кислотой или основанием, зави­сит от партнера»[4].

    К недостаткам теории Усановича относят её слишком общий характер и недостаточно чёткую определённость формулировки понятий «кислота» и «основание». К недостаткам относят также то обстоятельство, что она не описывает неионогенные кислотно-основные превращения. Наконец, она не позволяет делать количественные предсказания[5].

    Литература

    • Современные теории кислот и оснований: Учеб. пособие. — Новочеркасск: УПЦ Набла. — 2003. — 52 с.
    • Геворкян А. А. Обобщенная теория кислот и оснований. Новое воззрение на реакционную способность атомов и молекул. — Гитутюн, 2006 г. — 158 стр.
    • Москва В.В. Понятие кислоты и основания в органической химии // Соросовский образовательный журнал, 1996, №12, с. 33-40.
    • Фиалков А.Я. Не только в воде. Л., Химия, 1989.

    Примечания

    Источник: https://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/690004

    Ссылка на основную публикацию