Теории кислот и оснований
жүктеу/скачать 154,5 Kb.
|
ЛЕКЦИЯ № 16
| Теория Льюиса.
Иной подход в трактовке свойств кислот и оснований предложил Г. Льюис в 1923 году. Считая, что наличие протона не является основным признаком кислотности, он обосновал электронный механизм кислотно-основных реакций. По определению Г. Льюиса, кислота — это любое химическое соединение, которое в ходе химической реакции способно присоединиться к паре электронов другой молекулы и образовать за счет этой пары новую ковалентную химическую связь. Такие вещества с тех пор стали называть кислотами Льюиса. В составе этих веществ есть атомы с незаполненными (вакантными) орбиталями и потому они могут быть акцепторами пары электронов (от латинского acceptor – принимающий). А молекулы или ионы, предоставляющие кислотам Льюиса электронные пары – это основания Льюиса, они являются донорами электронов (от лат. donare – дарить, жертвовать). Любое равновесие, описывающееся электронодонорным механизмом, рассматривается как кислотно-основное. Отличительным признаком кислотно-основной теории Льюиса является то, что кислота и основание взаимодействуют друг с другом с образованием донорно-акцепторной (координационной) связи: А+ВА:В, где А - к-та, В - основание, А: В - кислотно-основный комплекс (продукт нейтрализации). В результате приобретенной пары электронов атомом, ответственным за кислотные свойства рассматриваемого соединения, часто возникает завершенная электронная конфигурация, напр.: В соответствии с теорией кислот и оснований Льюиса, к кислотам относятся ионы металлов (например, Ag+, Fe3+), оксиды некоторых неметаллов (например, SO3), ряд солей (например, AlCl3), сами ионы водорода – протоны (как частицы, легко присоединяющие пару электронов), а также такие вещества как BF3, SiO2, Al2O3. Все такие вещества (кроме ионов водорода) сейчас называют кислотами Льюиса. А основания, по Льюису, – это ионы или молекулы, которые обладают одной или несколькими неподеленными парами электронов. К ним принадлежат, например, ион аммония, органические амины, оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также атомы и молекулы, несущие отрицательные заряды, т.е. анионы, в том числе и гидроксильные ионы ОН– (последние также сейчас не относят к основаниям Льюиса). Протонные кислоты рассматриваются в теории Льюиса как продукты нейтрализации протона основаниями (например, соляная кислота - продукт нейтрализации Н+ основанием Сl-). При взаимодействии кислот Льюиса с основаниями Льюиса (реакция нейтрализации) образуется так называемая донорно-акцепторная связь. Она по сути ничем не отличается (кроме своего происхождения) от обычной ковалентной связи. Типичными по Льюису являются, например, реакция между аммиаком (донор пары электронов) и ионом водорода с образованием иона аммония; реакция бромида железа с ионом брома с образованием аниона FeBr4–; реакция между аммиаком и трифторидом бора с образованием молекулы с донорно-акцепторной (координационной) связью H3N:BF3. Донорно-акцепторную связь часто изображают стрелкой, направленной от донора к акцептору: H3NBF3. Донорно-акцепторными, по Льюису, являются и связи в многочисленных комплексных соединениях металлов. В них пары электронов связывают атом металла с неорганическими или органическими донорами электронов – лигандами. Таким образом, Льюис впервые использовал электронные представления для объяснения связи в комплексных (координационных) соединениях, например, в ионах [Ag(NH3)2]+. Растворение кислот Льюиса в ионизирующих растворителях приводит к росту концентрации катионов растворителя (например, SO3+Н2ОН3О++HSO-4). Основания же увеличивают концентрацию анионов растворителя [например, (CH3)3N+H2OОН-+(CH3)3NH+]. Теория Льюиса имеет ряд слабых сторон. Так, протонные кислоты типа H2SO4, HC1, НС1О4, согласно данной теории, должны обладать способностью присоединять электронные пары, образуя ковалентные связи. Строение же молекул этих веществ указывает на отсутствие такой способности. В связи с этим был предложен довольно сложный механизм взаимодействия кислоты с основанием, где предполагалось образование промежуточных соединений (за счет водородных связей) и последующее их разрушение с образованием конечных продуктов реакции. Это только усложнило объяснение наиболее широко известных процессов. Ограниченность теории Льюиса проявилась и в трактовке силы кислот. Кислоты и основания Льюиса невозможно расположить в универсальный ряд по силе, так как их последовательность зависит от вещества, взятого за стандарт для сравнения Согласно Льюису сила кислоты или основания зависит от особенностей химической реакции, в которой эти вещества участвуют. Например, при образовании фторидных комплексов ионы меди выступают как кислота более слабая, чем ионы бериллия. Это следует из факта, что устойчивость фторидного комплекса меди меньше устойчивости фторидного комплекса бериллия. Однако с аминами медь дает более устойчивые комплексы, чем бериллий. В последнем случае повышенная кислотность должна приписываться ионам меди. При таком подходе невозможно количественное определение силы кислот или оснований. Отсутствует также согласованность в каталитическом действии кислот Льюиса и протонных кислот. Было установлено, что многие реакции, которые катализируются кислотами Льюиса, не катализируются протонными кислотами. Таким образом, стремление распространить закономерности кислотно-основного взаимодействия на значительно более широкий круг процессов привело к уменьшению числа общих черт химических реакций веществ, отнесенных к одному классу. жүктеу/скачать 154,5 Kb. Достарыңызбен бөлісу:
|