Принцип кислотно основного взаимодействия кратко

Обновлено: 02.07.2024

- зависимость активности компонентов от кислотности водных растворов и силикатных расплавов и определенная последовательность реакций при метасоматических процессах, которая определяется следующим.
1. Растворение в водном растворе сильного основания повышает общую щелочность раствора, что вызывает возрастание активности всех оснований и понижение активности кислот. Это обуславливает такую последовательность реакций: с повышением щелочности водного раствора слабые основания в минералах замещаются более сильными, а сильные кислоты - более слабыми. Повышение кислотности раствора приводит к обратным соотношениям.
2. Растворение сильного основания в расплаве приводит к тому же эффекту изменения активностей компонентов, что и в водных растворах. При этом температуры кристаллизации оснований повышаются, а кислот - понижаются. В результате поля кристаллизации основных компонентов расширяются. Повышение кислотности расплава приводит к обратным соотношениям.

КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ РАВНОВЕСИЕ. ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКОЕ ТИТРОВАНИЕ

Текст работы размещён без изображений и формул.
Полная версия работы доступна во вкладке "Файлы работы" в формате PDF

Кислотно-основное равновесие – относительное постоянствосоотношения кислота-основание внутренней среды живого организма, является составной частью гомеостаза. Внутриклеточные и внеклеточные жидкости всех живых организмов, как правило характеризуются постоянным значением рН, находящегося в интервале от 6,8 до 7,8, которое поддерживается с помощью различных буферных систем (бикарбонатная буферная система, фосфатная буферная система, белковая буферная система, гемоглобиновая буферная система.), входящих в состав тканей.

Метод кислотно-основного титрования используется в практике клинических, судебно-экспертных и санитарно-гигиенических исследований, а также при оценке качества лекарственных препаратов.

Потенциометрическое титрование позволяет решать как аналитические задачи – определение концентрации веществ, так и физико-химические – определение произведений растворимости, констант устойчивости, протолитической диссоциации.

Цель работы: рассмотреть равновесия в растворах кислот и оснований и изучить потенциометрический метод анализа.

- изучить теории кислот и оснований;

- рассмотреть кислотно-основные взаимодействия с позиций различных теорий;

- рассмотреть потенциометрический метод анализа;

- изучить потенциометрическое титрование;

- проверить методику потенциометрического определения концентрации соляной и борной кислот при их совместном присутствии.

Теоретическаячасть

Теории кислот и оснований

Теория кислот и оснований Аррениуса

Согласно созданной Аррениусом теории электролитической диссоциации, кислотами принято считать вещество, выделяющее при ионизации (диссоциации на ионы) ион водорода H + , а основанием - вещество, выделяющее при ионизации гидроксид-ион ОН - .

В соответствии с этими представлениями типичными кислотами являются минеральные кислоты (хлороводородная, азотная, серная, ортофосфорная и другие), органические кислоты, например, одноосновные карбоновые кислоты RCOOH, где R – органический радикал и т.д. Все они при диссоциации выделяют ион водорода, например:

Согласно теории электролитической диссоциации к типичным основаниям относятся гидроксиды натрия NaOH, калия КОН, кальция Ca(OH)₂ , аммиак NH₄OH в водных растворах и т.д. При ионизации они выделяют гидроксид ионы, например:

Однако в рамках этих представлений в число оснований не включались многие вещества, которые в растворах ведут себя как основания. Так, например, пиридин, молекула которого не имеет гидроксильных групп, реагируя с водой, дает группу ОН - :

и ведет себя в растворе как слабое основание, хотя источником гидроксильной группы является не сама молекула пиридина, а молекула воды, в реакцию с которой вступила молекула пиридина. [1]

Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований.

Теориябыла предложена в 1923 году независимо друг от друга датским учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т. Лоури. 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 протонов). 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:

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:

а реагируя с аммиаком, становится кислотой:

Теория кислот и оснований Льюиса.

Классическую электронную теорию химической связи предложил в 1916 г. американский химик Гилберт Ньютон Льюис (1875—1946). Кислота Льюиса - соединение, способное принять свободную электронную пару с образованием ковалентной связи (акцептор пары электронов), а основание Льюиса - соединение, способное предоставить электронную пару для образования ковалентной связи (донор пары электронов).

Теория кислот и оснований Льюиса получила широкое распространение. Обобщенная теория кислот и оснований 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.) 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". [1]

Кислотно-основные взаимодействия

Нейтрализация(отлат.neuter— ни тот, ни другой) — взаимодействиекислотсоснованиями, в результате которого образуется соль.

Эту реакцию можно рассмотреть по теории Аррениуса или по протонной теории.

К примеру, реакция взаимодействия гидроксида натрия и соляной кислоты: НСl + NaOH = NaCl + Н₂О

HCl отдает H + (согласно теории Аррениуса является кислотой).

NaOH отдает OH - ( согласно теории Аррениуса является основанием).

При рассмотрении такой реакции нейтрализации, как например, реакция бикарбоната натрия (пищевой соды) и уксусной кислоты, целесообразно применять протонную теорию.

CH₃COOH (согласно протонной теории является кислотой);

HCO₃ - (согласно протонной теории является основанием).

Гидролиз солей также относится к кислотно-основному взаимодействию.[5]

Гидролиз соли – это взаимодействие ионов соли с молекулами воды с образованием малодиссоциирующих веществ.

Если гидролизу подвергается соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием, например KCN, раствор имеет щелочную реакцию; это объясняется тем, что анион слабой кислоты частично связывает образовавшиеся при диссоциации воды ионы Н + и в растворе остаётся избыток ионов OH - : CN - + H + OH - ↔ HCN + OH -

В соответствии с протонной теорией:

CN - (присоединяет протон, является основанием);

HOH (отдает протон, является кислотой).

Реакции гидролиза по теории Усановича:

CN - + H + OH - ↔ HCN + OH -

CN - присоединяет катион, является основанием.

H + OH - отдает катион, является кислотой.

NH₄ + присоединяет анион, является кислотой.

H + OH - отдает анион, является основанием. [4]

Потенциометрия

Потенциометрия -электрохимический метод анализа. основанный на измерении потенциала электрода, погруженного в анализируемый раствор (Е), или, иначе, определении концентрции иона по величине ЭДС гальванического элемента.

В потенциометрии обычно применяют гальванический элемент, включающий два электрода, которые могут быть погружены в один и тот же раствор (элемент без переноса) или в два различных по составу раствора, имеющих между собой жидкостной контакт (цепь с переносом).

Первый электрод – это электрод, потенциал которого зависит от активности (концентрации) определяемых ионов в растворе, называется индикаторным.

Для измерения потенциала индикаторного электрода в раствор погружают второй электрод, потенциал которого не зависит от концентрации определяемых ионов. Такой электрод называется электродом сравнения.[2]

Потенциометрическое титрование

Метод потенциометрического титрования основан на определении точки эквивалентности по резкому изменению в ней ЭДС (максимальное напряжение электрического поля) электрохимической цепи, содержащей индикаторный электрод.

Точку эквивалентности при потенциометрических титрованиях определяют графическим методом на кривой титрования. Обычно используют одну из следующих видов кривых титрования: интегральную, дифференциальную или кривую Грана, вид которых приведен на рис. 1.

Рис.1. Кривые потенциометрического титрования: а- интегральная кривая титрования; б- дифференциальная кривая титрования; в- кривая титрования Грана

На интегральной кривой титрования (рис. 1, а) (E = f (V_Т))точка эквивалентности соответствует середине скачка титрования.

Дифференциальная кривая титрования (рис. 1, б) - график функции

∆Е/∆V=f( V_T).Точка эквивалентности находится в вершине кривой титрования. Дифференциальная кривая титрования дает более точное определение точки эквивалентности, чем интегральная.

Кривая титрования в методе Грана (рис. 1, в)- график функции

∆V/∆Е =f(V_T). Точка эквивалентности находится на пересечении двух прямых линий. Этой кривой удобно пользоваться для определения точки эквивалентности при титровании разбавленных растворов.[6]

Задача экспериментальной части работы: проверить методику потенциометрического определения концентрации соляной и борной кислот при их совместном присутствии.

Оборудование и посуда: весы, рН-метр, стеклянный электрод (индикаторный), хлорсеребрянный электрод (электрод сравнения), магнитная мешалка, магниты, бюретка, стаканчики для титрования на 100 мл,пипетки на 10 мл и 20 мл,мерные колбы на 100 мл.

Реактивы:раствор NaOH, 0,1 н, раствор соляной кислоты и борной кислоты (С_н(HCl)=0,10 моль-экв/л),(C_н(Н₃ВО₃)=0,08 моль-экв/л), глицерин.

1. Приготовить раствор, содержащий соляную и борную кислоты: в 100 мл 0,1 н. растворе соляной кислоты растворить 0,5 г борной кислоты. Т.о., концентрация приготовленного раствора 0,10 моль-экв/л (по НCl) и 0,08 моль-экв/л (по Н₃ВО₃).

2. Титровать 0,1 н. раствором NaOH до первого скачка на кривой титрования (отмечать значение рН после прибавления каждой порции титранта).

3. Прибавить 10 мл глицерина и продолжить титрования до второго скачка на кривой титрования (отмечать значение рН после прибавления каждой порции титранта).

Определение хлороводородной и борной кислот в их смеси основано на последовательном титровании кислот раствором гидроксида натрия. Борную кислоту нельзя оттитровать непосредственно, вследствие малого значения константы диссоциации (рК_д=9,24). Однако в присутствии α-диолов (глицерина, маннита и некоторых других веществ) кислотные свойства бороной кислоты усиливаются, и ее титрование в водном растворе становится возможным. Это объясняют образованием комплексных соединений вследствие наличия у атома бора свободной орбитали:

Одна связь В-О-С соответствует образованию простой эфирной связи, другая связь В-О-С образуется по донорно-акцепторному механизму.

Благодаря этому свойству борной кислоты удается провести также дифференцированное титрование ее смеси с какой-либо сильной кислотой (например,HCl). Сначала титруют смесь без добавления α-диола, при этом оттитровывается только сильная кислота. После этого добавляют в раствор, например, глицерин и оттитровывают Н₃ВО₃ как одноосновную кислоту. После окончания титрования кривая будет иметь два скачка и две точки эквивалентности.

4. На миллиметровой бумаге построить интегральную кривую титрования (рН =f (Vтитранта).

- на оси абсцисс откладывать объем титранта в мл;

- на оси ординат откладывать величину рН.

Кривая титрования представлена на рис.2.1.

Рис. 2.1. Интегральная кривая титрования

5. На миллиметровой бумаге построить дифференциальную кривую титрования (∆pH / ∆V=f( Vтитранта)).

- на оси абсцисс откладывать объем титранта в мл;

- на оси ординат откладывать величину ∆рН/∆V.

Кривая титрования представлена на рис.2.2.

Рис. 2.2. Дифференциальная кривая титрования

6. Провести расчет концентрации кислот в исследуемом растворе.

V_щ*С_щ= V_к*С_к - формула, выражающая закон эквивалентов. С помощью этой формулы можно рассчитать нормальные концентрации кислот в исследуемом растворе.

С_н(HCl)=0,325л*0,1 моль-экв/л /0,3л=0,108 (моль-экв/л) - обьем титранта (NaOH), затраченный на титрование HCl и Н₃ВО₃ в растворе, находят по кривой титрования (интегральная, дифференциальная) по точкам эквивалентности.

ΔС(HCl)= │0,10-0,108 │= 0,008

ε (HCl) = │0,10-0,108 │/0,10*100%=8%

Результаты представлены в таблице.

V_{исл. р-р,}

С_н(NaOH)

V(NaOH),

израсходованный на титрование HCl, мл

V(NaOH), израсходованный на титрование Н₃ВО₃, мл

С_н(HCl)

Вывод: проверена методика потенциометрического определения концентраций соляной и борной кислот при их совместном присутствии. Нормальная концентрация хлороводородной кислоты равна 0,108 моль-экв/л, борной 0,08 моль-экв/л. Методика пригодна для определения концентраций кислот в растворе.

При выполнении работы:

1. Изучены теории кислот и оснований;

2. Рассмотрены кислотно-основные взаимодействия с позиций различных теорий;

3. Рассмотрен потенциометрический метод анализа;

4. Изучен метод потенциометрического титрования;

5. Проверена методика потенциометрического определения концентрации соляной и борной кислот при их совместном присутствии.

Метод потенциометрического титрования имеет ряд преимуществ перед прямой потенциометрией и титриметрией с визуальными индикаторами. В отличии от прямой потенциометрии здесь не существует искажения результатов за счет диффузионного потенциала, его влияние проявляется лишь в смещение кривой титрования вдоль оси потенциалов. Кроме того, нет необходимости знать коэффициент активности определяемого иона.

К числу преимуществ перед визуальным титрованием прежде всего относятся исключение субъективных ошибок, возможность анализа мутных и окрашенных растворов, документальность и сравнительно легкая автоматизация. Основное преимущество заключается в возможности дифференциального титрования компонентов смеси. Сочетание преимущества инструментального фиксирования конечной точки и влияния органического растворителя (метилизобутилкетон) на кислотно-основные свойства позволяет, например, зафиксировать раздельные скачки титрования для смеси пяти кислот – хлорной, соляной, салициловой, уксусной и фенола, что совершенно невозможно сделать с помощью индикатора.

Список использованной литературы

Стромберг А.Г. Физическая химия – М.: Высшая школа, 2006.

Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия- М.: Высшая школа, 2003.

Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии - М.: Химия, 1979.

Шатенштейн А.И.Теории кислот и оснований - М.: Государственное научно-техническое издательство химической литературы, 1949.

Методы кислотно-основного титрования основаны на использовании реакции нейтрализации между кислотами и основаниями, которую можно представить уравнением:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

или в общем виде:

Согласно протолитической теории Бренстеда и Лоури – кислота – вещество (или частица), способное отдавать протоны, а основание – вещество (или частица), способное их присоединять. Таким образом, суть кислотно-основного взаимодействия состоит в переносе протонов от кислоты (донор протонов) к основанию (акцептор протонов).

Свойство соединений вступать в кислотно-основное взаимодействие характеризуется константой диссоциации, которая представляет отношение равновесных концентраций продиссоциированных молекул к их общей концентрации:

Сила кислоты в водном растворе определяется тем, насколько она полно будет отдавать протоны молекулам воды, а сила основания – насколько полно оно акцептирует протоны молекулы воды, и оценивается константой равновесия реакции переноса протона между ними и молекулой растворителя. Чем наибольшее значение константы равновесия, тем сильнее кислота и основание. Для кислот константа равновесия обозначается K_A, а для оснований – K_B. Однако, обычно используют значения отрицательных логарифмов этих величин, соответственно, рК_А и рК_В:

Исходя из этого, чем больше рК_А основания, тем оно сильнее и соответственно, чем меньше рК_А кислоты, тем она сильнее.

Классификация кислот и оснований в зависимости от величины их рК_А

В настоящее время не существует однозначного определения понятий кислоты и основания, которое в равной степени можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых растворителях. Для характеристики электролитов в водных растворах в настоящее время можно использовать понятия кислоты и основания, данные Аррениусом.

Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в растворе с образованием как катионов водорода, так и гидроксид – ионов. К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других аммфотерных элементов, а так же аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Таким образом, свойства кислот обусловлены наличием в их растворах водород - ионов, а свойства оснований - присутствием в их растворах гидроксид - ионов. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов.

Ограниченность понятий кислоты и основания, данных Аррениусом, можно проиллюстрировать примерами:

1. Молекула NH₃ + не содержит иона ОН - , а молекула СО₂ - иона H + , однако в водном растворе первая проявляет свойства основания, а вторая - кислоты.

2. Безводный хлорид водорода, состоящий только из молекул, реагирует с безводными основаниями.

3. Многие электролиты, содержащие водород, в одном растворителе диссоциируют как кислоты, а в другом – как основания. Например, СН₃СООН в воде – слабая кислота:

а в жидком фториде водорода - основание:

Исследования подобного типа реакций, и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привело к созданию более общих теорий кислот и оснований.

Протонная теория кислот и оснований.

В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований.

Согласно этой теории:

- кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов;

- основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.

Такие определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, карбонат-ион согласно протонной теории является основанием, т.к. в водном растворе он присоединяет протон:

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:

1. Нейтральные кислоты, например HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.

2. Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH₄ + , Н₃О + :

3. Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, HSO₄ - , H₂PO₄ - , HPO₄ 2- и др.:

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1. Нейтральные основания, например, NH₃,Н₂О, С₂Н₅ОН и др.:

2. Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например, Cl - , СН₃СОО - , ОН - :

3. Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например, Н₂N−NH₃ + .

Растворители типа воды, жидкого аммиака, а так же анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорам и акцепторами протонов, являются амфолитами.

Например, в реакции Н₂О + NH₃ → ОН - + NH₄ + молекула воды отдает протон и является кислотой.

Однако в реакции Н₂О+ HCl→ Н₃О + +Сl - молекула воды присоединят протон и является основанием. Таким образом, вода - типичный амфолит.

Процесс диссоциации (ионизации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет или функцию кислоты или основания. Например, при растворении аммиака вода – кислота NH₃+ Н₂О NH₄ + + ОН - При растворении фторида водорода – основание HF+ Н₂О F - +H₃O +

Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н₂О больше сродства к протону HF), а если оно меньше – как кислота (сродство к протону Н₂О меньше сродства к протону NH₃).

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:

I. (кислота)₁ = (сопряженное основание)₁ + Н + т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание.

Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:

II. (основание)₂ + Н + = (сопряженная кислота)₂

Например, кислоте H₂SO₄ соответствует сопряженное основание HSO₄ - _, а основанию Cl - - сопряженная кислота НСl.

Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.

Например:

Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода, например галогенидам бора, алюминия, кремния и олова. Поэтому более общей является теория кислот и оснований Льюиса.

Теория Льюиса (электронная теория).

В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение.

Согласно этой теории:

- кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, - акцептор электронов;

- основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов.

По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи:

В приведенных примерах в качестве кислоты выступают молекулы трихлорида брома и оксида серы (VI), а в качестве оснований – молекулы аммиака и воды.

Таким образом, теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные: реакцию аминов с галогенидом бора, комплексообразование.

К основаниям Льюиса относят галогенид - ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие соединения общей формулы R₂CO (где R - органический радикал).

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Рассмотренные теории кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, кислоты, по Бренстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Люйсу, как кислота.

Ограниченность понятий кислоты и основания, данных Аррениусом, можно проиллюстрировать примерами:

2. Безводный хлорид водорода, состоящий только из молекул, реагирует с безводными основаниями.

а в жидком фториде водорода - основание:

Протонная теория кислот и оснований.

В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований.

Согласно этой теории:

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:

1. Нейтральные кислоты, например HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.

2. Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH₄ + , Н₃О + :

3. Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, HSO₄ - , H₂PO₄ - , HPO₄ 2- и др.:

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1. Нейтральные основания, например, NH₃,Н₂О, С₂Н₅ОН и др.:

2. Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например, Cl - , СН₃СОО - , ОН - :

3. Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например, Н₂N−NH₃ + .

Например, в реакции Н₂О + NH₃ → ОН - + NH₄ + молекула воды отдает протон и является кислотой.

I. (кислота)₁ = (сопряженное основание)₁ + Н + т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание.

Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:

II. (основание)₂ + Н + = (сопряженная кислота)₂

Например, кислоте H₂SO₄ соответствует сопряженное основание HSO₄ - _, а основанию Cl - - сопряженная кислота НСl.

Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.

Например:

Теория Льюиса (электронная теория).

В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение.

Согласно этой теории:

- кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, - акцептор электронов;

- основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов.

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Читайте также: