Теория льюиса кислоты и основания кратко

Обновлено: 30.06.2024

Ранее мы уже рассматривали основания и кислоты так, как привыкли ещё со школьной скамьи, в соответствующих статьях. Однако, помимо рассмотренной теории Брёнстеда, существует ещё несколько теорий кислот и оснований, которые расширяют эти понятия. В данной статье мы рассмотрим теорию Льюиса.

В теории Льюиса кислота — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Это, например, ионы водорода — протоны, ионы металлов (Ag + , Fe 3+ ), оксиды некоторых неметаллов (например, SO₃, SiO₂), ряд солей (AlCl₃), а также такие вещества как BF₃, Al₂O₃, SbF₅. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Апротонные кислоты нашли широкое применение в химической промышленности как эффективные катализаторы многих промышленных реакций. 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:

Взаимодействие основания и кислоты Льюиса — образование связи по донорно-акцепторному механизму

Похожие записи:

Знаете ли вы?

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.

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.

В 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 индикаторами. Способность кислот и оснований титровать друг друга при помощи индикаторов.

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

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.

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

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

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.

Готовые работы на аналогичную тему

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

$NH_3 + BF_3 > NH_3BF_3$

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.

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.

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.

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

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:

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

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

Кислотами по Льюису являются:

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

ионы -- комплексообразователи ($Ag^+$, $Cr^$, $CO^$, $Pt^$ 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:

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

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

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

Жесткие основания имеют высокую электроотрицательность, плохо поляризуются и окисляются.

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

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

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

Понятие кислотно- основного катализа

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

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.

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.

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.

теории кислот и оснований Они исходят из концепции, данной Антуаном Лавуазье в 1776 году, который имел ограниченные знания о сильных кислотах, в том числе азотной и серной. Лавуазье утверждал, что кислотность вещества зависит от того, сколько кислорода в нем содержится, поскольку оно не знает фактического состава галогеноводородов и других сильных кислот..

Эта теория была принята как истинное определение кислоты в течение нескольких десятилетий, даже когда такие ученые, как Берцелиус и фон Либиг, внесли изменения и предложили другие видения, но до прибытия Аррениуса она не стала более ясно видеть, как работают кислоты и основания.

Вслед за Аррениусом физики Бренстед и Лоури независимо разработали свою собственную теорию, пока Льюис не предложил улучшенную и более точную версию ее..

Этот набор теорий используется по сей день, и, как говорят, те, которые помогли сформировать современную химическую термодинамику.

• 1 теория Аррениуса
• 2 Теория Бренстеда и Лоури
• 3 Теория Льюиса
• 4 Ссылки

Теория Аррениуса

Теория Аррениуса - это первое современное определение кислот и оснований, предложенное одноименным физико-химиком в 1884 году. Оно утверждает, что вещество идентифицируется как кислота, когда оно образует ионы водорода при растворении в воде..

То есть кислота увеличивает концентрацию ионов H + в водных растворах. Это можно продемонстрировать на примере диссоциации соляной кислоты (HCl) в воде:

HCl (ac) → H + (ac) + Cl - (Aq)

Согласно Аррениусу, основания - это те вещества, которые выделяют гидроксид-ионы при диссоциации в воде; то есть увеличивает концентрацию ионов ОН - в водных растворах. Примером основания Аррениуса является растворение гидроксида натрия в воде:

NaOH (ac) → Na + (ac) + OH - (Aq)

Теория также утверждает, что, как таковые, нет ионов H + , но эта номенклатура используется для обозначения иона гидрония (H₃О + ) и что это упоминалось как ион водорода.

Понятия щелочности и кислотности были объяснены только как концентрации гидроксида и ионов водорода, соответственно, а другие типы кислоты и основания (их слабые версии) не были объяснены..

Теория Бренстеда и Лоури

Эта теория была разработана независимо двумя физико-химическими веществами в 1923 году, первый в Дании и второй в Англии. У обоих было одинаковое видение: теория Аррениуса была ограничена (поскольку она полностью зависела от существования водного раствора) и неправильно определяла, что такое кислота и основание..

Поэтому химики работали над водородным ионом и утверждали: кислоты - это вещества, которые выделяют или отдают протоны, а основания - те, которые принимают эти протоны..

Они использовали пример, чтобы продемонстрировать свою теорию, которая включала реакцию в равновесии. Он утверждал, что каждая кислота имеет свое сопряженное основание, и что каждое основание также имеет свою сопряженную кислоту, например:

Как, например, в реакции:

В предыдущей реакции уксусная кислота (СН₃COOH) - кислота, потому что она отдает протон воде (H₂О), превращаясь, таким образом, в его сопряженное основание, ацетат-ион (СН₃COO - ). В свою очередь, вода является основанием, потому что она принимает протон уксусной кислоты и становится ее сопряженной кислотой, ионом гидроксония (H₃О + ).

Эта обратная реакция также является кислотно-основной реакцией, поскольку конъюгатная кислота превращается в кислоту, а конъюгатное основание превращается в основание посредством донорства и принятия протонов таким же образом..

Преимущество этой теории перед Аррениусом в том, что она не требует диссоциации кислоты для объяснения кислот и оснований..

Теория Льюиса

Физико-химический Гилберт Льюис начал изучать новое определение кислот и оснований в 1923 году, в том же году, когда Бренстед и Лоури предложили свою теорию об этих веществах..

Это предложение, которое было опубликовано в 1938 году, имело то преимущество, что требование определения водорода (или протона) в этом определении было отменено..

Вообще говоря, эта теория определяет основания как вещества, которые могут пожертвовать пару электронов, а кислоты - как вещества, которые могут получить эту пару.

Точнее, он утверждает, что основание Льюиса - это основание, которое имеет пару электронов, которое не присоединено к его ядру и может быть пожертвовано, и что кислота Льюиса является той, которая может принимать пару свободных электронов. Тем не менее, определение кислот Льюиса является слабым и зависит от других характеристик.

Примером является реакция между триметилбораном (Me₃Б) - которая действует как кислота Льюиса, потому что она способна принимать пару электронов - и аммиак (NH₃), который может пожертвовать свою безэлектронную пару.

Большим преимуществом теории Льюиса является то, как она дополняет модель окислительно-восстановительных реакций: теория предполагает, что кислоты реагируют с основаниями, чтобы разделить пару электронов, не изменяя числа окисления любого из их атомы.

Еще одно преимущество этой теории заключается в том, что она позволяет объяснить поведение таких молекул, как трифторид бора (BF).₃) и тетрафторид кремния (SiF)₄), в которых нет ионов H + ни ОН - , как того требуют предыдущие теории.

Содержание трудно понять из-за ошибок перевода, которые могут быть связаны с использованием программного обеспечения для машинного перевода. Обсудите области для улучшения на странице обсуждения или отредактируйте статью .

Кислота Льюиса представляет собой химическое соединение , которое содержит пустую орбиталь , который способен принимать на пару электронов от Льюиса основания с образованием Льюиса аддукта . Основание Льюиса , следовательно , любой вид , который имеет заполненные орбитали , содержащие электронную пару , которая не участвует в образовании связи , но которые могут образовывать координационную ковалентную связь (также называемый датив связью) с кислотой Льюиса с образованием аддукта Льюиса. Например, NH ₃ является основанием Льюиса, потому что он может давать свой несвязывающий электронный дублет . Триметилборан (Me ₃ B) представляет собой кислоту Льюиса , потому что он способен принять одну пару. В аддукте Льюиса кислота и основание Льюиса имеют общую электронную пару, обеспечиваемую основанием Льюиса, образуя дательную связь. В рамках определенной химической реакции между N H ₃ и я ₃ B , необязательный дублет N H ₃ образует координирующую ковалентную связь с пустой орбиталью Me ₃ B с образованием аддукта N H ₃ • Me ₃ B . Терминология относится к вкладам Гилберта Н. Льюиса .

Термины нуклеофил и электрофильные соответствуют более или менее основанию Льюиса и Льюис кислоту соответственно. Однако эти термины, особенно их абстрактное название нуклеофильности и электрофильности , подчеркивают кинетический аспект реакционной способности, в то время как основность Льюиса и кислотность Льюиса подчеркивают термодинамический аспект образования аддуктов Льюиса.

Резюме

Представление аддуктов

Во многих случаях взаимодействие между основанием Льюиса и кислотой Льюиса в комплексе показано стрелкой, идущей от основания Льюиса к кислоте Льюиса с использованием обозначения координирующей ковалентной связи. - например, Me ₃ B ← N H ₃ . Некоторые источники указывают на основание Льюиса с помощью пары точек (указаны явные электроны), что позволяет согласованно представить переход от основания к комплексу с кислотой:

Точка в центре также может быть использована для обозначения аддукта Льюиса, такого как Me ₃ B •НЕТ H ₃ . Другой пример - диэтилэфират трифторида бора , BF ₃ • И ₂ O . (В немного другом использовании точка в центре также используется для обозначения координации гидратов в различных кристаллах, как в MgSO ₄ • 7H ₂ O для водного сульфата магния независимо от того, образует ли вода координирующую ковалентную связь с металлом.)

Хотя были попытки использовать вычислительные и экспериментальные критерии энергии, чтобы отличить дативные связи от недативных ковалентных связей, это различие показывает только источник электронной пары. Однажды образованные дативные связи ведут себя так же, как и другие ковалентные связи, хотя обычно они имеют значительный полярный характер. Кроме того, в некоторых случаях (например, сульфоксиды и оксиды аминов, такие как R ₂ S → O и R ₃ N → O), использование стрелки дательного падежа просто для удобства записи, чтобы избежать формальных обвинений. В общем, однако, донорно-акцепторная связь просто считается где-то в континууме между идеализированной ковалентной связью и ионной связью .

Примеры

Основные структурные изменения сопровождают связывание основания Льюиса с кислотой Льюиса BF _3, которая является плоской и ненасыщенной.

Кислоты Льюиса разнообразны. Самыми простыми из них являются те, которые непосредственно взаимодействуют с основанием Льюиса. Но наиболее распространены те, которые подвергаются реакции до образования аддукта.

• Примеры кислот Льюиса, основанные на общем определении акцептора электронной пары, приведены ниже:
  • протон (H + ) и кислотные соединения ониевых ионов , такие как NH ₄ + и H ₃ O +
  • катионы переходных металлов с высокой степенью окисления, например Fe 3+ ;
  • катионы других металлов, такие как Li + и Mg 2+ , часто в форме их водных или эфирных комплексов,
  • плоские тригональные формы, такие как карбокатионыBF ₃ и H ₃ C +
  • пентагалогениды фосфора, мышьяка и сурьмы
  • π-системы, бедные электронами, такие как еноны и тетрацианоэтилены .

  Опять же, описание кислоты Льюиса часто используется нечетко. Например, в растворе одних протонов не существует.

  Простые кислоты Льюиса

  Некоторыми из наиболее изученных примеров этих кислот Льюиса являются тригалогениды бора и органобораны , но другие соединения демонстрируют такое поведение:

  В этом аддукте четыре фторидных лиганда эквивалентны.

  BF ₄ - и BF ₃ OMe ₂ оба являются аддуктами, образованными из трехфтористого бора основания Льюиса .

  Во многих случаях аддукты нарушают правило байтов , как в случае трииодид- аниона :

  Изменчивость цвета растворов йода отражает различную способность растворителя образовывать аддукты с кислотой Льюиса I ₂ .

  В некоторых случаях кислота Льюиса способна связывать два основания Льюиса, известным примером является образование гексафторсиликата :

  Комплексные кислоты Льюиса

  Большинство соединений, которые считаются кислотами Льюиса, требуют стадии активации перед образованием аддукта с основанием Льюиса. Хорошо известны тригалогениды алюминия, которые широко считаются кислотами Льюиса. Тригалогениды алюминия, в отличие от тригалогенидов бора, существуют не в форме AlX ₃ , а в форме агрегатов и полимеров, которые должны разлагаться основанием Льюиса. Более простой случай - образование борановых аддуктов. Мономер BH ₃ не существует в значительной степени, поэтому борановые аддукты фактически образуются в результате разложения диборана:

  В этом случае может быть выделен промежуточный продукт B ₂ H ₇ - .

  Многие комплексы металлов служат кислотами Льюиса, но обычно только после диссоциации более слабосвязанного основания Льюиса, которое часто является водой.

  H + как кислота Льюиса

  Протона (Н + ) является одним из самых сильных кислот Льюиса , но и один из самых сложных. Принято игнорировать тот факт, что протон сильно сольватирован (связан с растворителем). Имея в виду это упрощение, кислотно-основные реакции можно рассматривать как образование аддуктов:

  Применение кислот Льюиса

  Типичным примером действия кислоты Льюиса является реакция алкилирования Фриделя-Крафтса . Ключевым этапом является принятие AlCl ₃ изолированной пары хлорид-ионов, образующей AlCl ₄ - и создание сильно кислого иона карбония, который, следовательно, является электрофилом .

  Базы Льюиса

  Основание Льюиса - это атомарный или молекулярный вид, где самая высокая занятая молекулярная орбиталь ( ВЗМО ) сильно локализована. Типичными основаниями Льюиса являются обычные амины, такие как аммиак и алкиламины. Другие распространенные основания Льюиса включают пиридин и его производные. Некоторые из основных базовых классов Льюиса:

  • амины формулы NH _{3- x} R _x, где R = алкил или арил . С ними связаны пиридин и его производные.
  • в фосфины формулы PR - _{3- хх} , в котором R = алкил , арил , А =.
  • соединения O, S, Se и Te в степени окисления -2, включая воду, простые эфиры , кетоны .

  Наиболее распространенными основаниями Льюиса являются анионы. Сила основности Льюиса коррелирует с pK _a исходной кислоты: кислоты с высоким pK _a дают хорошие основания Льюиса. Как всегда, слабая кислота имеет более сильное сопряженное основание .

  • Примеры оснований Льюиса, основанные на общем определении донора электронной пары, приведенном ниже:
    • простые анионы, такие как H - и F -
    • другие виды, содержащие не связывающий дублет, такие как H ₂ O, NH ₃ , HO - и CH ₃ -
    • сложные анионы, такие как сульфат
    • Основания Льюиса богатой электронами π-системы, такие как ацетилен , этилен и бензол

    Сила основания Льюиса оценивалась для различных кислот Льюиса, таких как I ₂ , SbCl ₅ и BF ₃ .

    Применение баз Льюиса

    Практически любой донор электронных пар, образующих соединения путем связывания с переходными элементами, можно считать лигандами. Таким образом, широкое применение оснований Льюиса заключается в изменении активности и селективности металлических катализаторов. Таким образом, хиральные основания Льюиса придают хиральность катализатору, обеспечивая асимметричный катализ , особенно полезный для производства фармацевтических продуктов .

    Жесткая и мягкая классификация

    Кислоты и основания Льюиса обычно классифицируются по их твердости или мягкости. В этом контексте жесткий характеризует малые и неполяризуемые атомы, а мягкий характеризует более крупные атомы, которые более поляризуемы.

    • типичные твердые кислоты: H + , катионы щелочных / щелочноземельных металлов, бораны , Zn 2+
    • типичные мягкие кислоты: Ag + , Mo (0), Ni (0), Pt 2+
    • типичные твердые основания: аммиак и амины, вода, карбоксилаты , фторид, хлорид
    • типичные мягкие основания: органофосфины, тиоэфиры , оксид углерода, йодид

    Например, амин вытеснит фосфин из аддукта с кислотой BF _3. Аналогичным образом можно классифицировать основания. Например, основания, дающие несвязывающий дублет от атома кислорода, более твердые, чем основания, дающие свою пару через атом азота. Хотя классификация никогда не подвергалась количественной оценке, было обнаружено, что она очень полезна для прогнозирования силы образования аддукта, используя ключевые концепции, согласно которым взаимодействия твердая кислота - твердое основание и мягкая кислота - мягкое основание сильнее, чем взаимодействия между твердой кислотой - мягкое основание или мягкая кислота - твердая основа. Последующее изучение термодинамики взаимодействия показало, что жестким взаимодействиям способствует энтальпия , а мягким-мягким - энтропия .

    Определите кислотность по Льюису

    Было разработано множество методов для оценки и прогнозирования кислотности по Льюису. Многие из них основаны на спектроскопических данных, таких как сдвиги сигнала ЯМР или ИК-диапазоны, например, метод Гутмана-Беккета и метод Чайлдса.

    Модель ECW - это количественная модель, которая описывает и предсказывает силу кислотно-основных взаимодействий Льюиса, -ΔH. Модель присвоила параметры E и C многим кислотам и основаниям Льюиса. Каждая кислота характеризуется электростатическим вкладом, обозначенным E _A, и ковалентным вкладом, обозначенным C _A, силы связи. Каждая база также характеризуется собственными E _B и C _B. Уравнение выглядит следующим образом:

    Термин W представляет собой постоянный вклад энергии для кислотно-основной реакции, такой как расщепление димера кислоты или основания. Уравнение предсказывает инверсию кислот и силы оснований. Графические представления уравнения показывают, что не существует уникального порядка основных сил Льюиса или кислотных сил Льюиса и что шкалы уникальных свойств ограничены меньшим диапазоном кислот или оснований.

    
    

    Эта концепция родилась у Гилберта Н. Льюиса , изучавшего химические связи. В 1923 году Льюис написал : «Кислотное вещество - это вещество, которое может использовать несвязывающую электронную пару другой молекулы для завершения стабильной группы одного из своих собственных атомов. Бренстеда - теория кислот и оснований Лоури была опубликована в том же году. Эти две теории различны, но дополняют друг друга. Основание Льюиса также является основанием Бренстеда-Лоури, однако кислота Льюиса не обязательно должна быть кислотой Бренстеда-Лоури. Классификация на твердые и мягкие кислоты и основания ( теория HSAB ) появилась в 1963 году. Сила кислотно-основных взаимодействий Льюиса, измеренная по стандартной энтальпии образования аддукта, может быть предсказана уравнением с двумя параметрами Драго-Вейланда.

    Переформулировка теории Льюиса

    В 1916 году Льюис предположил, что два атома связаны химической связью за счет общей пары электронов. Когда каждый атом присоединяет электрон к связи, это называется ковалентной связью. Когда два электрона исходят от одного из атомов, это называется дательной ковалентной связью или координационной связью . Различие не очень четкое. Например, при образовании иона аммония из аммиака и водорода молекула аммиака отдает протону пару электронов . Тем не менее, Льюис предложил классифицировать донор электронной пары как основание, а акцептор электронной пары - как кислотный.

    Более современное определение кислоты Льюиса - это атомарные или молекулярные частицы с низкоэнергетической пустой атомной или молекулярной орбиталью . Эта молекулярная орбиталь с более низкой энергией ( НСМО ) может вместить пару электронов.

    Сравнение с теорией Бронстеда - Лоури

    Основание Льюиса часто является основанием Бренстеда-Лоури, потому что оно может отдавать электронную пару H + ; протон является кислотой Льюиса, потому что он может принимать пару электронов. Основание конъюгата кислоты Бренстеда-Лоури также является основанием Льюиса, потому что при депротонировании кислоты электроны, которые использовались для связи HA, остаются в виде несвязывающего дублета на основе конъюгата. Однако основание Льюиса может быть очень трудно протонировать , все еще реагируя с кислотой Льюиса. Например, оксид углерода является очень слабым основанием Бренстеда-Лоури, но он образует сильный аддукт с BF ₃ .

    В другом сравнении кислотности Льюиса и Бронстеда-Лоури, проведенного Брауном и Каннером, 2,6-ди- трет- бутилпиридин реагирует с образованием гидрохлоридной соли с HCl, но не реагирует с BF ₃ . Этот пример демонстрирует, что стерические факторы, в дополнение к факторам электронной конфигурации, играют роль в определении силы взаимодействия между большим ди- трет- бутилпиридином и малым протоном.

    Читайте также:

      
    • Болонская академия художеств кратко
      
    • Национально освободительные и коммунистические движения в юго восточной азии кратко
      
    • Эффект бутылочного горлышка кратко
      
    • Подневольное положение арабских женщин кратко
      
    • Утверждение новой династии на русском престоле последствия смуты кратко