Кислоты льюиса примеры. Кислоты и основания (Бренстед, Льюис). Протонная теория Брёнстеда-Лаури
Критерии определения кислот и оснований Льюиса
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.
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.
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)
$NH_3 + BF_3 > NH_3BF_3$
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:
Кислотами по Льюису являются:
галогениды алюминия, бора, кремния, мышьяка, олова, сурьмы, фосфора и др.;
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:
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.
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.
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.
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: $H^-$, $I^-$, $S^{2-}$, $CO$, $R_2S$ 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.
По Льюису, кислотные и основные свойства органических соединений оцениваются по способности принимать или предоставлять электронную пару с последующим образованием связи. Атом, принимающий электронную пару, является акцептором электронов, а соединение, содержащее такой атом, следует отнести к кислотам. Атом, предоставляющий электронную пару, является донором электронов, а соединение, содержащее такой атом - основание.
Например: к кислотам Льюиса относятся BF 3 , ZnCl 2 , AlCl 3 , FeCl 3 , FeBr 3 , TiCl 4 , SnCl , SbCl 5 , катионы металлов, серный ангидрид – SO 3 , карбкатион. К основаниям Льюиса относятся амины RNH 2 , R 2 NH, R 3 N, спирты ROH, простые эфиры ROR, тиолы RSH, тиоэфиры RSR, анионы, соединения, содержащие π-связи (в том числе ароматические и гетероциклические соединения.
5.3.Концепция жестких и мягких кислот и оснований (принцип ЖМКО, принцип Пирсона)
Общий подход деления кислот и оснований на жесткие и мягкие может быть охарактеризован следующим образом.
Жесткие кислоты - кислоты Льюиса, в которых акцепторные атомы малы по размеру, обладают большим положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Молекулярная орбиталь жестких кислот, на которую переходят электроны донора, имеет низкий уровень энергии.
Мягкие кислоты - кислоты Льюиса, содержащие акцепторные атомы большого размера с малым положительным зарядом, с небольшой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью. Молекулярная орбиталь мягких кислот, принимающая электроны донора, имеет высокий уровень энергии.
Жесткие основания - донорные частицы, в которых атомы-доноры имеют высокую электроотрицательность и низкую поляризуемость. Валентные электроны удерживаются прочно, продукт окисляется с трудом. Орбиталь, пара электронов которой передается акцептору, имеет низкий уровень энергии. Донорными атомами в жестких основаниях могут быть кислород, азот, фтор, хлор.
Мягкие основания - донорные частицы, в которых атомы-доноры имеют низкую электроотрицательность и высокую поляризуемость, они легко окисляются; валентные электроны удерживаются слабо. Орбиталь, пара электронов которой передается акцептору, обладает высоким уровнем энергии. Донорными атомами в мягких основаниях выступают атомы углерода, серы, иода. Табл.4
В соответствии с принципом жестких и мягких кислот и оснований (ЖМКО) Пирсона кислоты Льюиса делятся на жесткие и мягкие. Жесткие кислоты- акцепторные атомы с малым размером, большим положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью.
Мягкие кислоты- акцепторные атомы большого размера с малым положительным зарядом, с небольшой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью.
Суть ЖКМО состоит в том, что жесткие кислоты реагируют с жесткими основаниями и мягкие кислоты реагируют с мягкими основаниями. Например: при взаимодействии этилата натрия с изопропилйодидом, этоксид - ион С 2 Н 5 О - как жёсткое основание будет реагировать с жёсткой кислотой, какой является протон в - положении. Преобладающей будет реакция отщепления.
Кислотность и основность - важнейшие понятия, определяющие многие фундаментальные физико-химические свойства и биологическую активность органических соединений. В органической химии существует несколько концепций кислот и оснований. Общепринятой является протолитическая теория Брёнстеда-Лоури (1923). Почти одновременно Г. Льюис предложил более общую концепцию кислот и оснований, на основе которой в дальнейшем Р. Пирсон (1963) разработал принцип жестких и мягких кислот и оснований.
Кислотность и основность по Брёнстеду-Лоури. В соответствии с теорией Брёнстеда-Лоури кислотность и основность соединений связывают с переносом протона Н + .
Кислоты - вещества, способные отдавать протон (доноры прогона); основания - вещества, способные принимать протон (акцепторы протона). Кислота и основание образуют сопряженную кислотно-основную пару. Кислотные свойства проявляются в присутствии основания, основные - в присутствии кислоты.
В общем виде кислотно-основное взаимодействие описывается уравнением
В принципе большинство органических соединений можно рассматривать как потенциальные кислоты, поскольку в них содержатся атомы водорода, связанные с разными элементами (О, S, N, С). Элемент и связанный с ним атом водорода называют кислотным центром . Органические кислоты соответственно классифицируют по кислотному центру как ОН-, SH-, NH- и СН-кислоты. Кислотами могут быть не только нейтральные молекулы, но и положительно заряженные ионы, а также диполярные ионы. Органические основания для образования ковалентной связи с протоном кислоты должны либо иметь неподеленную пару электронов у гетероатома (нейтральные молекулы), либо быть анионами. В целом основания, имеющие в молекулах гетероатом, называются n-основаниями . Существует еще одна группа оснований - π-основания , в которых центром основности являются электроны локализованной π-связи или π-электронного облака сопряженной системы. π-Основания образуют с протоном не ковалентные связи, а короткоживущие π-комплексы.
Кислотность и основность веществ по Брёнстеду-Лоури характеризуется количественно. Применяя закон действующих масс, можно выразить кислотные свойства кислоты А-Н через константу равновесия K p , представленной выше реакции обратимого кислотно-основного взаимодействия:
Очевидно, что константа равновесия реакции ионизации кислоты имеет постоянное значение только для данной системы и по отношению к каждому основанию существует своя шкала констант кислотности. Наиболее важным случаем является ионизация кислот в водном растворе (вода играет роль основания):
Поскольку вода присутствует в большом избытке, то ее концентрация остается практически постоянной, равной 55,5 моль/л. Это значение включают в константу равновесия и получают характеристику, называемую константой кислотности К а :
Чем больше К а , тем сильнее кислота . Однако даже такая сравнительно сильная по меркам органических соединений кислота, как уксусная, имеет К а = 1,75 10 -5 . Для большинства органических соединений К а имеют еще меньшие значения. Поэтому для оценки силы органических кислот значительно удобнее пользоваться значениями р К а представляющими собой отрицательный логарифм констант кислотности: рК а = -lg К а. При этом чем меньше рК а , тем сильнее кислота . Кислоты, у которых рК а > 7, не изменяют цвет нейтральной индикаторной бумаги; кислоты с рК а >10 не имеют кислого вкуса.
Основность соединений в водном растворе можно охарактеризовать величиной рК b , которая связана с рК а через ионное произведение воды: рК b = 14 - рК а. Однако в настоящее время для характеристики основности чаще используют величину рК а сопряженной основанию В кислоты ВН + , обозначаемую как рK BH + . Такой подход позволяет применять одну и ту же шкалу для характеристики ионизации как кислот, так и оснований. В этом случае чем больше pK BH + , тем сильнее основание .
Слабые кислоты и основания в биологических системах. Большинство биологически активных органических соединений, в частности лекарственных веществ, являются слабыми кислотами или основаниями. Степень ионизации таких соединений в той или иной среде имеет важное значение для проявления биологического действия. Известно много лекарственных веществ, терапевтическая активность которых определяется долей присутствующих неионизированных молекул, хотя существуют и другие примеры, когда, наоборот, ионизированная часть вещества обусловливает биологический эффект за счет взаимодействия с катионными или анионными центрами рецепторов. Различия в степени ионизации обеспечивают избирательность действия, и это связано с такими факторами, как, например, проникновение через мембраны в плазму крови или клетку, адсорбцией на поверхностях ферментов, возможной ионизацией центров рецептора в зависимости от pH и т. д.
Степень ионизации органических кислот и оснований в растворе определяется значениями двух параметров: pH раствора и рК а кислоты (или рК BH + основания). Если значения рК а (или pK BH +) вещества и pH раствора известны, то степень ионизации может быть рассчитана следующим образом:
Степень ионизации имеет важное значение для процессов проникновения веществ через различные мембраны в организме, например при всасывании (абсорбции) лекарств из желудочно-кишечного тракта. Мембраны эпителия пищеварительного тракта можно рассматривать как липидный бислой, в который встроены белковые молекулы. Гидрофобные участки мембранных белков погружены во внутреннюю полость мембраны, а ионизированные участки обращены к водной фазе внутри и снаружи. Согласно классической теории, мембраны подобного типа препятствуют прохождению ионов, так как, во-первых, ионы вследствие гидратации имеют относительно большой размер и, во-вторых, если заряд иона и заряд белковой поверхности, к которой он приближается, аналогичны по знаку, то происходит отталкивание, а если противоположны, то происходит адсорбция иона на поверхности мембраны. Через природные мембраны проникают только те ионы, для которых существуют специфические транспортные системы или переносчики. Нейтральные липидорастворимые молекулы проникают через мембраны и тем быстрее, чем выше их липофильные свойства. Таким образом в желудочно-кишечном тракте происходит всасывание неионизированных молекул лекарственных веществ.
Препараты кислотной природы будут лучше всасываться из желудка (pH 1-3), а всасывание лекарств-оснований будет происходить только после того, когда они пройдут из желудка в кишечник (содержимое тонкого кишечника имеет pH 7-8). В течение одного часа из желудка крыс всасывается почти 60% ацетилсалициловой кислоты и только 6% анилина от введенной дозы. В кишечнике крыс всасывается уже 56% от введенной дозы анилина. Примечательно, что такое слабое основание, как кофеин (рK В H + 0,8), всасывается за то же время в гораздо большей степени (36%), так как даже в сильнокислой среде желудка кофеин в значительной степени находится в неионизированном состоянии.
Эффективность действия лекарственных веществ обусловливается способностью их проникновения к рецептору. Дли веществ, способных к ионизации, биологическая активность может определяться долей неионизированных молекул или, наоборот, ионизированной частью вещества. Имеются многочисленные примеры и того, и другого вариантов. Так, и фенол и уксусная кислота прекращают рост различных плесневых грибов; их биологическое действие обусловлено неионтированными молекулами, и поэтому наибольшая эффективность уксусной кислоты проявляется при pH ниже 4, а для фенола при любых значениях pH ниже 9, так как в этих диапазонах значений pH и фенол и уксусная кислота находятся в неионизированном состоянии. Также только неионизированный теофиллин, в отличие от своего аниона, стимулирует деятельность сердца черепахи. На примере ряда сульфаниламидных препаратов, наоборот, установлено, что их антибактериальная активность обусловлена анионами. Оптимальное для проявления активности значение рК а сульфаниламидов находится в интервале 6-8. Через мембрану в клетку проникают неионизированные молекулы, но при физиологических значениях pH вновь образуются ионы, пока по обе стороны мембраны не установится равная степень ионизации:
Антибактериальная активность сульфаниламидов пропорциональна степени ионизации, но зависит также и от липофильности молекул.
И еще один пример, когда биологическая активность обусловлена ионизированной формой вещества: антибактериальное (бактериостатическое) действие аминоакридинов проявляется только в катионной форме этих соединений и возрастает при повышении степени их катионной ионизации. Изменение степени ионизации в зависимости от pH среды широко используют для выделения лекарственных веществ из биологических жидкостей (кровь, моча) с целью их последующего анализа, например, при проведении фармакокинетических исследований.
Кислоты и основания Льюиса . Согласно теории Льюиса, кислотно-основные свойства соединений определяются их способностью принимать или отдавать пару электронов с образованием новой связи. Кислоты Льюиса - акцепторы пары электронов. Основания Льюиса доноры пары электронов.
Основания Брёнстеда и основания Льюиса являются донорами пары электронов - либо неподеленной, либо находящейся на р-орбитали, т. е. понятия тождественны в той и другой теории. Кислотность по Льюису имеет новый и более широкий смысл. Кислотой считается любая частица с вакантной орбиталью, которая способна дополнить свою электронную оболочку парой электронов. По Брёнстеду кислота - это донор протона, а по Льюису - сам протон Н + является кислотой, так как имеет вакантную орбиталь.
Кислотами Льюиса являются галогениды элементов второй и третьей групп периодической системы (BF 3 , А1С1 3 , FeCl 3 , FeBr 3 , ZnCl 2 и др.). К кислотам Льюиса также относятся галогениды других элементов, имеющих вакантные орбитали - SnX 4 , SbX 5 , AsX 5 и даже оксид серы (VI) SО 3 . Галогениды бора, алюминия имеют по шесть электронов на внешней оболочке и способны принимать пару электронов с образованием ковалентной связи. Тетрахлорид олова, например, имеет 8 электронов на внешней оболочке, но как элемент, имеющий вакантные орбитали, способен принять еще пару электронов. К кислотам Льюиса относятся также катионы металлов (Na + , Mg 2+ , Ag +), карбокатионы R 3 C + , нитроил-катион NО 2 + и др. В гетеролитических реакциях кислоты Льюиса участвуют как электрофильные реагенты. Ниже приведены некоторые примеры взаимодействия между кислотами и основаниями Льюиса:
Многие распространенные органические реакции относятся к кислотноосновным взаимодействиям в рамках теории Льюиса. Однако в этой теории гораздо сложнее дать количественную оценку кислотности и основности, и такая оценка может быть лишь относительной. Для этого определяют энергии взаимодействия различных соединений в строго определенных условиях (растворитель, температура) с одним и тем же стандартом, являющимся соответственно кислотой или основанием Льюиса. Поэтому количественных измерений для кислот и оснований Льюиса сделано намного меньше, чем для кислот и оснований Брёнстеда.
Жесткие и мягкие кислоты и основания. Развитие теории Льюиса привело к созданию принципа жестких и мягких кислот и оснований (принцип ЖМКО, принцип Пирсона). Согласно принципу Пирсона, кислоты и основания подразделяются на жесткие и мягкие.
Жесткие кислоты - это кислоты Льюиса, в которых акцепторные атомы малы по размеру, обладают большим положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Мягкие кислоты Льюиса содержат акцепторные атомы большого размера с малым положительным зарядом, небольшой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью.
Низшая свободная молекулярная орбиталь (НСМО), которая участвует в связывании с орбиталью донора пары электронов, у жестких кислот имеет низкую энергию. Самой жесткой кислотой является протон. НСМО мягких кислот имеет высокую энергию. Мягкие кислоты содержат легко поляризуемые вакантные орбитали. Положительный заряд у атома - акцептора пары электронов мал вследствие делокализации или вообще отсутствует (так, мягкой кислотой является молекула иода).
Жесткие основания - это донорные частицы, обладающие высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью, трудно окисляющиеся. Мягкие основания, напротив, - это донорные частицы с низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью, довольно легко окисляющиеся. Термин «жесткое основание» подчеркивает, что соединение - донор пары электронов - прочно удерживает свои электроны. У жестких оснований высшая занятая молекулярная орбиталь (ВЗМО), которая участвует в связывании с орбиталью акцептора пары электронов, имеет низкую энергию (расположена близко к ядру атома). Атомами-донорами в жестких основаниях являются азот, кислород, фтор, хлор. Мягкие основания слабо удерживают свои валентные электроны, ВЗМО донора имеет высокую энергию. Донорами пары электронов выступают атомы углерода, серы, фосфора, иода.
Следует отметить, что понятия «жесткие» и «мягкие» кислоты и основания не равноценны понятиям «сильные» и «слабые» кислоты и основания. Это две независимые характеристики кислот и оснований. Принцип ЖМКО используется для качественного описания эффективности протекания кислотно-основного взаимодействия: (!) жесткие кислоты лучше координируются с жесткими основаниями, мягкие кислоты - с мягкими основаниями. Концепция Пирсона основана на том, что взаимодействие между орбиталями с близкими энергиями более эффективно, чем между орбиталями, имеющими разную энергию.
Действие принципа ЖМКО можно проиллюстрировать следующим примером. При взаимодействии галогеноалканов с нуклеофилами (являющимися также и основаниями) могут происходить конкурентные реакции - нуклеофильного замещения или элиминирования. Реакция нуклеофильного замещения осуществляется посредством взаимодействия нуклеофила с атомом углерода, связанным с галогеном. В реакции элиминирования происходит также и отщепление протона от соседнего атома углерода под влиянием основания.
При взаимодействии 1,2-дихлороэтана с жестким основанием (метоксид-ионом) вследствие атаки реагента на жесткую кислоту - протон преимущественно происходит реакция элиминирования. Мягкое основание - тиофеноксид-ион - предпочтительно реагирует с более мягкой кислотой - атомом углерода, в результате чего образуется продукт реакции нуклеофильного замещения:
Существуют, однако, реакции, которые по здравому смыслу должны относиться к кислотно-основным, но на самом деле не подпадают под определение Брёнстеда-Лоури. К ним относятся, например, взаимодействия:
СаО+SO 3 ®CaSO 4 NH 3 +BF 3 ®NH 3 BF 3
Для описания реакций подобного типа Г. Льюис (в 1923 г.) предложил новое определение кислот и оснований. Согласно его определению:
аммиак выступает в роли основания, а трифторид бора в роли кислоты. Определение основания, данное Льюисом, включает основания Брёнстеда-Лоури. Такие кислоты Льюиса, как BF 3 и SO 3 , не являются кислотами Брёнстеда-Лоури, а такие кислоты, как НС1, H 2 SO 4 и СН 3 СООН, не являются кислотами Льюиса.
Теория кислот и оснований Брёнстеда-Лоури позволяет количественно определять их силу, что нельзя сказать о теории Льюиса. Следует остановиться на электронной теории кислот и оснований, предложенной Г. Льюисом. Как было отмечено выше, согласно этой теории основанием является вещество, поставляющее пару электронов для образования химической связи, а кислотой - вещество, принимающее электронную пару (см. выше).
Определение Г. Льюиса включает кислоты и те соединения, которые не содержат протонов, но удовлетворяют тем критериям, которые он сформулировал для характеристики кислот и оснований:
1. Взаимодействие кислот с основаниями происходит быстро.
2. Кислота или основание вытесняют более слабую кислоту или основание из соединений.
3. Кислоты и основания можно титровать одно другим в присутствии индикаторов.
4. Кислоты и основания являются хорошими катализаторами химических реакций.
Примером кислотно-основного взаимодействия будут (по протонной теории):
Как видно из этих примеров, в некоторых случаях характеристики вещества по теории Льюиса и по протонной теории кислот и оснований совпадают (NH 3 и ОН - - основания, Н 3 О + , НСl - кислоты). Вещества же, которые являются кислотами или основаниями только по теории Льюиса, называются основаниями и кислотами Льюиса. Итак, BF 3 - кислота Льюиса.
Электронная теория кислот и оснований, выдвинутая Льюисом в 1916 году отвергает «культ протона». Она основывается на рассмотрении электронного строения частиц и не считает наличие водорода обязательным признаком кислоты.
Кислота – частица с незаполненной внешней электронной оболочкой, способная принимать пару электронов (кислота = акцептор электронов).
Основание – частицы со свободной парой электронов, которую можно отдать для образования химической связи (основание = донор электронов).
К кислотам по Льюису относятся:молекулы, образованные атомами с незаполненной восьмиэлектронной оболочкой (BF 3 , SO 3 ); катионы-комплексообразователи (Fe 3+ , Co 2+ , Ag + , др.);галогениды с ненасыщенными связями (TiCl 4 , SnCl 4 );молекулы с поляризованными двойными связями (CO 2 , SO 2 ) и др.
К основаниям по Льюису относят:молекулы, содержащие свободные электронные пары (NH 3 , H 2 O );анионы (С l – , F – );органические соединения с двойными и тройными связями (ацетон СН3СОСН3 );ароматические соединения (анилин С6Н5 NH 2 , фенол С6Н5ОН ).Протон H + в теории Льюиса является кислотой, (акцептор электронов), гидроксид ион OH – – основание (донор электронов): НО–(↓) + Н+ ↔ НО(↓)Н.
Взаимодействие между кислотой и основанием заключается в образовании химической донорно-акцепторной связи между реагирующими частицами.Реакция между кислотой и основанием в общем виде: B (↓)основание + A кислота ↔ D (↓) A .
Недостатки теории Льюиса Для отнесении вещества к кислоте или основанию используется механизм его образования, что ставит классификацию на кислоты и основания в теснуюзависимость от взглядов на природу химической связи.Теория Льюиса не имеет количественного критерия оценки силы кислот и оснований, который мог бы служить основой для аналитических расчетов кислотно-основных равновесий.
Общая теория Усановича. Наиболее общая теория кислот и оснований была сформулирована Усановичем в 1938 г.
В основе теории лежит представление: «Всякое кислотно-основное взаимодействие – это реакция солеобразования».
Кислота по Усановичу – это частица, которая может отщеплять катионы, включая протон, или присоединять анионы, включая электрон.Основание по Усановичу – это частица, которая может присоединять протон и другие катионы или отдавать электрон и другие анионы. По теории Усановича к кислотно-основным взаимодействиям относятся и все окислительно-восстановительные реакции.Теория Усановича отменяет один из осново-полагающих принципов классической химии – представления о классах кислот и оснований .По Усановичу, кислоты и основания – это не классы соединений; кислотность и основность – это функции вещества. Будет ли вещество кислотой или основанием, зависит от партнера в реакции.
Недостатки общей теории Усановича: слишком общий характер теории;недостаточная четкость формулировки понятий «кислота » и «основание »;не включает неионогенные кислотно-основные превращения; не позволяет делать количественные предсказания.