Электронная теория

В 1926 г. американский физико-химик Гилберт Льюис (1875 – 1946 гг.) предложил электронную теорию кислот и оснований.

По его теории к кислотам относятся вещества, являющиеся акцепто­рами электронной пары, а к основаниям — донорами электронной пары

Отличительным признаком этой теории является то, что кислота и осно­вание взаимодействуют друг с другом с образованием связи по донорно-акцепторному механизму:

 A +: B «A: B,

где – A — кислота,:B — основание, A: B — кислотно-основный комплекс (продукт нейтрализации).

В результате приобретения атомом, ответственным за кислотные свой­ства, электронной пары часто возникает завершенная электронная конфигу­рация. В отличие от электролитической и протолитической теорий, к кисло­там относят соединения, не содержащие водород (апротонные кислоты).

Например:

: NH₃ + – BF₃ «NH₃BF₃,

– BF₃ является кислотой.

Таблица 4
Некоторые примеры “реакций нейтрализации”

Кислота	Основание	Кислотно-основный комплекс
H^+	OH^–	H2O
CO2	H2O	H2CO3
AlCl3	Cl^–	[AlCl4]^–
Zn(OH)2	2OH^–	[Zn(OH)4]^–
BF3	NH3	BF3 × NH3
BF3	(C2H5)2O	(C2H5)O × BF3
SbCl5	(C2H5)2O	SbCl5 × (C2H5)2O
Ag^+	2CN	[Ag(CN)2]^+

Понятия основания в теориях Бренстеда (протолитическая теория) и Льюиса совпадают, однако понятие кислоты в электронной теории охваты­вает, кроме протона, более широкий круг частиц способных акцептировать электронную пару.

Растворение кислот Льюиса в ионизирующих растворителях (например, в H₂O) приводит к росту концентрации ионов водорода (катионов гидроксо­ния):

AlCl₃ + 2 H₂O «Al(OH)Cl₂ + H₃O⁺ + Cl ^–
SO₃ + 2 H₂O «H₃O⁺ + .

Растворение оснований Льюиса в воде приводит к увеличению концен­трации анионов OH^–:

NH₃ + H₂O «+ OH ^–
(CH₃)NH₂ + H₂O «(CH₃)+ OH ^–.

Кислотные свойства ортоборной кислоты H₃BO₃ обусловлены не элек­тролитической диссоциацией этого соединения, а образованием катионов гидроксония (H₃O⁺) по реакции:

H₃BO₃ + 2 H₂O «[B(OH)₄] ^– + H₃O⁺.

Дата добавления: 2014-01-05