5.2 : Кислоты и основания Льюиса

Этот урок рассматривает кислоты и основания Льюиса в контексте правила октетов для электронодефицитных соединений. Здесь обсуждается концепция, в которой особое внимание уделяется элементам группы 13, таким как бор или алюминий. Поскольку элементы 13-й группы обладают тремя валентными электронами, они образуют трехвалентные соединения с секстетом электронов и свободной орбиталью центрального атома. Следовательно, эти электронодефицитные соединения принимают электроны от других видов для завершения своего октета в химической реакции. В соответствии с «обобщенной теорией кислот и оснований», предложенной Гилбертом Н. Льюисом, их называют кислотами Льюиса.

Теория Льюиса применялась к соединениям, которые не подпадали под определение Брёнстеда. Он предположил, что электронодефицитные соединения действуют как кислоты Льюиса, где их октеты валентной оболочки завершаются в результате химической реакции. Следовательно, кислота Льюиса — это разновидность, которая принимает пару электронов для образования новой связи.

Напротив, основание Льюиса определяется как вещество, отдающее электронную пару. Это поясняется на конкретном примере реакции хлорида алюминия с аммиаком с образованием кислотно-основного аддукта Льюиса. Здесь электронная пара передается между противоположно заряженными частицами, чтобы удовлетворить октет. Концепция кислот и оснований Льюиса дополнительно подтверждается реакцией между электронодефицитным трифторидом бора и богатым электронами аммиаком, как показано на рисунке 1.

Рисунок 1. Реакция трехфторида бора с аммиаком.

Здесь на определённых частицах вырабатывается значительный заряд. Поскольку центр бора имеет пустую орбиталь, которая могла бы принять электрон, он локализует положительный заряд. Напротив, азотный центр аммиака накапливает отрицательный заряд из-за наличия неподеленной пары электронов. Следовательно, при их взаимодействии неподеленная пара электронов в валентной оболочке азота передается атому бора в BF3, указанному изогнутой стрелкой выше. Таким образом, формальные заряды бора и азота уравновешены, и в результате кислотно-основной аддукт Льюиса не имеет суммарного заряда.

Теория Льюиса представляет собой дополнение к теории Брёнстеда, которая использует перенос протона только для определения кислотно-основных реакций путем включения переноса неподеленной пары. Следовательно, хотя все кислоты Бренстеда-Лоури являются протонными кислотами, кислоты Льюиса могут быть протонными или апротонными. Это показано на примере соляной кислоты. HCl является кислотой по определению Бренстеда-Лоури, учитывая ее способность отдавать протон. Но она также является кислотой Льюиса, поскольку ее атом водорода теряет общие электроны из-за хлора, одновременно принимая пару электронов от аммиака.