Теория кислот и оснований Льюиса

Электронная теория кислот и оснований Льюиса. Теория основана на наиболее общем свойстве всех кислот или оснований — их электронном строении. По Льюису, кислоты — вещества, способные присоединять пару неподеленных электронов от основания, а основания — это вещества, способные отдавать пару неподеленных электронов, т. е. быть донорами электронов. В образовавшихся молекулах веществ (продуктах нейтрализации) электронная пара обобществлена между соответствующими ядрами атомов (см. 5.3 и гл. 9). [c.213]

В электронной теории кислот и оснований Льюиса акцепторы играют роль кислот, а доноры — оснований. Согласно представлениям части ученых (Пирсон и др.) кислоты и основания делятся на жесткие (слабо поляризующиеся частицы с высокими электростатическими характеристиками) и мягкие (легко поляризующиеся. частицы с низким зарядом и большими размерами). Мягкие кислоты эффективно взаимодействуют с мягкими основаниями, а жесткие —с жесткими. Таким образом, проводится соответствие между катионами класса А и жесткими кислотами Льюиса, катионами класса Б и мягкими кислотами. К мягким основаниям Льюиса относят сульфиды, цианид, СО, алкены и другие лиганды, обладающие повышенным сродством к катионам класса Б, а к жестким — кислородсодержащие лиганды, фторид-ион и т. д. [c.85]

Принцип жестких и мягких кислот и оснований. Качественные и полуколичественные теории комплексообразования, основанные на обобщении большого экспериментального материала, обычно излагают в понятиях теории кислот и оснований Льюиса и принципа жестких и мягких кислот и оснований Пирсона (ЖМКО). [c.40]

Теория протолитического равновесия (Бренстеда) не может объяснить кислотно-основные свойства апротонных веществ, в состав которых водород не входит, как, например, галогениды бора и алюми-1ШЯ, хлорид олова (IV) и др. Кислотно-основные свойства апротонных веществ рассматриваются на основе электронной теории кислот и оснований (Льюис). Отличительным признаком кислоты и основания по электронной теории является их взаимная нейтрализация, осуществляемая образованием ковалентной связи между атомом в молекуле основания, обладающим свободной парой электронов, и атомом в молекуле кислоты, в электронную оболочку которого эта пара электронов включается. [c.421]

Согласно электронной теории кислот и оснований Льюиса кислота— акцептор электронной пары, а основание — донор. Взаимодействие между кислотой и основанием с этой точки зрения заключается в возникновении ковалентной связи по донорно-акцепторно-му механизму, что характерно для образования комплексных соединений [c.266]

Теория кислот и оснований Льюиса [c.392]

Давать определения кислоты и основания в рамках теории кислот и оснований Льюиса. [c.103]

Объясните образование комплексного иона металла типа Ag(NH3)2 на основании теории кислот и оснований Льюиса. [c.140]

Электронная теория кислот и оснований Льюиса отвергает культ протона . Она основывается на рассмотрении электронного строения частиц и не считает наличие водорода [c.32]

Единой классификации типов реакций не существует. В органической химии отправным моментом для классификации реакций является преимущественно образование или расщепление ковалентной связи. Различают радикальные и ионные реакции. Характеристика нуклеофильно-электро-фильного поведения реактантов позволяет адекватно описать реакцию как процесс электронного обмена. Одновременно при этом устанавливается связь с теорией кислот и оснований Льюиса. [c.47]

IX.А.2. Теория кислот и оснований Льюиса [I, 6, 7] [c.68]

Как продукты частичного гидролиза можно рассматривать и такие соединения, характерные для химии элементов подгруппы германия, как оксогалогениды ЭОГа. Приведенные выше процессы комплексообразования можно рассматривать как типичное кислотно-основ-ное взаимодействие с точки зрения электронной теории кислот и оснований Льюиса. С этих позиций ЭГ4 как акцепторы электронной пары выступают в роли кислоты, а лиганды Г , ОН , являющиеся донорами электронной пары,— в качестве основания. [c.225]

Теория кислот и оснований Льюиса получила широкое распространение. [c.114]

Теория кислот и оснований Льюиса рассматривает вещества как кислоты и основания на основе их электронных структур и способности к образованию ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму, поэтому ее называют также электронной теорией кислот и оснований. Согласно представлениям Льюиса кислота — акцептор электронных пар, т. е. это молекулы или ионы, имеющие свободные атомные орбитали, которые могут быть заняты электронными парами. Основание — донор электронных пар, т. е. молекулы или ионы, имеющие неподеленные электронные пары для образования ковалентной связи. [c.220]

Таким образом, в теории Бренстада—Лоури отличительным признаком кислоты считается наличие в ее молекуле протона. Эта теория не рассматривает проявления кислотного характера веществами, не содержащими водорода, например, ЗпС1 , ВРз, А1С1з, гпС , алюмосиликата, цеолита идр. Недостатки протонной теории устра — нены и дополнены в электронной теории кислот и оснований Льюиса. [c.90]

Теории кислот и оснований Льюиса и Усановича отличаются выбором модели связи между участниками реакции. Кислотно-основные реакции по Льюису осуществляются преимущественно за счет образования и разрыва ковалентной связи, что дает возможность с успехом применять ее в органической химии. Кислотно-основное равновесие гетерополярных соединений, составляющих, как правило, предмет неорганической хи- [c.403]

Взаимодействие центральных ионов и лигандов может быть объяснено с помощью обобщенной теории кислот и оснований Льюиса, однако координационную связь можно рассматривать в принципе и как ковалентную с примесью ионной составляющей и описать ее методом ЛКАО. В комплексах переходных элементов важную роль играют d-орбитали, состояние которых зависит от пространственного расположения и типа лигандов. Для понимания электронного строения комплексов существенны данные об их электронных спектрах и магнитных свойствах, правильная интерпретация которых невозможна без рассмотрения характера расщепления d-орбиталей в полях различной симметрии. [c.232]

Электронная теория кислот и оснований Льюиса основана на электронном строении молекул и не делает различий между протолитическим и апротонным взаимодействием, так как реакция между растворителем и растворенным веществом сводится не к отщеплению или присоединению протона. [c.5]

Согласно теории кислот и оснований Льюиса, катион металла, являюш,ийся акцептором электронных пар, может рассматриваться в качестве носителя кислотных свойств, способного реагировать с несколькими основаниями, число которых зависит от координационного числа металла. С другой стороны, комплексообра-зующие агенты, теряя протон, функционируют как основания. В соответствии с этой теорией можно предвидеть, что устойчивость комплексных соединений будет зависеть, во-первых, от факторов, связанных с кислотностью иона металла, и, во-вторых, от фак- [c.175]

Предлагаемая Пирсоном классификация является качественной и не дает возможности проводить количественные расчеты. Кроме того, деление кислот и оснований на мягкие и жесткие основано на теории кислот и оснований Льюиса, которая, как указано выше, имеет весьма существенные недостатки, исключающие возможность использования ее в качестве отправного критерия кислотности и основности. [c.150]

ТЕОРИЯ КИСЛОТ и ОСНОВАНИИ ЛЬЮИСА [c.41]

Теорию кислот и оснований Льюиса см. в приложении IV. [c.344]

Изложите кратко теорию кислот и оснований Льюиса. [c.93]

В теории кислот и оснований Льюиса внимание сосредоточено не на способности к отщеплению (донированию) или присоединению (акцептированию) протона, а на способности к обобществлению электронной пары. По Льюнсу, кислотой называется акцептор электронной пары, а основанием -донор электронной пары. Теория Льюиса является более общей, чем теория Бренстеда-Лаури, поскольку она применима не только к случаям, когда в роли кислоты выступает протон. [c.103]

В ЭТОМ примере и в других подобных случаях сохранение понятий кислый и основной справедливо только в смысле обобщенной теории Усановича [6]. Стремясь четко выделить протолитические процессы, Бьеррум [8] в таких случаях избегает употребления термина кислота и предлагает вместо него термин антиоснование, и соответственно, руководствуясь теорией кислот и оснований Льюиса, обмениваемый ион он рассматривает как основание. В приведенном выше оксидотропном примере это ион кислорода. [c.49]

Еще более общей является теория кислот и оснований американского ученого Г. Н. Льюиса, предложенная им в 1926 г. Согласно этой теории кислот и оснований Льюиса кислота — соединение, способное принять электронную пару с обраювание.м ковалентной связи, а основание — [c.113]

Теория кислот и оснований Льюиса. Существуют, однако, реакции, которые по здравому смыслу должны относиться к кислотно-основным, но на самом деле не подпадают под определение Брёнстеда — Лаури. К ним относятся, например, взаимодействия [c.278]

Количественная характеристика сильных кислот и ос-значение Л , нований при помощи значений Ка Кь — блестящее столь же важно подтверждение теории Брёнстеда — Лаури, Теория кислот и оснований Льюиса подобной количественной характеристики не имеет. [c.282]

Сопоставление свойств простых анионов в водных растворах можно также провести на основании теории кислот и оснований Льюиса (см. разд. 14.1). Льюисово основание является донором неподеленной пары электронов, а каждый из рассматриваемых анионов предоставляет электронную пару протону, отнимаемому у молек л воды или ионов гидроксония. Такие ионы, как и О , оказываются лучшими донорами электронной пары, чем, скажем, ионы S" или Г , что соответствует их относительной способности акцептировать протоны у других соединений. В свою очередь ионы S" и Г являются лучшими донорами электронной пары, чем СР и Вг . Поэтому последовательность, в которой убывает сила льюисовых оснований [c.330]

Природа электронного взаимодействия между донором и акцептором электронной пары в рамках теории кислот и оснований Льюиса не может быть унифицирована. Поэтому во второй половине XX в. была предложена классификация кислот и оснований по типу орбиталей, принимающих участие в образойанни межмолекулярных донорно-акцепторных связей в кислотно-основном комплексе. При таком подходе кислоты (акцепторы) разделяют на а-, V-, и 71-типы, а основания (доноры) - на п-, о HTt-iSima. [c.417]

Теория кислот и оснований Брёнстеда имеет дело с реакциями органических веществ лишь отдельных классов. Обобщенная теория кислот и оснований Льюиса и кислотно-основные реакции Льюиса (Г. Льюис, 1923 г.) охватывают значительно большую часть органических реакций. [c.101]

В 1947 г. вышло второе издание книги В. Людера и С. Цуффанти — Электронная теория кислот и оснований . Авторы, являясь сторонниками теории кислот и оснований Льюиса, посвятили книгу развитию этой теории, иллюстрируя ее многочисленными примерами из различных разделов химии. [c.5]

Установлено, что кривые потенциометрического титрования имеют такую же форму, что и кривые титрования обычных кислот щелочью. Следовательно, реакция взаимодействия аллилизотиоциаиата с аминами также носит кислотно-основной характер. Такое, на первый взгляд, необычное заключение относительно кислотных свойств изо-тиоцианата совпадает с представлениями, вытекающими из теории кислот и оснований Льюиса. Можно считать, что аллилизотиоцианат, аналогично альдегидам, представляет собой вторичную кислоту (по Льюису), так как в его молекуле имеется электроотрицательный атом серы, который оттягивает электроны от соседнего углеродного атома, в результате чего молекула поляризуется. Под влиянием аминов эта поляризация еще более усиливается и, в итоге, приводит к разрыву одной двойной связи между серой и углеродом по схеме [c.19]

При этом у углеродного атома остается лишь шесть электронов, поэтому он легко присоединяет к себе неподеленную пару электронов от азота амина. Следовательно, взаимодействие аллилизотиоциаиата с аминами, исходя из теории кислот и оснований Льюиса, также можно отнести к кислотно-основным реакциям [c.19]

Для трактовки всех этих процессов мы использовали теорию кислот и оснований Льюиса, согласно которой основания имеют неподеленную пару электронов и преимущественно высокую плотность отрицательного заряда (например, 0Н , 1 и NOD, а кислоты имеют незанятые орбитали и иреимуществен-но высокую плотность положительного заряда (например, Н+, Ag+ и Na+). [c.279]

Толстиков в. П. Титрование слабых кислот. Изв. Киевск. политехи. ин-та, 1948, [на обл. 1949 г.], 8, с. 173—174. 601 Усанович М. И. Теория кислот и оснований. Вестн. АН КазССР, 1947, № 5, с. 22—26. Резюме на казах, и англ. яз. 602 Усанович М. И. О теории кислот и оснований Льюиса. Изв. Сектора платины и др. благородных металлов (Ин-т общей и неорган. химии им. Курнакова), 1950, вып. 25, с. 76—84. Библ. 18 назв. 603 [c.30]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология