نمونه هایی از اسیدها و بازهای لوئیس تئوری اسید و باز لوئیس

جی لوئیس تئوری کلی تری درباره اسیدها و بازها ارائه کرد.

پایه های لوئیساینها اهداکنندگان جفت الکترون (الکل ها، آنیون های الکلات، اترها، آمین ها و غیره) هستند.

اسیدهای لوئیس -آنها گیرنده های جفت الکترون هستند , آن ها ترکیبات دارای مدار خالی (یون هیدروژن و کاتیون های فلزی: H +، Ag +، Na +، Fe 2+؛ هالیدهای عناصر دوره دوم و سوم BF3، AlCl3، FeCl3، ZnCl2؛ هالوژن ها، قلع و ترکیبات گوگردی: SnCl 4 , SO 3).

بنابراین، بازهای برونستد و لوئیس همان ذرات هستند. با این حال، بازی برونستد توانایی اتصال تنها یک پروتون است، در حالی که پایه لوئیس یک مفهوم گسترده‌تر است و به معنای توانایی برهمکنش با هر ذره‌ای است که دارای مدار آزاد کم ارتفاعی است.

برهمکنش اسید-باز لوئیس یک برهمکنش دهنده-گیرنده است و هر واکنش هترولیتیک را می توان به عنوان برهمکنش اسید لوئیس و باز لوئیس نشان داد:

هیچ مقیاس واحدی برای مقایسه قدرت اسیدها و بازهای لوئیس وجود ندارد، زیرا قدرت نسبی آنها بستگی به این دارد که کدام ماده به عنوان استاندارد در نظر گرفته شود (برای اسیدها و بازهای برونستد، این استاندارد آب است). برای ارزیابی سهولت برهمکنش اسید-باز طبق گفته لوئیس، R. Pearson یک نظریه کیفی از اسیدها و بازهای "سخت" و "نرم" ارائه کرد.

پایه های سفت و سختدارای الکترونگاتیوی بالا و قطبش پذیری پایین هستند. آنها به سختی اکسید می شوند. بالاترین اوربیتال های مولکولی اشغال شده آنها (HOMO) کم انرژی است.

زمین های نرمالکترونگاتیوی کم و قطبش پذیری بالا دارند. آنها به راحتی اکسید می شوند. بالاترین اوربیتال های مولکولی اشغال شده آنها (HOMO) انرژی بالایی دارند.

اسیدهای سختدارای الکترونگاتیوی بالا و قطبش پذیری پایین هستند. بازیابی آنها دشوار است. پایین ترین اوربیتال های مولکولی آزاد آنها (LUMO) انرژی کمی دارند.

اسیدهای نرمالکترونگاتیوی کم و قطبش پذیری بالا دارند. بازیابی آنها آسان است. پایین ترین اوربیتال های مولکولی آزاد آنها (LUMOs) انرژی بالایی دارند.

سخت ترین اسید H +، نرم ترین اسید CH 3 Hg + است. سخت ترین پایه ها F - و OH - هستند و نرم ترین آنها I - و H - هستند.

جدول 5. اسیدها و بازهای سخت و نرم.

	حد واسط
H + ، Na + ، K + ، Mg 2 + ، Ca 2 + ، Al 3 + ، Fe 3 + ، BF 3 ، AlCl 3 ، RC + = O	Cu 2+، Fe 2+، Zn 2+، R3 C+	Ag + ، Hg 2+ ، I 2
پایه ها
H 2 O، OH -، F -، ROH، RO -، R 2 O، NH 3، RNH 2	ArNH 2، Br -، C 5 H 5 N	R 2 S، RSH، RS -، I -، H -، C 2 H 4، C 6 H 6

اصل اسیدها و بازهای سخت و نرم پیرسون (اصل HICA):

اسیدهای سخت ترجیحاً با بازهای سخت تعامل دارند، در حالی که اسیدهای نرم ترجیحاً با بازهای نرم تعامل دارند.

این در نرخ های واکنش بالا و در تشکیل ترکیبات پایدارتر بیان می شود، زیرا برهمکنش بین اوربیتال های نزدیک در انرژی کارآمدتر از برهمکنش بین اوربیتال هایی است که به طور قابل توجهی از نظر انرژی متفاوت هستند.

اصل IMCA برای تعیین جهت غالب فرآیندهای رقابتی (واکنش های حذف و جایگزینی هسته دوست، واکنش های مربوط به نوکلئوفیل های دو طرفه) استفاده می شود. برای تولید هدفمند سم زداها و داروها.

تئوری اسیدها و بازها

تئوری اسیدها و بازها- مجموعه ای از مفاهیم اساسی فیزیکو شیمیایی که ماهیت و خواص اسیدها و بازها را توصیف می کند. همه آنها تعاریفی از اسیدها و بازها را ارائه می دهند - دو دسته از مواد که با یکدیگر واکنش نشان می دهند. وظیفه تئوری پیش بینی فرآورده های واکنش بین اسید و باز و احتمال وقوع آن است که برای آن از ویژگی های کمی قدرت اسید و باز استفاده می شود. تفاوت بین تئوری ها در تعاریف اسیدها و بازها، ویژگی های قدرت آنها و در نتیجه در قوانین پیش بینی محصولات واکنش بین آنها نهفته است. همه آنها منطقه کاربردی خاص خود را دارند که تا حدی مناطق را قطع می کنند.

فعل و انفعالات اسید و باز در طبیعت بسیار رایج است و به طور گسترده در عمل علمی و صنعتی استفاده می شود. ایده‌های نظری در مورد اسیدها و بازها در شکل‌گیری تمام سیستم‌های مفهومی شیمی مهم هستند و تأثیر همه‌جانبه‌ای بر توسعه بسیاری از مفاهیم نظری در همه رشته‌های اصلی شیمی دارند.

بر اساس تئوری مدرن اسیدها و بازها، بخش هایی از علوم شیمی مانند شیمی محلول های الکترولیت آبی و غیر آبی، PH متری در محیط های غیر آبی، کاتالیز اسید و باز همگن و ناهمگن، تئوری توابع اسیدیته. ، و بسیاری دیگر توسعه یافته اند.

تکامل ایده ها در مورد فعل و انفعالات اسید و باز

ایده های علمی در مورد ماهیت اسیدها و بازها در اواخر قرن 18 شکل گرفت. در آثار A. Lavoisier، خواص اسیدی با حضور اتم های اکسیژن در ترکیب ماده همراه بود. اسیدهای معدنی و آلی شناخته شده در آن زمان در واقع حاوی اکسیژن بودند. این فرضیه به سرعت ثابت شد که به لطف کار G. Davy و J. Gay-Lussac، تعدادی از اسیدهای بدون اکسیژن (به عنوان مثال، هیدروژن هالیدها، اسیدهای هیدروسیانیک) شناخته شدند، در حالی که بسیاری از ترکیبات حاوی اکسیژن اینگونه نیستند. خاصیت اسیدی از خود نشان می دهند.

از آغاز قرن نوزدهم، موادی که قادر به برهمکنش با فلزات با آزاد شدن هیدروژن بودند، شروع به اسید در نظر گرفت (Yu. Liebig, 1839). تقریباً در همان زمان، J. Berzelius ایده‌ای را مطرح کرد که ویژگی‌های اسید-باز مواد را با ماهیت الکتریکی «دوگانه» آنها توضیح می‌دهد. پس اکسیدهای الکترونگاتیو غیر فلزات و برخی فلزات (مثلاً کروم، منگنز و...) را به اسیدها نسبت داد و اکسیدهای فلزات الکترومثبت را باز دانست. بنابراین، اسیدیته یا بازی توسط برزلیوس به عنوان یک ویژگی عملکردی و نه مطلق یک ترکیب در نظر گرفته می شود. برزلیوس ابتدا تلاش کرد تا قدرت اسیدها و بازها را کمی و پیش بینی کند.

با ظهور تئوری تفکیک الکترولیتی توسط S. Arrhenius (1887)، توصیف خواص اسید-باز بر اساس محصولات یونیزاسیون الکترولیت ممکن شد. به لطف کار W. Ostwald، این نظریه برای الکترولیت های ضعیف ایجاد شد.

در آغاز قرن XX. شیمیدانان آمریکایی G. Cady، E. Franklin و C. Kraus نظریه solvosystems را ایجاد کردند، که مفاد نظریه آرنیوس-اسوالد را به همه حلالهایی که قادر به تجزیه خود هستند گسترش داد.

تئوری های مدرن اسیدها و بازها بر اساس ایده های J. Bronsted و G. Lewis است. تلاش‌های کاملاً موفقی برای ایجاد نظریه‌های تعمیم‌یافته وجود دارد (M. Usanovich, 1939)، اما کاربرد گسترده‌ای پیدا نمی‌کنند.

نظریه هیدروژن لیبیگ

تعاریفاسید ماده ای است که می تواند با یک فلز واکنش داده و هیدروژن آزاد کند. مفهوم «بنیاد» در این نظریه وجود ندارد.
محصولات واکنشهنگامی که یک اسید با یک فلز واکنش می دهد، نمک و هیدروژن تشکیل می شود.
مثال ها.اسید - HCl.
واکنش 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
معیارهای پیشرفت واکنشفلزاتی که در سمت چپ هیدروژن در سری فعالیت قرار دارند با اسیدهای قوی واکنش می دهند. هرچه اسید ضعیف تر باشد، فلز فعال تری برای واکنش بین آنها مورد نیاز است. ویژگی های کمیاز آنجایی که این تئوری به ندرت مورد استفاده قرار می گیرد، ویژگی های کمی قدرت اسید (و در نتیجه پیش بینی جهت واکنش) در چارچوب این نظریه ایجاد نشده است.
دامنه کاربرد.پیش بینی برهمکنش مواد حاوی هیدروژن با فلزات در هر حلال.
ویژگی های خاصمطابق با این نظریه، اتیل الکل و آمونیاک اسیدهای ضعیفی هستند، زیرا قادر به واکنش با فلزات قلیایی هستند:

2C 2 H 5 OH + 2Na \u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2
2NH 3 + 2Na \u003d 2NaNH 2 + H 2

نظریه تفکیک الکترولیتی آرنیوس-استوالد

مقاله اصلی: تئوری تفکیک الکترولیتی

برای اسید HA ک = ·/
برای پایه MOH ک = ·/

برای اینکه واکنشی بین اسید و باز انجام شود، حاصلضرب ثابت های تفکیک آنها باید بیشتر از 10-14 (محصول یونی آب) باشد.
دامنه کاربرد.این به طور کاملا رضایت بخش واکنش اسیدها و بازهای به اندازه کافی قوی با یکدیگر و خواص محلول های آبی آنها را توصیف می کند. بر اساس ایده هایی در مورد درجه و ثابت تفکیک، تقسیم الکترولیت ها به قوی و ضعیف ثابت شد، مفهوم شاخص هیدروژن معرفی شد، که گسترش آن به محیط های قلیایی نیاز به فرضیات اضافی دارد (معرفی محصول یونی آب).
از این تئوری می توان برای توصیف هیدرولیز نمک ها و واکنش اسیدها و بازها با نمک ها استفاده کرد، اما این به دستگاه بسیار دست و پا گیر نیاز دارد - نظریه پروتون (به پایین مراجعه کنید) بسیار راحت تر است.
کاربرد نظریه آرنیوس-استوالد به محلول های آبی محدود می شود. علاوه بر این، امکان توضیح وجود خواص اصلی آمونیاک، فسفین و سایر ترکیباتی که حاوی گروه های هیدروکسی نیستند را نمی دهد.

نظریه پروتون برونستد-لوری

مقاله اصلی: نظریه پروتولیتیک اسیدها و بازها

مقایسه مدل
برهمکنش اسید و باز
به گفته لوئیس و برونستد

تئوری پروتولیتیک (پروتون) اسیدها و بازهادر سال 1923 به طور مستقل توسط دانشمند دانمارکی J. Bronsted و دانشمند انگلیسی T. Lauri پیشنهاد شد. در آن، مفهوم اسیدها و بازها در یک کل واحد ترکیب شد که در برهمکنش اسید و باز آشکار شد: A B + H + (A - اسید، B - باز). بر اساس این نظریه، اسیدها مولکول ها یا یون هایی هستند که می توانند در این واکنش دهنده پروتون باشند و بازها مولکول ها یا یون هایی هستند که پروتون (پذیرنده) را اضافه می کنند. اسیدها و بازها در مجموع به عنوان پروتولیت شناخته می شوند.

جوهر برهمکنش اسید و باز انتقال یک پروتون از یک اسید به یک باز است. در این حالت ، اسید با انتقال یک پروتون به پایه ، خود به یک پایه تبدیل می شود ، زیرا می تواند دوباره یک پروتون را بچسباند و این پایه که یک ذره پروتونه را تشکیل می دهد ، به اسید تبدیل می شود. بنابراین، در هر فعل و انفعال اسید و باز، دو جفت اسید و باز درگیر هستند که برونستد نامیده می شوند. مزدوج: A1 + B2 A2 + B1.

همان ماده بسته به شرایط برهمکنش می تواند هم اسید باشد و هم باز (آمفوتر). به عنوان مثال، هنگام تعامل با اسیدهای قوی، آب یک باز است: H 2 O + H + H 3 O + و هنگام واکنش با آمونیاک، به اسید تبدیل می شود: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -.

نظریه سیستم حل و فصل

مقاله اصلی: نظریه سیستم حل و فصل

تئوری solvosystems گسترش نظریه Arrhenius-Ostwald به دیگر حلال های یونی (به ویژه، پروتیک) است. پیشنهاد شده توسط شیمیدانان آمریکایی G. Cady، E. Franklin و C. Kraus
تعاریفحلال یونی حلالی است که خود به یک کاتیون و یک آنیون تجزیه می شود. کاتیون را یون لیونیوم و آنیون را یون لیات می نامند. حلال پروتیک - حلالی که قادر به اتوپروتولیز است، یعنی انتقال یون H + از یک مولکول به مولکول دیگر:

2HL ↔ H 2 L + + L -

اینها حلالهایی هستند که حاوی یک پیوند قطبی کافی شامل هیدروژن و یک جفت الکترون مشترک روی برخی غیر فلزات دیگر (اغلب نیتروژن، اکسیژن یا فلوئور) هستند.
نکته: در این تعریف، نظریه پروتون "محافظت شده" است، زیرا بر اساس Breasted-Lowry، اتوپروتولیز یک واکنش اسید-باز است. این نظریه همچنین نظریه لوئیس را "سخت" کرد، زیرا دلایل تشکیل یون های لیونیوم را توضیح می دهد.
یون H 2 L + یون لیونیوم نامیده می شود و L - یون لیات است.
اسیدها موادی هستند که در یک حلال یون لیونیوم را تشکیل می دهند.
بازها موادی هستند که در یک حلال یون لیات تشکیل می دهند.
نمک ها موادی هستند که در یک حلال معین تجزیه می شوند و یک کاتیون و یک آنیون تشکیل می دهند که لیونیوم و لیات نیستند.
محصولات واکنشدر واکنش یک اسید با یک باز (واکنش خنثی سازی، یک نمک و یک حلال تشکیل می شود.
مثال ها.

ویژگی های کمی و معیارهای واکنشقدرت اسیدها و بازها با ثابت تفکیک آنها مشخص می شود.
ثابت های تفکیک به حلال بستگی دارد. حلال‌های پروتیک با ثابت‌های خودتفکیک بالا («حلال‌های اسیدی» مانند HF) اسیدها را متمایز می‌کنند (که در آن اسیدها ضعیف می‌شوند و از نظر قدرت متفاوت می‌شوند) اما بازهای همسطح (همه بازها قوی می‌شوند و به یون لیات تبدیل می‌شوند). حلال‌های پروتیک با ثابت‌های تفکیک خودکار کم ("حلال‌های اساسی، به عنوان مثال NH3") بازها را متمایز می‌کنند اما اسیدها را خنثی می‌کنند (که با تبدیل به لیونیوم قوی می‌شوند).
واکنش از اسیدهای قوی به اسیدهای ضعیف ادامه می یابد.
دامنه کاربرد.به شما امکان می دهد واکنش های اسید-باز را در هر حلالی پیش بینی کنید. مدیریت فرآیندهای اسید-باز با استفاده از حلال مفهوم pH (pH) را به عنوان غلظت یون های لیونیوم به محلول های غیر آبی گسترش می دهد. خواص اساسی موادی را که حاوی گروه های OH نیستند توضیح می دهد.
با این حال، برای بسیاری از مشکلات این تئوری بیش از حد دست و پا گیر است.
ویژگی های خاصبه عنوان مثال، برخی از واکنش های اسید-باز در این نظریه را می توان وارونه کرد

KOH (اسید) + HCl (پایه) = KCl (حلال) + H 2 O (نمک)

نظریه الکترونیکی لوئیس

مقاله اصلی: نظریه لوئیس

در نظریه لوئیس (1923)، بر اساس نمایش های الکترونیکی، مفهوم اسید و باز بیشتر گسترش یافت. اسید لوئیس - یک مولکول یا یونی که دارای اوربیتال های الکترونی خالی است که در نتیجه آنها قادر به پذیرش جفت الکترون هستند. به عنوان مثال، یون های هیدروژن - پروتون ها، یون های فلزی (Ag +، Fe 3+)، اکسیدهای برخی از غیر فلزات (به عنوان مثال، SO 3، SiO 2)، تعدادی نمک (AlCl 3) و همچنین به عنوان موادی مانند BF 3، Al 2 O 3 . اسیدهای لوئیس که حاوی یون هیدروژن نیستند، آپروتیک نامیده می شوند. اسیدهای پروتیک به عنوان یک مورد خاص از کلاس اسیدها در نظر گرفته می شوند. پایه لوئیس یک مولکول یا یونی است که می تواند یک جفت دهنده الکترون باشد: همه آنیون ها، آمونیاک و آمین ها، آب، الکل ها، هالوژن ها. نمونه هایی از واکنش های شیمیایی بین اسیدها و بازهای لوئیس:

• AlCl 3 + Cl - → AlCl 4 -
• BF 3 + F - → BF 4 -
• PCl 5 + Cl - → PCl 6 - .

نظریه عمومی اوسانوویچ

کلی ترین نظریه اسیدها و بازها توسط M. Usanovich در سال 1939 فرموله شد. این تئوری مبتنی بر این ایده است که هر برهمکنش اسید و باز یک واکنش تشکیل نمک است. بر اساس این نظریه، اسید ذره‌ای است که می‌تواند کاتیون‌ها از جمله پروتون را حذف کند یا آنیون‌ها از جمله الکترون را اضافه کند. باز ذره ای است که می تواند یک پروتون و کاتیون های دیگر را بپذیرد یا یک الکترون و دیگر آنیون ها را اهدا کند.(فرمول 1964). برخلاف لوئیس اوسانوویچ، مفاهیم "اسید" و "باز" ​​بر اساس علامت بار ذره است و نه ساختار لایه الکترونی.

نظریه یوسانوویچ در واقع یکی از اصول اساسی شیمی کلاسیک - مفهوم طبقات اسیدها و بازها - را لغو می کند: اسیدها و بازها دسته ای از ترکیبات نیستند. اسیدیته و بازی تابع یک ماده هستند. اسید یا باز بودن یک ماده به شریک زندگی بستگی دارد.» .

معایب نظریه یوسانوویچ شامل ماهیت بیش از حد کلی آن و تعریف ناکافی واضح از عبارت مفاهیم "اسید" و "باز" ​​است. معایب همچنین شامل این واقعیت است که تبدیلات اسید-باز غیریونیک را توصیف نمی کند. در نهایت، امکان پیش بینی های کمی را نمی دهد.

به گفته لوئیس، خواص اسیدی و بازی ترکیبات آلی با توانایی پذیرش یا اهدای یک جفت الکترون و به دنبال آن تشکیل یک پیوند اندازه گیری می شود. اتمی که یک جفت الکترون را می پذیرد، یک گیرنده الکترون است و ترکیبی که دارای چنین اتمی باشد باید به عنوان اسید طبقه بندی شود. اتمی که یک جفت الکترون فراهم می کند، دهنده الکترون است و ترکیبی که دارای چنین اتمی است، یک پایه است.

به عنوان مثال: اسیدهای لوئیس شامل BF 3 ، ZnCl 2 ، AlCl 3 ، FeCl 3 ، FeBr 3 ، TiCl 4 ، SnCl ، SbCl 5 ، کاتیون های فلزی ، انیدرید سولفوریک - SO 3 ، کربوکاتیون هستند. بازهای لوئیس شامل آمین‌های RNH2، R2NH، R3N، الکل‌های ROH، اترهای ROR، تیول‌های RSH، تیو اترهای RSR، آنیون‌ها، ترکیبات حاوی پیوند π (از جمله ترکیبات معطر و هتروسیکلیک) هستند.

5.3. مفهوم اسیدها و بازهای سخت و نرم (اصل HICA، اصل پیرسون)

رویکرد کلی برای تقسیم اسیدها و بازها به سخت و نرم را می توان به صورت زیر مشخص کرد.

اسیدهای سخت- اسیدهای لوئیس که در آنها اتم های گیرنده اندازه کوچکی دارند، دارای بار مثبت زیاد، الکترونگاتیوی بالا و قطبش پذیری کم هستند. اوربیتال مولکولی اسیدهای سخت که الکترون های دهنده به آن منتقل می شوند، سطح انرژی پایینی دارند.

اسیدهای نرم -اسیدهای لوئیس حاوی اتم های پذیرنده با اندازه بزرگ با بار مثبت کوچک، با الکترونگاتیوی کم و قطبش پذیری بالا. اوربیتال مولکولی اسیدهای نرم که الکترون های دهنده را می پذیرد، سطح انرژی بالایی دارد.

پایه های سفت و سخت- ذرات دهنده ای که اتم های دهنده دارای الکترونگاتیوی بالا و قطبش پذیری پایین هستند. الکترون های ظرفیت محکم نگه داشته می شوند، محصول به سختی اکسید می شود. اوربیتالی که جفت الکترون آن به گیرنده منتقل می شود سطح انرژی پایینی دارد. اتم های دهنده در بازهای سخت می توانند اکسیژن، نیتروژن، فلوئور، کلر باشند.

زمین های نرم- ذرات دهنده، که در آنها اتم های دهنده الکترونگاتیوی کم و قطبش پذیری بالایی دارند، به راحتی اکسید می شوند. الکترون های ظرفیت ضعیف نگه داشته می شوند. اوربیتالی که جفت الکترون آن به گیرنده منتقل می شود، سطح انرژی بالایی دارد. اتم های دهنده در بازهای نرم اتم های کربن، گوگرد و ید هستند. جدول 4

با توجه به اصل اسیدها و بازهای سخت و نرم پیرسون (HMCA)، اسیدهای لوئیس به سخت و نرم تقسیم می شوند. اسیدهای سخت -اتم های پذیرنده با اندازه کوچک، بار مثبت بزرگ، الکترونگاتیوی بالا و قطبش پذیری کم.

اسیدهای نرم -اتم های پذیرنده با اندازه بزرگ با بار مثبت کوچک، با الکترونگاتیوی کوچک و قطبش پذیری بالا.

ماهیت LCMO این است که اسیدهای سخت با بازهای سخت و اسیدهای نرم با بازهای نرم واکنش می دهند. به عنوان مثال: هنگامی که اتوکسید سدیم با ایزوپروپیل یدید برهمکنش می کند، اتوکسید - یون C 2 H 5 O - به عنوان یک باز سخت با یک اسید سخت که یک پروتون در موقعیت - است واکنش می دهد. واکنش حذف غالب خواهد بود.

اسید لوئیس - یک مولکول یا یونی که دارای اوربیتال های الکترونی خالی است که در نتیجه آنها قادر به پذیرش جفت الکترون هستند. به عنوان مثال، یون های هیدروژن پروتون ها، یون های فلزی (Ag +، Fe 3+)، اکسیدهای برخی غیر فلزات (SO 3، SiO 2)، تعدادی نمک (AlCl 3)، موادی مانند BF 3، Al 2 O هستند. 3. اسیدهای لوئیس که حاوی یون هیدروژن نیستند، آپروتیک نامیده می شوند. اسیدهای پروتیک به عنوان یک مورد خاص از کلاس اسیدها در نظر گرفته می شوند.

پایه لوئیس یک مولکول یا یونی است که می تواند یک جفت دهنده الکترون باشد: همه آنیون ها، آمونیاک و آمین ها، آب، الکل ها، هالوژن ها.

نمونه هایی از واکنش های شیمیایی بین اسیدها و بازهای لوئیس:

AlCl 3 + Cl - → AlCl 4 -

BF 3 + F - → BF 4 -

PCl 5 + Cl - → PCl 6 - .

پتانسیل یونی نسبت بار الکترونیکی یک یون به آن استشعاع موثر

با نسبت Z/r بیان می شود، که در آن Z بار است، r - شعاع یونی. برای توصیف برهمکنش یک یون در یک شبکه کریستالی یا در محلول استفاده می شود

پایه های صلب شامل ذرات دهنده با الکترونگاتیوی بالا، قطبش پذیری کم و اکسید شدن دشوار است. این ترکیب الکترون های خود را محکم نگه می دارد، اوربیتال مولکولی آن که جفت الکترون آن به گیرنده منتقل می شود سطح انرژی پایینی دارد.بازهای نرم. اینها شامل ذرات اهداکننده با الکترونگاتیوی کم، قطبش پذیری بالا و نسبتاً آسان اکسیده می شوند. آنها به طور ضعیف الکترون های ظرفیت خود، اوربیتال های مولکولی خود را حفظ می کنند، سطح انرژی بالایی دارند (الکترون ها از هسته یک اتم حذف می شوند).
اسیدهای سخت شامل اسیدهای لوئیس است که در آنها اتم های گیرنده اندازه کوچکی دارند، دارای بار مثبت زیاد، الکترونگاتیوی بالا و قطبش پذیری پایین هستند. اوربیتال مولکولی سطح انرژی پایینی دارد. اسیدهای نرم شامل اسیدهای لوئیس حاوی اتم های پذیرنده با اندازه بزرگ با بار مثبت کوچک، با الکترونگاتیوی کم و قطبش پذیری بالا است. اوربیتال مولکولی سطح انرژی بالایی دارد. ماهیت اصل HICA این است که اسیدهای سخت ترجیحاً با بازهای سخت و اسیدهای نرم با بازهای نرم واکنش می دهند. سرعت واکنش بالا، تشکیل ترکیبات پایدارتر

بلیط شماره 2 1. هالوژن ها. درجات اکسیداسیون عدم تناسب هالوژن ها مقایسه قدرت اکسید کننده هالیدهای هیدروژن و اسیدهای هیدروهالیک. ویژگی های HF هالیدهای فلزات و غیرفلزات، برهمکنش آنها با آب. اکسیدهای هالوژن

در حالت پایه، اتم های هالوژن دارای پیکربندی الکترونیکی nsnp5 هستند. فلوئور به شعاع کوچکتر، مقادیر زیادی انرژی یونیزاسیون و الکترونگاتیوی. میل ترکیبی الکترونی فلوئور کمتر از کلر است. حالت های اکسیداسیون فلوئور -1، 0.

ترکیبات هالوژن در حالت های اکسیداسیون مثبت، خاصیت اکسید کنندگی را نشان می دهند.

هالوژن ها فعال ترین غیر فلزات هستند. فلوئور تقریباً با تمام مواد ساده، به استثنای گازهای خنثی سبک، تعامل دارد. از فلوئور به ید، توانایی اکسیداسیون کاهش می یابد، در حالی که توانایی کاهش افزایش می یابد. کلر با اکسیدهای برخی از فلزات واکنش می دهد: منیزیم، آلومینیوم، آهن.

2MgO + 2С12 = 2MgCl2 + 02

برم یک عامل اکسید کننده قوی است. در محیط آبی، گوگرد را به اسید سولفوریک اکسید می کند:

ZBr2 + S + 4H20 = bHBr + H2SO4

منگنات پتاسیم - به پرمنگنات:

2K2Mp04 + Vg2 = 2KMp04 + 2KVg

خواص اکسید کننده ید نسبت به سایر هالوژن ها کمتر مشخص است. ید قادر نیست نه تنها اکسیژن، بلکه گوگرد را نیز اکسید کند. یدیدها خاصیت کاهنده دارند. تحت تأثیر کلر، برم، پراکسید هیدروژن و اسید نیتریک، در یک محیط آبی به اسید یدیک HNiu3 اکسید می شود:

3I2 (جامد) + 10HNO3 (100%) = 6NIO3 + 10NO2 + 2N20

در شرایط استاندارد، هالیدهای هیدروژن گازهای بی رنگ با بوی تند هستند. برای HF، نقطه ذوب و جوش.نقاط ذوب و جوش غیرعادی بالا هیدروژن فلوراید با افزایش برهمکنش بین مولکولی به دلیل تشکیل پیوندهای هیدروژنی بین مولکول های HF توضیح داده می شود. هیدروژن فلوراید جامد شامل

زنجیر پلیمری زیگزاگ برای HCl، HBr، HI، تشکیل پیوندهای هیدروژنی به دلیل الکترونگاتیوی پایین اتم هالوژن معمولی نیست. محلول های آبی HC1، HBr و HI مانند اسیدهای قوی عمل می کنند. اسیدهای هیدروفلوئوریک HF و هیدروکلریک HC1 با اسید سولفوریک غلیظ تعامل ندارند، اما HBr و HI توسط آن اکسید می شوند:

2НВг + H2S04(koh4.) = Br2t + S02 + 2H20

8HI + H2S04(koh4.) = 4I2 + H2S + 4H20

هالیدهای فلز قلیایی و قلیایی خاکی مواد یونی هستند. آنها در آب محلول هستند و نقطه ذوب و جوش بالایی دارند.

اسیدهای هیپوهالوژنتیک HCO فقط در محلول های آبی رقیق شناخته می شوند.

اسیدهای هیپوهالوژنیک ضعیف هستند. خواص اسیدی در سری HSiu-HBrO-Niu ضعیف می شود، در حالی که موارد بازی افزایش می یابد. اسید ید در حال حاضر یک ترکیب آمفوتریک است.

محلول های هیپوهالیت ها واکنش شدید قلیایی دارند و عبور CO2 از آنها منجر به تشکیل اسید می شود:

NaCIO + H20 + C02 = NaHC03 + NSO

اسیدهای هیپوهالوژنیک و نمک های آنها عوامل اکسید کننده قوی هستند:

از اکسو اسیدهای HXO2، اسید هیدروکلریک HClO2 شناخته شده است.

HClO2 یک اسید با قدرت متوسط ​​است.

اسیدهای اکسو HXO3 پایدارتر از اسیدهای هیپوهالوژنیک هستند. HClO3 کلریک و اسیدهای HBIO3 برومیک در محلول هایی با غلظت کمتر از 50٪ به دست آمد در حالی که HClO3 یدی به عنوان یک ماده جداگانه جدا شد. محلول های HclO3 و HBrO3 با اثر H2SO4 رقیق روی محلول های نمک های مربوطه به دست می آیند، به عنوان مثال:

Ba(СlO3)2 + H2SO4 = 2НСО3 + BaSO4

اسید ید از اکسیداسیون ید با اسید نیتریک بخار تولید می شود.

محلول اسید، پراکسید هیدروژن:

I2 + 5H202 = 2HI3 + 4H20.

HXO3 اسیدهای قوی هستند. در سری HClO3-HBrO3-HI3 کاهش جزئی در استحکام اسیدها وجود دارد.

اسید پرکلریک HC104. به شکل هیدرات های HC104*H20 منتشر می شود. اسید برومیک HBrO4 فقط در محلول ها شناخته شده است.

HF مایع از زنجیره های پلیمری HF تشکیل شده است.

پیوند هالوژن-اکسیژن شکننده است، که ناشی از دافعه متقابل قوی اتم ها با مقدار زیاد است.

الکترونگاتیوی. اکسیدهای هالوژن ناپایدار هستند. اکسیژن دی فلوراید OF2 را می توان بدست آورد

2F2 + 2NaOH =OF2 + 2NaF + H20

دی فلوراید اکسیژن یک عامل اکسید کننده - فلوئور کننده قوی است.

هنگامی که یک تخلیه الکتریکی از مخلوط خنک شده فلوئور و اکسیژن عبور داده می شود، فلوراید دیگری به نام 02F2 به دست می آید.

اکسید کلر (I) C120 بدست می آید

3HgO + 2C1 2 = Hg30 2 Cl 2 + Cl 2 O

اتصال به شدت ناپایدار است.

2. تیتانیوم، زیرکونیوم، هافنیوم. مقایسه خواص ردوکس برهمکنش فلزات با محلول های اسیدها و قلیاها. تفاوت ترکیبات Ti از Zr و Hf. واکنش های ترکیبات Ti 2+ و Ti 3+. ترکیبات E 4+: اکسیدها، شکل های a- و b اسیدها. هالیدها، هیدرولیز آنها نمک های اکسوکاسیون کمپلکس های هالید

یونیزاسیون در انتقال از تیتانیوم به زیرکونیوم به طور قابل توجهی کاهش می یابد.

تنها عنصر اول گروه، تیتانیوم، فعالیت شیمیایی بالایی از خود نشان می دهد. هافنیوم دارای انقباض لانتانید است. حالت اکسیداسیون +4 مشخصه است، اکثر ترکیبات کووالانسی هستند. در سری Ti - Zr-Hf، پایداری ترکیبات با بالاترین حالت اکسیداسیون افزایش می یابد. بنابراین، اکسیدهای TiO، Ti203، Ti02 و فلوریدهای TiF2، TiF3، TiF4 برای تیتانیوم پایدار هستند و تنها دی اکسیدهای Zr02، Hf02 و تترافلوریدهای ZrF4، HfF4 برای زیرکونیوم و هافنیوم پایدار هستند. تیتانیوم نسبت به آنالوگ های سنگین خود بیشتر مستعد حالت های اکسیداسیون پایین +2، +3 است.ترکیبات زیرکونیوم (III) و هافنیوم (III) در محلول های آبی وجود ندارند. حالت های اکسیداسیون، خواص پایه و کاهشی افزایش می یابد

برای تیتانیوم، عدد هماهنگی معمولاً 6 و به ندرت 4 است. زیرکونیوم و هافنیوم 7 و 8.

واکنش با هالوژن ها با حرارت کم شروع می شود و همیشه تتراهالیدهای MX4 را تشکیل می دهد.

برخلاف زیرکونیوم و هافنیوم، تیتانیوم هنگام گرم شدن با اسیدهای کلریدریک و سولفوریک رقیق واکنش می دهد.

2Ti + 6HC1 = 2TiCl3 + 3H2T

تیتانیوم نیز در اسید هیدروفلوئوریک غلیظ حل می شود و محلول های سبز تشکیل می دهد.

2Ti + 6HF = 2- + Ti2 + + ZN2T

Ti + 6HF + 02 = H2 + 2H20

بسیار آهسته، تیتانیوم در اسید نیتریک رقیق و غلیظ حل می شود، و همچنین در aqua regia - از واکنش با تشکیل یک لایه جلوگیری می شود.

Ti + 4H2S207 - Ti(S04)2 + 2S02T + 4H2S04

هنگام گرم شدن، پودر تیتانیوم به آرامی در محلول های غلیظ حل می شود و قلیایی ذوب می شود:

Ti + 2NaOH + H20 = Na2Ti03 + 2H2

زیرکونیوم و به خصوص هافنیوم در برابر اکسیداسیون اسیدی مقاومت بیشتری دارند. با هیچ یک از اسیدهای رقیق به جز هیدروفلوریک واکنش ندهند. زیرکونیوم و هافنیوم تنها با مخلوطی از اسیدهای نیتریک و هیدروفلوریک به شدت واکنش می دهند:

3M + 4HN03+ 21HX = 3H3[MX7] + 4NO + 8H20

برهمکنش زیرکونیوم و هافنیوم با اسید هیدروفلوئوریک و اسید سولفوریک غلیظ کندتر پیش می رود:

M + 7HF = H3 + 2H2T

M + 5H2S04 = H2 + 2S02t + 4H20

HN03 غلیظ مقاومت در برابر خوردگی فلزات را بهبود می بخشد. زیرکونیوم و هافنیوم با مواد قلیایی واکنش نمی دهند.