ლუისის მჟავებისა და ფუძეების მაგალითები. ლუისის მჟავა და ბაზის თეორია

ჯ.ლუისმა შემოგვთავაზა მჟავებისა და ფუძეების უფრო ზოგადი თეორია.

ლუისის ფონდებიეს არის ელექტრონული წყვილის დონორები (ალკოჰოლი, ალკოჰოლური ანიონები, ეთერები, ამინები და ა.შ.)

ლუისის მჟავები -ისინი ელექტრონული წყვილის მიმღები არიან , იმათ. ნაერთები, რომლებსაც აქვთ ვაკანტური ორბიტალი (წყალბადის იონი და ლითონის კათიონები: H +, Ag +, Na +, Fe 2+; მეორე და მესამე პერიოდის ელემენტების ჰალოიდები BF 3, AlCl 3, FeCl 3, ZnCl 2; ჰალოგენები; კალა და გოგირდის ნაერთები: SnCl 4, SO 3).

ამრიგად, ბრონსტედი და ლუისის ფუძეები იგივე ნაწილაკებია. თუმცა, ბრონსტედის საფუძვლიანობა არის მხოლოდ პროტონის მიმაგრების შესაძლებლობა, ხოლო ლუისის საფუძვლიანობა უფრო ფართო კონცეფციაა და ნიშნავს ნებისმიერ ნაწილაკთან ურთიერთქმედების უნარს, რომელსაც აქვს დაბალი თავისუფალი ორბიტა.

ლუისის მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედება არის დონორ-მიმღები ურთიერთქმედება და ნებისმიერი ჰეტეროლიზური რეაქცია შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც ლუისის მჟავისა და ლუისის ფუძის ურთიერთქმედება:

არ არსებობს ლუისის მჟავებისა და ფუძეების სიძლიერის შედარების ერთი მასშტაბი, რადგან მათი შედარებითი სიძლიერე დამოკიდებული იქნება იმაზე, თუ რომელი ნივთიერება იქნება მიღებული სტანდარტად (ბრონსტედის მჟავებისა და ფუძეებისთვის ეს სტანდარტი წყალია). ლუისის მიხედვით მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედების სიმარტივის შესაფასებლად რ. პირსონმა შემოგვთავაზა „მყარი“ და „რბილი“ მჟავებისა და ფუძეების ხარისხობრივი თეორია.

ხისტი ბაზებიაქვს მაღალი ელექტრონეგატიურობა და დაბალი პოლარიზება. ისინი ძნელად იჟანგება. მათი ყველაზე მაღალი მოლეკულური ორბიტალები (HOMO) დაბალი ენერგიისაა.

რბილი ნიადაგიაქვს დაბალი ელექტრონეგატიურობა და მაღალი პოლარიზება. ისინი ადვილად იჟანგება. მათი ყველაზე მაღალი მოლეკულური ორბიტალები (HOMO) მაღალი ენერგიაა.

მყარი მჟავებიაქვს მაღალი ელექტრონეგატიურობა და დაბალი პოლარიზება. მათი აღდგენა რთულია. მათ ყველაზე დაბალ თავისუფალ მოლეკულურ ორბიტალებს (LUMO) აქვთ დაბალი ენერგია.

რბილი მჟავებიაქვს დაბალი ელექტრონეგატიურობა და მაღალი პოლარიზება. მათი აღდგენა ადვილია. მათი ყველაზე დაბალი თავისუფალი მოლეკულური ორბიტალები (LUMOs) მაღალი ენერგიაა.

ყველაზე მძიმე მჟავა არის H +, ყველაზე რბილი არის CH 3 Hg +. უმძიმესი ფუძეებია F - და OH - , ყველაზე რბილი - I - და H - .

ცხრილი 5. მყარი და რბილი მჟავები და ფუძეები.

	შუალედური
H + , Na + , K + , Mg 2+ , Ca 2+ , Al 3+ , Fe 3+ , BF 3 , AlCl 3 , RC + = O	Cu 2+, Fe 2+, Zn 2+, R3C+	Ag +, Hg 2+, I 2
ფონდები
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

პირსონის მყარი და რბილი მჟავებისა და ფუძეების პრინციპი (HICA პრინციპი):

მყარი მჟავები უპირატესად ურთიერთქმედებენ მყარ ფუძეებთან, ხოლო რბილი მჟავები უპირატესად რბილ ფუძეებთან.

ეს გამოიხატება მაღალი რეაქციის სიჩქარით და უფრო სტაბილური ნაერთების წარმოქმნით, რადგან ენერგიით ახლოს ორბიტალებს შორის ურთიერთქმედება უფრო ეფექტურია, ვიდრე ორბიტალებს შორის ურთიერთქმედება, რომლებიც მნიშვნელოვნად განსხვავდებიან ენერგიით.

IMCA-ს პრინციპი გამოიყენება კონკურენტი პროცესების უპირატესი მიმართულების დასადგენად (ელიმინაციის და ნუკლეოფილური ჩანაცვლების რეაქციები, ამბიდენტური ნუკლეოფილების შემცველი რეაქციები); დეტოქსიკაციისა და მედიკამენტების მიზანმიმართული შესაქმნელად.

მჟავებისა და ფუძეების თეორიები

მჟავებისა და ფუძეების თეორიები- ფუნდამენტური ფიზიკურ-ქიმიური ცნებების ერთობლიობა, რომელიც აღწერს მჟავებისა და ფუძეების ბუნებასა და თვისებებს. ყველა მათგანს შემოაქვს მჟავებისა და ფუძეების განმარტებები - ნივთიერებების ორი კლასი, რომლებიც რეაგირებენ ერთმანეთთან. თეორიის ამოცანაა მჟავასა და ფუძეს შორის რეაქციის პროდუქტების წინასწარმეტყველება და მისი წარმოშობის შესაძლებლობა, რისთვისაც გამოიყენება მჟავისა და ფუძის სიძლიერის რაოდენობრივი მახასიათებლები. თეორიებს შორის განსხვავებები მდგომარეობს მჟავების და ფუძეების განმარტებებში, მათი სიძლიერის მახასიათებლებში და, შედეგად, მათ შორის რეაქციის პროდუქტების პროგნოზირების წესებში. ყველა მათგანს აქვს საკუთარი გამოყენების სფერო, რომელიც ნაწილობრივ იკვეთება.

მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედება ბუნებით ძალზე გავრცელებულია და ფართოდ გამოიყენება სამეცნიერო და სამრეწველო პრაქტიკაში. მჟავებისა და ფუძეების შესახებ თეორიული იდეები მნიშვნელოვანია ქიმიის ყველა კონცეპტუალური სისტემის ფორმირებაში და მრავალმხრივ გავლენას ახდენს მრავალი თეორიული კონცეფციის განვითარებაზე ყველა ძირითად ქიმიურ დისციპლინაში.

მჟავებისა და ფუძეების თანამედროვე თეორიაზე დაყრდნობით, ქიმიური მეცნიერებების ისეთ სექციებზე, როგორიცაა ელექტროლიტების წყალხსნარის ქიმია, pH-მეტრია არაწყლიან გარემოში, ჰომო- და ჰეტეროგენული მჟავა-ტუტოვანი კატალიზი, მჟავიანობის ფუნქციების თეორია. და მრავალი სხვა შემუშავებულია.

მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედების შესახებ იდეების ევოლუცია

მჟავებისა და ფუძეების ბუნების შესახებ სამეცნიერო იდეები ჩამოყალიბდა მე-18 საუკუნის ბოლოს. ა.ლავუაზიეს ნაშრომებში მჟავე თვისებები უკავშირდებოდა ნივთიერების შემადგენლობაში ჟანგბადის ატომების არსებობას. მაშინ ცნობილი მინერალური და ორგანული მჟავები მართლაც შეიცავდა ჟანგბადს. ეს ჰიპოთეზა სწრაფად აღმოჩნდა დაუსაბუთებელი, როდესაც G. Davy-სა და J. Gay-Lussac-ის მუშაობის წყალობით, ცნობილი გახდა ჟანგბადის თავისუფალი მჟავების (მაგალითად, წყალბადის ჰალოგენები, ჰიდროციანმჟავები), ხოლო ჟანგბადის შემცველი მრავალი ნაერთი არა. ავლენენ მჟავე თვისებებს.

XIX საუკუნის დასაწყისიდან წყალბადის გამოყოფით ლითონებთან ურთიერთქმედების უნარის მქონე ნივთიერებები დაიწყეს მჟავებად მიჩნევა (Yu. Liebig, 1839). დაახლოებით ამავე დროს, ჯ. ბერცელიუსმა წამოაყენა იდეა, რომელიც ხსნის ნივთიერებების მჟავა-ტუტოვან თვისებებს მათი ელექტრული „დუალისტური“ ბუნებით. ასე რომ, მან არალითონებისა და ზოგიერთი ლითონის ელექტროუარყოფითი ოქსიდები (მაგალითად, ქრომი, მანგანუმი და სხვ.) მიაწერა მჟავებს, ხოლო ელექტროდადებითი ლითონის ოქსიდები ბაზებად მიიჩნია. ამრიგად, მჟავიანობა ან ფუძეულობა ბერცელიუსის მიერ განიხილება, როგორც ნაერთის ფუნქციური და არა აბსოლუტური თვისება. ბერცელიუსმა პირველად სცადა მჟავებისა და ფუძეების სიძლიერის რაოდენობრივი დადგენა და წინასწარმეტყველება.

S. Arrhenius-ის (1887) მიერ ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიის მოსვლასთან ერთად შესაძლებელი გახდა მჟავა-ტუტოვანი თვისებების აღწერა ელექტროლიტების იონიზაციის პროდუქტებზე დაყრდნობით. W. Ostwald-ის მუშაობის წყალობით, თეორია შეიქმნა სუსტი ელექტროლიტების შესახებ.

XX საუკუნის დასაწყისში. ამერიკელმა ქიმიკოსებმა G. Cady-მ, E. Franklin-მა და C. Kraus-მა შექმნეს სოლვოსისტემების თეორია, რომელიც ავრცელებს არენიუს-ოსვალდის თეორიის დებულებებს ყველა გამხსნელზე, რომელსაც შეუძლია თვითდისოციაცია.

მჟავებისა და ფუძეების თანამედროვე თეორიები ეფუძნება ჯ.ბრონსტედისა და გ.ლუისის იდეებს. საკმაოდ წარმატებულია განზოგადებული თეორიების შექმნის მცდელობები (მ. უსანოვიჩი, 1939), მაგრამ ფართო გამოყენებას ვერ პოულობენ.

ლიბიგის წყალბადის თეორია

განმარტებები.მჟავა არის ნივთიერება, რომელსაც შეუძლია ურთიერთქმედება მეტალთან წყალბადის გამოყოფის მიზნით. ამ თეორიაში „საფუძვლის“ ცნება აკლია.
რეაქციის პროდუქტები.როდესაც მჟავა რეაგირებს ლითონთან, წარმოიქმნება მარილი და წყალბადი.
მაგალითები.მჟავა - HCl.
რეაქცია 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
რეაქციის მიმდინარეობის კრიტერიუმები.ლითონები, რომლებიც წყალბადის მარცხნივ არიან აქტივობის სერიაში, რეაგირებენ ძლიერ მჟავებთან. რაც უფრო სუსტია მჟავა, მით უფრო აქტიური მეტალია საჭირო მათ შორის რეაქციისთვის. რაოდენობრივი მახასიათებლები.ვინაიდან თეორია იშვიათად გამოიყენება, მჟავის სიძლიერის რაოდენობრივი მახასიათებლები (და, შესაბამისად, რეაქციის მიმართულების პროგნოზირება) არ არის შემუშავებული ამ თეორიის ფარგლებში.
გამოყენების ფარგლები.წყალბადის შემცველი ნივთიერებების ლითონებთან ურთიერთქმედების პროგნოზირება ნებისმიერ გამხსნელში.
სპეციფიკური მახასიათებლები.ამ თეორიის თანახმად, ეთილის სპირტი და ამიაკი სუსტი მჟავებია, რადგან მათ შეუძლიათ რეაგირება ტუტე ლითონებთან:

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

არენიუს-ოსტვალდის ელექტროლიტური დისოციაციის თეორია

მთავარი სტატია: ელექტროლიტური დისოციაციის თეორია

HA მჟავისთვის კ = ·/
ბაზის MOH-სთვის კ = ·/

მჟავასა და ფუძეს შორის რეაქცია რომ მოხდეს, მათი დისოციაციის მუდმივების პროდუქტი უნდა იყოს 10-14-ზე მეტი (წყლის იონური პროდუქტი).
გამოყენების ფარგლები.იგი საკმაოდ დამაკმაყოფილებლად აღწერს საკმარისად ძლიერი მჟავებისა და ფუძეების რეაქციას ერთმანეთთან და მათი წყალხსნარების თვისებებს. დისოციაციის ხარისხისა და მუდმივობის შესახებ იდეების საფუძველზე დაფიქსირდა ელექტროლიტების დაყოფა ძლიერ და სუსტად, დაინერგა წყალბადის ინდექსის კონცეფცია, რომლის გაფართოება ტუტე გარემოზე, თუმცა, დამატებით ვარაუდებს მოითხოვს (დანერგვა წყლის იონური პროდუქტი).
თეორია შეიძლება გამოვიყენოთ მარილების ჰიდროლიზისა და მჟავებისა და ფუძეების მარილებთან რეაქციის აღსაწერად, მაგრამ ამას ძალიან რთული აპარატურა სჭირდება - პროტონის თეორია (იხ. ქვემოთ) გაცილებით მოსახერხებელია.
არენიუს-ოსტვალდის თეორიის გამოყენებადობა შემოიფარგლება წყალხსნარებით. გარდა ამისა, ეს არ იძლევა ახსნას ამიაკის, ფოსფინის და სხვა ნაერთების ძირითადი თვისებების არსებობის ახსნას, რომლებიც არ შეიცავს ჰიდროქსო ჯგუფებს.

პროტონ ბრონსტედ-ლაურის თეორია

მთავარი სტატია: მჟავებისა და ფუძეების პროტოლიზური თეორია

მოდელის შედარება
მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედება
ლუისისა და ბრონსტედის მიხედვით

მჟავებისა და ფუძეების პროტოლიზური (პროტონული) თეორია 1923 წელს დამოუკიდებლად შემოგვთავაზეს დანიელმა მეცნიერმა ჯ.ბრონსტედმა და ინგლისელმა მეცნიერმა ტ.ლაურმა. მასში მჟავების და ფუძეების ცნება გაერთიანდა ერთ მთლიანობაში, რაც გამოიხატება მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედებით: A B + H + (A - მჟავა, B - ფუძე). ამ თეორიის თანახმად, მჟავები არის მოლეკულები ან იონები, რომლებიც შეიძლება იყვნენ პროტონის დონორები ამ რეაქციაში, ხოლო ფუძეები არის მოლეკულები ან იონები, რომლებიც ამატებენ პროტონებს (მიმღებებს). მჟავები და ფუძეები ერთობლივად ცნობილია როგორც პროტოლიტები.

მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედების არსი არის პროტონის გადატანა მჟავიდან ფუძეში. ამ შემთხვევაში, მჟავა, რომელმაც გადაიტანა პროტონი ფუძეზე, თავად ხდება ფუძე, რადგან მას შეუძლია კვლავ მიამაგროს პროტონი, ხოლო ბაზა, რომელიც ქმნის პროტონულ ნაწილაკს, ხდება მჟავა. ამრიგად, ნებისმიერი მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედებისას მონაწილეობს ორი წყვილი მჟავა და ფუძე, რომელსაც ბრონსტედი ეწოდება. კონიუგირებული: A1 + B2 A2 + B1.

ერთი და იგივე ნივთიერება, ურთიერთქმედების პირობებიდან გამომდინარე, შეიძლება იყოს როგორც მჟავა, ასევე ფუძე (ამფოტერული). მაგალითად, ძლიერ მჟავებთან ურთიერთქმედებისას წყალი არის ფუძე: H 2 O + H + H 3 O + და ამიაკთან ურთიერთობისას ხდება მჟავა: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -.

სოლვოსისტემის თეორია

მთავარი სტატია: სოლვოსისტემის თეორია

სოლვოსისტემების თეორია არის არენიუს-ოსტვალდის თეორიის გაფართოება სხვა იონურ (კერძოდ, პროტიკულ) გამხსნელებზე. შემოთავაზებული ამერიკელი ქიმიკოსების G. Cady, E. Franklin და C. Kraus
განმარტებები.იონური გამხსნელი არის გამხსნელი, რომელიც თავისთავად იშლება კატიონად და ანიონად. კატიონს ლიონიუმის იონი ეწოდება, ხოლო ანიონს - ლიატის იონი. პროტიკური გამხსნელი - გამხსნელი, რომელსაც შეუძლია ავტოპროტოლიზი, ანუ H + იონის გადატანა ერთი მოლეკულიდან მეორეზე:

2HL ↔ H 2 L + + L -

ეს არის გამხსნელები, რომლებიც შეიცავს საკმარისად პოლარულ კავშირს, რომელიც მოიცავს წყალბადს და გაუზიარებელ ელექტრონულ წყვილს სხვა არამეტალზე (ყველაზე ხშირად აზოტი, ჟანგბადი ან ფტორი).
შენიშვნა: ამ განმარტებაში პროტონის თეორია არის "დაცული", რადგან ავტოპროტოლიზი არის მჟავა-ტუტოვანი რეაქცია Breasted-Lowry-ის მიხედვით. მან ასევე "გამაგრდა" ლუისის თეორია, რადგან ის ხსნის ლიონიუმის იონების წარმოქმნის მიზეზებს.
H 2 L + იონი ეწოდება ლიონიუმის იონს, ხოლო L - არის ლიატის იონი.
მჟავები არის ნივთიერებები, რომლებიც ქმნიან ლიონიუმის იონს მოცემულ გამხსნელში.
ფუძეები არის ნივთიერებები, რომლებიც ქმნიან ლიატის იონს მოცემულ გამხსნელში.
მარილები არის ნივთიერებები, რომლებიც იშლება მოცემულ გამხსნელში და წარმოქმნიან კატიონს და ანიონს, რომლებიც არ არის ლიონიუმი და ლიატი.
რეაქციის პროდუქტები.მჟავას ფუძესთან რეაქციაში (ნეიტრალიზაციის რეაქცია წარმოიქმნება მარილი და გამხსნელი.
მაგალითები.

რეაქციის რაოდენობრივი მახასიათებლები და კრიტერიუმებიმჟავებისა და ფუძეების სიძლიერე ხასიათდება მათი დისოციაციის მუდმივით.
დისოციაციის მუდმივები დამოკიდებულია გამხსნელზე. პროტიკური გამხსნელები მაღალი აუტოდისოციაციის მუდმივებით („მჟავე გამხსნელები“, როგორიცაა HF) განასხვავებენ მჟავებს (რომლებშიც მჟავები სუსტდება და განსხვავდებიან სიძლიერით), მაგრამ ასწორებენ ფუძეებს (ყველა ფუძე ძლიერდება, გადაიქცევა ლიატ იონად). პროტიკური გამხსნელები დაბალი ავტოდისოციაციის მუდმივებით ("ძირითადი გამხსნელები, მაგ. NH3") განასხვავებენ ფუძეებს, მაგრამ ანეიტრალებენ მჟავებს (რომლებიც ძლიერდებიან ლიონიუმად გარდაქმნისას).
რეაქცია მიმდინარეობს ძლიერი მჟავებიდან სუსტ მჟავებამდე.
გამოყენების ფარგლები.საშუალებას გაძლევთ წინასწარ განსაზღვროთ მჟავა-ტუტოვანი რეაქციები ნებისმიერ გამხსნელში. მჟავა-ტუტოვანი პროცესების მართვა გამხსნელის გამოყენებით. ავრცელებს არაწყლიან ხსნარებზე pH (pH) კონცეფციას, როგორც ლიონიუმის იონების კონცენტრაციას. აღწერს ნივთიერებების ძირითად თვისებებს, რომლებიც არ შეიცავს OH ჯგუფებს.
თუმცა, ბევრი პრობლემისთვის თეორია ძალიან რთულია.
სპეციფიკური მახასიათებლებიამ თეორიის ზოგიერთი მჟავა-ტუტოვანი რეაქცია შეიძლება თავდაყირა იყოს, მაგალითად

KOH (მჟავა) + HCl (ფუძე) = KCl (გამხსნელი) + H 2 O (მარილი)

ლუისის ელექტრონული თეორია

მთავარი სტატია: ლუისის თეორია

ლუისის (1923) თეორიაში ელექტრონული წარმოდგენების საფუძველზე მჟავისა და ფუძის ცნება კიდევ უფრო გაფართოვდა. ლუის მჟავა - მოლეკულა ან იონი, რომელსაც აქვს ცარიელი ელექტრონული ორბიტალები, რის შედეგადაც მათ შეუძლიათ მიიღონ ელექტრონული წყვილები. ეს არის, მაგალითად, წყალბადის იონები - პროტონები, ლითონის იონები (Ag +, Fe 3+), ზოგიერთი არამეტალის ოქსიდები (მაგალითად, SO 3, SiO 2), რიგი მარილები (AlCl 3), ასევე. როგორც ნივთიერებები, როგორიცაა BF 3, Al 2 O 3. ლუისის მჟავებს, რომლებიც არ შეიცავს წყალბადის იონებს, აპროტიკს უწოდებენ. პროტური მჟავები განიხილება, როგორც მჟავების კლასის განსაკუთრებული შემთხვევა. ლუისის ბაზა არის მოლეკულა ან იონი, რომელსაც შეუძლია იყოს ელექტრონული წყვილის დონორი: ყველა ანიონი, ამიაკი და ამინები, წყალი, ალკოჰოლი, ჰალოგენები. ლუისის მჟავებსა და ფუძეებს შორის ქიმიური რეაქციების მაგალითები:

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

უსანოვიჩის ზოგადი თეორია

მჟავებისა და ფუძეების ყველაზე ზოგადი თეორია ჩამოაყალიბა მ.უსანოვიჩმა 1939 წელს. თეორია ეფუძნება იდეას, რომ ნებისმიერი მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედება არის მარილის წარმოქმნის რეაქცია. ამ თეორიის მიხედვით, მჟავა არის ნაწილაკი, რომელსაც შეუძლია ამოიღოს კათიონები, პროტონის ჩათვლით, ან დაამატოთ ანიონები, ელექტრონის ჩათვლით. ფუძე არის ნაწილაკი, რომელსაც შეუძლია მიიღოს პროტონი და სხვა კათიონები, ან გადასცეს ელექტრონი და სხვა ანიონები.(ფორმულირება 1964 წ.). ლუის უსანოვიჩისგან განსხვავებით, "მჟავა" და "ბაზის" ცნებები ემყარება ნაწილაკების მუხტის ნიშანს და არა ელექტრონული გარსის სტრუქტურას.

უსანოვიჩის თეორია რეალურად აუქმებს კლასიკური ქიმიის ერთ-ერთ ფუნდამენტურ პრინციპს - მჟავებისა და ფუძეების კლასების ცნებას: ” მჟავები და ფუძეები არ არის ნაერთების კლასები; მჟავიანობა და ფუძეობა ნივთიერების ფუნქციაა. არის თუ არა ნივთიერება მჟავა თუ ფუძე, დამოკიდებულია პარტნიორზე.» .

უსანოვიჩის თეორიის ნაკლოვანებები მოიცავს მის ძალიან ზოგად ხასიათს და "მჟავას" და "ბაზის" ცნებების ფორმულირების არასაკმარის მკაფიო განმარტებას. მინუსები ასევე მოიცავს იმ ფაქტს, რომ იგი არ აღწერს არაიონურ მჟავა-ფუძის გარდაქმნებს. და ბოლოს, ის არ იძლევა რაოდენობრივი პროგნოზების საშუალებას.

ლუისის აზრით, ორგანული ნაერთების მჟავე და ძირითადი თვისებები იზომება ელექტრონული წყვილის მიღების ან დონაციის უნარით, რასაც მოჰყვება კავშირის წარმოქმნა. ატომი, რომელიც იღებს ელექტრონულ წყვილს, არის ელექტრონის მიმღები და ასეთი ატომის შემცველი ნაერთი უნდა იყოს კლასიფიცირებული, როგორც მჟავა. ატომი, რომელიც უზრუნველყოფს ელექტრონულ წყვილს, არის ელექტრონის დონორი, ხოლო ნაერთი, რომელიც შეიცავს ასეთ ატომს, არის ბაზა.

მაგალითად: ლუისის მჟავებს მიეკუთვნება BF 3 , ZnCl 2 , AlCl 3 , FeCl 3 , FeBr 3 , TiCl 4 , SnCl , SbCl 5 , ლითონის კათიონები, გოგირდის ანჰიდრიდი - SO 3 , კარბოკატიონი. ლუისის ფუძეები მოიცავს ამინებს RNH 2, R 2 NH, R 3 N, ROH სპირტებს, ROR ეთერებს, RSH თიოლებს, RSR თიოეთერებს, ანიონებს, π-ბმას შემცველ ნაერთებს (არომატიული და ჰეტეროციკლური ნაერთების ჩათვლით.

5.3. მყარი და რბილი მჟავებისა და ფუძეების კონცეფცია (HICA-ს პრინციპი, პირსონის პრინციპი)

მჟავების და ფუძეების მძიმე და რბილად დაყოფის ზოგადი მიდგომა შეიძლება დახასიათდეს შემდეგნაირად.

მყარი მჟავები- ლუისის მჟავებს, რომლებშიც მიმღები ატომები მცირე ზომისაა, აქვთ დიდი დადებითი მუხტი, მაღალი ელექტრონეგატიურობა და დაბალი პოლარიზება. მყარი მჟავების მოლეკულურ ორბიტალს, რომელზედაც გადიან დონორი ელექტრონები, აქვს დაბალი ენერგეტიკული დონე.

რბილი მჟავები -ლუისის მჟავები, რომლებიც შეიცავს დიდი ზომის მიმღებ ატომებს მცირე დადებითი მუხტით, დაბალი ელექტრონეგატიურობით და მაღალი პოლარიზებადობით. რბილი მჟავების მოლეკულურ ორბიტალს, რომელიც იღებს დონორ ელექტრონებს, აქვს ენერგიის მაღალი დონე.

ხისტი ბაზები- დონორი ნაწილაკები, რომლებშიც დონორ ატომებს აქვთ მაღალი ელექტრონეგატიურობა და დაბალი პოლარიზება. ვალენტური ელექტრონები მყარად იმართება, პროდუქტი ძნელად იჟანგება. ორბიტალს, რომლის ელექტრონების წყვილი გადაეცემა მიმღებს, აქვს დაბალი ენერგეტიკული დონე. მყარ ფუძეებში დონორი ატომები შეიძლება იყოს ჟანგბადი, აზოტი, ფტორი, ქლორი.

რბილი ნიადაგი- დონორის ნაწილაკები, რომლებშიც დონორ ატომებს აქვთ დაბალი ელექტრონეგატიურობა და მაღალი პოლარიზება, ისინი ადვილად იჟანგება; ვალენტური ელექტრონები სუსტად ინახება. ორბიტალს, რომლის ელექტრონების წყვილი გადაეცემა მიმღებს, აქვს ენერგიის მაღალი დონე. რბილ ფუძეებში დონორი ატომებია ნახშირბადის, გოგირდის და იოდის ატომები. ცხრილი 4

პირსონის მყარი და რბილი მჟავებისა და ფუძეების პრინციპის მიხედვით (HMCA), ლუისის მჟავები იყოფა მძიმე და რბილად. მყარი მჟავები -მიმღები ატომები მცირე ზომით, დიდი დადებითი მუხტით, მაღალი ელექტრონეგატიურობით და დაბალი პოლარიზებადობით.

რბილი მჟავები -დიდი ზომის მიმღები ატომები მცირე დადებითი მუხტით, მცირე ელექტრონეგატიურობით და მაღალი პოლარიზებულობით.

LCMO-ს არსი მდგომარეობს იმაში, რომ მყარი მჟავები რეაგირებენ მყარ ფუძეებთან და რბილი მჟავები რბილ ფუძეებთან. მაგალითად: როდესაც ნატრიუმის ეთოქსიდი ურთიერთქმედებს იზოპროპილ იოდიდთან, ეთოქსიდი - C 2 H 5 O იონი - როგორც მყარი ფუძე რეაგირებს მყარ მჟავასთან, რომელიც არის პროტონი - პოზიციაზე. ელიმინაციის რეაქცია იქნება უპირატესი.

ლუის მჟავა - მოლეკულა ან იონი, რომელსაც აქვს ცარიელი ელექტრონული ორბიტალები, რის შედეგადაც მათ შეუძლიათ მიიღონ ელექტრონული წყვილები. მაგალითად, წყალბადის იონები არის პროტონები, ლითონის იონები (Ag +, Fe 3+), ზოგიერთი არამეტალის ოქსიდები (SO 3, SiO 2), მთელი რიგი მარილები (AlCl 3), ნივთიერებები, როგორიცაა BF 3, Al 2 O. 3. ლუისის მჟავებს, რომლებიც არ შეიცავს წყალბადის იონებს, აპროტიკს უწოდებენ. პროტური მჟავები განიხილება, როგორც მჟავების კლასის განსაკუთრებული შემთხვევა.

ლუისის ბაზა არის მოლეკულა ან იონი, რომელსაც შეუძლია იყოს ელექტრონული წყვილის დონორი: ყველა ანიონი, ამიაკი და ამინები, წყალი, ალკოჰოლი, ჰალოგენები.

ლუისის მჟავებსა და ფუძეებს შორის ქიმიური რეაქციების მაგალითები:

AlCl 3 + Cl - → AlCl 4 -

BF 3 + F - → BF 4 -

PCl 5 + Cl - → PCl 6 - .

იონური პოტენციალი არის იონის ელექტრონული მუხტის თანაფარდობა მის მიმართეფექტური რადიუსი.

გამოხატული თანაფარდობით Z/r, სადაც Z არის მუხტი, რ - იონის რადიუსი. გამოიყენება იონის ურთიერთქმედების დასახასიათებლად ბროლის ბადეში ან ხსნარში

ხისტი ბაზები მოიცავს დონორ ნაწილაკებს მაღალი ელექტრონეგატიურობით, დაბალი პოლარიზებადობით და ძნელად ჟანგვით. ნაერთი მყარად უჭირავს თავის ელექტრონებს, მისი მოლეკულური ორბიტალი, რომლის ელექტრონების წყვილი გადადის მიმღებში, აქვს დაბალი ენერგეტიკული დონე.რბილი ფუძეები. ეს მოიცავს დონორ ნაწილაკებს დაბალი ელექტრონეგატიურობით, მაღალი პოლარიზებად და საკმაოდ ადვილად იჟანგება. ისინი სუსტად იკავებენ თავიანთ ვალენტურ ელექტრონებს, მათ მოლეკულურ ორბიტალებს, აქვთ ენერგიის მაღალი დონე (ელექტრონები ამოღებულია ატომის ბირთვიდან).
მყარი მჟავები. მოიცავს ლუისის მჟავებს, რომლებშიც მიმღები ატომები მცირე ზომისაა, აქვთ დიდი დადებითი მუხტი, მაღალი ელექტრონეგატიურობა და დაბალი პოლარიზება. მოლეკულურ ორბიტალს აქვს დაბალი ენერგეტიკული დონე. რბილი მჟავები. შეიცავს ლუისის მჟავებს, რომლებიც შეიცავს დიდი ზომის მიმღებ ატომებს მცირე დადებითი მუხტით, დაბალი ელექტრონეგატიურობით და მაღალი პოლარიზებადობით. მოლეკულურ ორბიტალს აქვს ენერგიის მაღალი დონე. HICA-ს პრინციპის არსი მდგომარეობს იმაში, რომ მყარი მჟავები უპირატესად რეაგირებენ მყარ ფუძეებთან, ხოლო რბილი მჟავები რბილ ფუძეებთან. მაღალი რეაქციის სიჩქარე, უფრო სტაბილური ნაერთების წარმოქმნა

ბილეთის ნომერი 2 1. ჰალოგენები. ჟანგვის ხარისხი. ჰალოგენების დისპროპორციულობა. ჟანგვის სიმძლავრის შედარება. წყალბადის ჰალოგენები და ჰიდროჰალიუმის მჟავები. HF მახასიათებლები. ლითონებისა და არამეტალების ჰალოიდები, მათი ურთიერთქმედება წყალთან. ჰალოგენის ოქსიდები.

ძირითად მდგომარეობაში ჰალოგენის ატომებს აქვთ ელექტრონული კონფიგურაცია nsnp5. ფტორი უფრო მცირე რადიუსში, იონიზაციის ენერგიის დიდი მნიშვნელობები და ელექტრონეგატიურობა. ფტორის ელექტრონებთან კავშირი ქლორისთან შედარებით ნაკლებია. ფტორის დაჟანგვის მდგომარეობები -1, 0.

ჰალოგენური ნაერთები დადებითი დაჟანგვის მდგომარეობებში ავლენენ ჟანგვის თვისებებს.

ჰალოგენები ყველაზე აქტიური არალითონებია. ფტორი ურთიერთქმედებს თითქმის ყველა მარტივ ნივთიერებასთან, გარდა მსუბუქი ინერტული აირებისა. ფტორიდან იოდამდე მცირდება ჟანგვის უნარი და იზრდება შემცირების უნარი. ქლორი რეაგირებს ზოგიერთი ლითონის ოქსიდებთან: მაგნიუმთან, ალუმინთან, რკინასთან.

2MgO + 2С12 = 2MgCl2 + 02

ბრომი არის ძლიერი ჟანგვის აგენტი. წყლის გარემოში ის აჟანგებს გოგირდს გოგირდმჟავად:

ZBr2 + S + 4H20 = bHBr + H2SO4

კალიუმის მანგანატი - პერმანგანატამდე:

2K2Mp04 + Vg2 = 2KMp04 + 2KVg

იოდის ჟანგვის თვისებები ნაკლებად გამოხატულია, ვიდრე სხვა ჰალოგენები. იოდს არ შეუძლია დაჟანგოს არა მხოლოდ ჟანგბადი, არამედ გოგირდიც. იოდიდებს აქვთ შემცირების თვისებები. ქლორის, ბრომის, წყალბადის ზეჟანგის და აზოტის მჟავას ზემოქმედებით იგი იჟანგება წყალში და იჟანგება იოდის მჟავამდე HNiu3:

3I2(მყარი) + 10HNO3(100%) = 6НIO3 + 10NO2 + 2Н20

სტანდარტულ პირობებში წყალბადის ჰალოიდები არის უფერო აირები მკვეთრი სუნით. HF-სთვის დნობის და დუღილის წერტილები წყალბადის ფტორის არანორმალურად მაღალი დნობის და დუღილის წერტილები აიხსნება მოლეკულათაშორისი ურთიერთქმედების გაძლიერებით HF მოლეკულებს შორის წყალბადის ბმების წარმოქმნით. მყარი წყალბადის ფტორი შედგება

ზიგზაგის პოლიმერული ჯაჭვები. HCl, HBr, HI-სთვის წყალბადის ბმების ფორმირება არ არის ტიპიური ჰალოგენის ატომის დაბალი ელექტრონეგატიურობის გამო. HC1, HBr და HI წყალხსნარები იქცევა ძლიერი მჟავების მსგავსად. ჰიდროქლორინის HF და ჰიდროქლორინის HC1 მჟავები არ ურთიერთქმედებენ კონცენტრირებულ გოგირდმჟავასთან, მაგრამ HBr და HI იჟანგება მისგან:

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

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

ტუტე და დედამიწის ტუტე ლითონის ჰალოიდები იონური ნივთიერებებია. ისინი წყალში ხსნადია და აქვთ მაღალი დნობის და დუღილის წერტილები.

ჰიპოჰალოგენური მჟავები HCO ცნობილია მხოლოდ განზავებულ წყალხსნარებში.

ჰიპოჰალოგენური მჟავები სუსტია. მჟავე თვისებები HSiu-HBrO-Niu სერიაში შესუსტებულია, ხოლო ძირითადი - იზრდება. იოდმჟავა უკვე ამფოტერული ნაერთია.

ჰიპოჰალიტების ხსნარებს აქვთ ძლიერ ტუტე რეაქცია და მათში CO2-ის გავლა იწვევს მჟავას წარმოქმნას:

NaCIO + H20 + C02 = NaHC03 + NSO

ჰიპოჰალოგენური მჟავები და მათი მარილები ძლიერი ჟანგვის აგენტებია:

Oxo მჟავებიდან HXO2 ცნობილია მარილმჟავა HClO2.

HClO2 არის საშუალო სიძლიერის მჟავა.

HXO3 ოქსომჟავები უფრო სტაბილურია, ვიდრე ჰიპოჰალოგენური მჟავები. ქლორის HClO3 და ბრომის HBIO3 მჟავები მიიღეს ხსნარებში 50%-ზე დაბალი კონცენტრაციით, ხოლო იოდის HClO3 იზოლირებული იყო როგორც ცალკეული ნივთიერება. HclO3 და HBrO3 ხსნარები მიიღება განზავებული H2SO4-ის მოქმედებით შესაბამისი მარილების ხსნარებზე, მაგალითად:

Ba(СlO3)2 + H2SO4 = 2НСО3 + BaSO4

იოდის მჟავა წარმოიქმნება იოდის აზოტის მჟავით დაჟანგვით.

მჟავა, წყალბადის ზეჟანგი ხსნარი:

I2 + 5H202 = 2HI3 + 4H20.

HXO3 ძლიერი მჟავებია. HClO3-HBrO3-HI3 სერიაში შეინიშნება მჟავების სიძლიერის უმნიშვნელო დაქვეითება.

პერქლორინის მჟავა HC104. გამოიყოფა HC104*H20 ჰიდრატების სახით. ბრომის მჟავა HBrO4 ცნობილია მხოლოდ ხსნარებში.

თხევადი HF შედგება HF პოლიმერული ჯაჭვებისაგან.

ჰალოგენ-ჟანგბადის ბმა მყიფეა, რაც გამოწვეულია ატომების ძლიერი ორმხრივი მოგერიებით.

ელექტრონეგატიურობა. ჰალოგენის ოქსიდები არასტაბილურია. ჟანგბადის დიფტორიდი OF2 შეიძლება მიიღოთ

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

ჟანგბადის დიფტორიდი არის ძლიერი ჟანგვის-ფტორირებადი აგენტი.

როდესაც ელექტრული გამონადენი გადის ფტორისა და ჟანგბადის გაცივებულ ნარევში, შეიძლება მივიღოთ სხვა ფტორი, 02F2.

ქლორის ოქსიდი (I) C120 მიიღება

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

კავშირი უკიდურესად არასტაბილურია.

2. ტიტანი, ცირკონიუმი, ჰაფნიუმი. რედოქსის თვისებების შედარება. ლითონების ურთიერთქმედება მჟავებისა და ტუტეების ხსნარებთან. Ti ნაერთების განსხვავება Zr და Hf-სგან. Ti 2+ და Ti 3+ ნაერთების რეაქციები. E 4+ ნაერთები: ოქსიდები, მჟავების a- და b-ფორმები. ჰალიდები, მათი ჰიდროლიზი. ოქსიკაციების მარილები. ჰალოგენური კომპლექსები.

იონიზაცია ტიტანიდან ცირკონიუმზე გადასვლისას საგრძნობლად მცირდება.

ჯგუფის მხოლოდ პირველი ელემენტი, ტიტანი, ავლენს მაღალ ქიმიურ აქტივობას. ჰაფნიუმს აქვს ლანთანიდის შეკუმშვა. დამახასიათებელია +4 დაჟანგვის მდგომარეობა, ნაერთების უმეტესობა კოვალენტურია. Ti - Zr-Hf სერიაში იზრდება ყველაზე მაღალი ჟანგვის მდგომარეობის მქონე ნაერთების სტაბილურობა. ამრიგად, TiO, Ti203, Ti02 და ფტორიდები TiF2, TiF3, TiF4 სტაბილურია ტიტანისთვის, ხოლო მხოლოდ დიოქსიდები Zr02, Hf02 და ტეტრაფტორები ZrF4, HfF4 სტაბილურია ცირკონიუმისთვის და ჰაფნიუმისთვის. ტიტანი უფრო მიდრეკილია დაბალი დაჟანგვის მდგომარეობებისადმი +2, +3, ვიდრე მისი მძიმე ანალოგები.ცირკონიუმის(III) და ჰაფნიუმის(III) ნაერთები არ არსებობს წყალხსნარებში. გაძლიერებულია ჟანგვის მდგომარეობები, ძირითადი და აღმდგენი თვისებები

ტიტანისთვის, საკოორდინაციო ნომერი, როგორც წესი, არის 6 და, უფრო იშვიათად, 4; ცირკონიუმი და ჰაფნიუმი 7 და 8.

რეაქცია ჰალოგენებთან იწყება დაბალი გაცხელებით, ყოველთვის წარმოქმნის MX4 ტეტრაჰალიდებს.

ცირკონიუმისა და ჰაფნიუმისგან განსხვავებით, ტიტანი გაცხელებისას რეაგირებს მარილწყალთან და განზავებულ გოგირდის მჟავებთან.

2Ti + 6HC1 = 2TiCl3 + 3H2T

ტიტანი ასევე იხსნება კონცენტრირებულ ჰიდროფთორმჟავაში და ქმნის მწვანე ხსნარებს.

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

Ti + 6HF + 02 = H2 + 2H20

უკიდურესად ნელა ტიტანი იხსნება განზავებულ და კონცენტრირებულ აზოტმჟავაში, ასევე აკვა რეგიაში - რეაქციას აფერხებს ფენის წარმოქმნით.

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

გაცხელებისას ტიტანის ფხვნილი ნელ-ნელა იხსნება კონცენტრირებულ ხსნარებში და დნება ტუტე:

Ti + 2NaOH + H20 = Na2Ti03 + 2H2

ცირკონიუმი და განსაკუთრებით ჰაფნიუმი უფრო მდგრადია მჟავას დაჟანგვის მიმართ. არ მოახდინოთ რეაქცია რომელიმე განზავებულ მჟავასთან, გარდა ჰიდროფლუორულისა. ცირკონიუმი და ჰაფნიუმი ენერგიულად რეაგირებენ მხოლოდ აზოტის და ჰიდროფთორმჟავას ნარევთან:

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

ცირკონიუმის და ჰაფნიუმის ურთიერთქმედება ფტორმჟავასთან და კონცენტრირებულ გოგირდმჟავასთან უფრო ნელა მიმდინარეობს:

M + 7HF = H3 + 2H2T

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

კონცენტრირებული HN03 აუმჯობესებს ლითონების კოროზიის წინააღმდეგობას. ცირკონიუმი და ჰაფნიუმი არ რეაგირებენ ტუტეებთან.