Льюисийн хүчил ба суурь. Льюисийн хүчил ба суурийн онол Льюисийн хүчил ба суурь

Хүчил ба суурийн онолууд

Хүчил ба суурийн онолууд- хүчил, суурийн шинж чанар, шинж чанарыг тодорхойлсон физик, химийн үндсэн ойлголтуудын багц. Тэд бүгд хүчил ба суурийн тодорхойлолтыг танилцуулж байна - бие биетэйгээ урвалд ордог бодисуудын хоёр анги. Онолын зорилго нь хүчил ба суурийн хоорондох урвалын бүтээгдэхүүн, тэдгээрийн үүсэх боломжийг урьдчилан таамаглах явдал юм. тоон шинж чанархүчил ба суурийн хүч. Онолуудын хоорондох ялгаа нь хүчил ба суурийн тодорхойлолт, тэдгээрийн хүч чадлын шинж чанар, үр дүнд нь тэдгээрийн хоорондох урвалын бүтээгдэхүүнийг урьдчилан таамаглах дүрэмд оршдог. Тэд бүгд өөр өөрийн хэрэглээний талбартай бөгөөд тэдгээр нь хэсэгчлэн давхцдаг.

Хүчил-суурь харилцан үйлчлэл нь байгальд маш түгээмэл бөгөөд шинжлэх ухаанд өргөн хэрэглэгддэг үйлдвэрлэлийн практик. Хүчил ба суурийн тухай онолын санаанууд байдаг чухалхимийн бүх үзэл баримтлалын тогтолцоог бүрдүүлэхэд чухал үүрэг гүйцэтгэдэг бөгөөд химийн бүх гол салбаруудад олон онолын үзэл баримтлалыг хөгжүүлэхэд олон талт нөлөө үзүүлдэг.

Хүчил ба суурийн орчин үеийн онолд үндэслэн усан ба усан бус электролитийн уусмалын хими, усан бус орчинд рН хэмжигдэхүүн, гомо ба гетероген хүчил шүлтийн катализ, хүчиллэг байдлын функцүүдийн онол зэрэг химийн шинжлэх ухааны салбарууд гарч ирэв. болон бусад олон зүйлийг боловсруулсан.

Хүчил шүлтийн харилцан үйлчлэлийн талаархи санааны хувьсал

Хүчил ба суурийн мөн чанарын тухай шинжлэх ухааны санаанууд 18-р зууны төгсгөлд бий болж эхэлсэн. А.Лавуазьегийн бүтээлүүдэд хүчиллэг шинж чанарбодис дахь хүчилтөрөгчийн атомууд байгаатай холбоотой. Тухайн үед мэдэгдэж байсан эрдэс ба органик хүчил нь үнэндээ хүчилтөрөгч агуулдаг байв. Г.Дэви, Ж.Гэй-Люссак нарын ажлын ачаар хүчилтөрөгчгүй хэд хэдэн хүчил (жишээлбэл, галоген устөрөгч, цианик хүчил) мэдэгдэж байхад хүчилтөрөгч агуулсан олон нэгдлүүд тодорхой болсон үед энэ таамаглал нь зөрчилдөөнийг хурдан харуулсан. хүчиллэг шинж чанарыг харуулахгүй.

ХАМТ XIX эхэн үезуунд хүчил нь устөрөгч ялгаруулж металлтай харилцан үйлчлэх чадвартай бодис гэж үзэж эхэлсэн (Ю. Либиг, 1839). Ойролцоогоор яг тэр үед Ж.Берзелиус бодисын хүчил шүлтийн шинж чанарыг цахилгаан "хос" шинж чанартайгаар тайлбарласан санааг дэвшүүлсэн. Тиймээс тэрээр металл бус ба зарим металлын (жишээлбэл, хром, манган гэх мэт) электрон сөрөг ислийг хүчилд ангилж, цахилгаан эерэг металлын ислийг суурь гэж үзсэн. Тиймээс Берзелиус хүчиллэг эсвэл суурь чанарыг нэгдлийн үнэмлэхүй шинж чанараас илүү функциональ шинж чанар гэж үздэг. Берзелиус хүчил ба суурийн хүчийг тооцоолох, урьдчилан таамаглах оролдлогыг эхлүүлсэн.

С.Аррениус (1887) электролитийн диссоциацийн онол гарч ирснээр электролитийн иончлолын бүтээгдэхүүнд үндэслэн хүчил-суурь шинж чанарыг тодорхойлох боломж гарч ирэв. В.Оствалдын ажлын ачаар сул электролитийн онолыг боловсруулсан.

20-р зууны эхэн үед. Америкийн химич Г.Кэди, Э.Франклин, К.Краус нар сольво системийн онолыг бүтээсэн бөгөөд энэ нь Аррениус-Освальд онолын заалтуудыг өөрөө задлах чадвартай бүх уусгагчийг хамарсан юм.

Хүчил ба суурийн орчин үеийн онолууд нь Ж.Бронстед, Г.Льюис нарын санаан дээр суурилдаг. Ерөнхий онолыг бий болгох нэлээд амжилттай оролдлогууд байдаг (М. Усанович, 1939), гэхдээ тэдгээрийг өргөн ашигладаггүй.

Либигийн устөрөгчийн онол

Тодорхойлолт.Хүчил гэдэг нь металтай урвалд орж устөрөгч ялгаруулдаг бодис юм. Энэ онолд "суурь" гэсэн ойлголт байхгүй.
Урвалын бүтээгдэхүүн.Хүчил нь металтай урвалд ороход давс, устөрөгч үүсдэг.
Жишээ.Хүчил - HCl.
Урвал 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
Урвалын шалгуур.ХАМТ хүчтэй хүчилустөрөгчийн зүүн талд байрлах үйл ажиллагааны цуваа дахь металлууд урвалд ордог. Хүчил сул байх тусмаа ихсэх болно идэвхтэй металлтэдгээрийн хоорондын урвалд шаардлагатай. Тоон шинж чанар.Онолыг бараг ашигладаггүй тул хүчлийн хүч чадлын тоон шинж чанарыг (тиймээс урвалын чиглэлийг урьдчилан таамаглах) энэ онолын хүрээнд боловсруулагдаагүй байна.
Хэрэглэх хүрээ.Аливаа уусгагч дахь устөрөгч агуулсан бодисуудын металлуудтай харилцан үйлчлэлийн талаар урьдчилан таамаглах.
Онцлог шинж чанарууд.Энэ онолын дагуу этанолба аммиак нь шүлтлэг металлуудтай урвалд орох чадвартай тул сул хүчил юм.

2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2NH 3 + 2Na = 2NaNH 2 + H 2

Аррениус-Оствальд электролитийн диссоциацийн онол

Үндсэн нийтлэл: Электролитийн диссоциацийн онол

Хүчиллэг HA-ийн хувьд К = ·/
ЭМЯ-ны суурийн хувьд К = ·/

Хүчил ба суурийн хооронд урвал явагдахын тулд тэдгээрийн диссоциацийн тогтмолуудын үржвэр нь 10-14 (усны ионы бүтээгдэхүүн) -ээс их байх ёстой.
Хэрэглэх хүрээ.Энэ нь нэлээд хүчтэй хүчил ба суурийн харилцан үйлчлэл, тэдгээрийн усан уусмалын шинж чанарыг хангалттай тайлбарласан болно. Зэрэг, диссоциацийн тогтмол байдлын талаархи санаан дээр үндэслэн электролитийг хүчтэй ба сул гэж хуваахыг тогтоож, устөрөгчийн индекс гэсэн ойлголтыг нэвтрүүлсэн. шүлтлэг орчингэхдээ нэмэлт таамаглал (усны ионы бүтээгдэхүүнийг нэвтрүүлэх) шаарддаг.
Энэ онолыг давсны гидролиз, хүчил, шүлтийн давстай урвалыг тайлбарлахад ашиглаж болох боловч энэ нь маш төвөгтэй аппарат шаарддаг - протоны онол (доороос харна уу) илүү тохиромжтой.
Аррениус-Оствальдын онолыг ашиглах боломж нь усан уусмалаар хязгаарлагддаг. Үүнээс гадна аммиак, фосфин болон гидроксил бүлэг агуулаагүй бусад нэгдлүүдийн үндсэн шинж чанарууд байгааг тайлбарлахгүй.

Бронстед-Лоури протоны онол

Үндсэн нийтлэл: Хүчил ба суурийн протолитийн онол

Загваруудын харьцуулалт
хүчил шүлтийн харилцан үйлчлэл
Льюис, Бронстед нарын хэлснээр

Хүчил ба суурийн протолитик (протон) онол 1923 онд Данийн эрдэмтэн Ж.Бронстед, Английн эрдэмтэн Т.Лаури нар бие даан санал болгосон. Үүнд хүчил ба шүлтийн тухай ойлголтыг нэг цогц болгон нэгтгэсэн бөгөөд энэ нь хүчил-суурь харилцан үйлчлэлээр илэрдэг: A B + H + (A - хүчил, B - суурь). Энэ онолын дагуу хүчил нь өгөгдсөн урвалд протоны донор байж болох молекулууд эсвэл ионууд, харин суурь нь протон (хүлээн авагч) нэмдэг молекулууд эсвэл ионууд юм. Хүчил ба суурийг хамтад нь протолит гэж нэрлэдэг.

Хүчил шүлтийн харилцан үйлчлэлийн мөн чанар нь протоныг хүчилээс суурь руу шилжүүлэх явдал юм. Энэ тохиолдолд хүчил нь протоныг суурь руу шилжүүлснээр өөрөө суурь болж, протоныг дахин хавсаргаж, протонжуулсан бөөмс үүсгэдэг суурь нь хүчил болдог. Тиймээс аливаа хүчил шүлтийн харилцан үйлчлэлд хоёр хос хүчил ба суурь оролцдог бөгөөд үүнийг Брюнстед нэрлэсэн. хосолсон: A1 + B2 A2 + B1.

Ижил бодис нь харилцан үйлчлэлийн нөхцлөөс хамааран хүчил ба суурь (амфотер) хоёулаа байж болно. Жишээлбэл, ус нь хүчтэй хүчилтэй харьцахдаа суурь болдог: H 2 O + H + H 3 O +, аммиактай урвалд ороход хүчил болдог: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - .

Солвосистемийн онол

Үндсэн нийтлэл: Солвосистемийн онол

Солво системийн онол нь бусад ионы (ялангуяа протик) уусгагчдад Аррениус-Оствальд онолын өргөтгөл юм. Америкийн химич Г.Кэди, Э.Франклин, Краус нарын санал болгосон
Тодорхойлолт.Ионы уусгагч нь катион ба анион болж өөрөө задардаг уусгагч юм. Катионыг лиони ион гэж нэрлэдэг ба анионыг lyate ион гэж нэрлэдэг. Протик уусгагч нь автопротолиз, өөрөөр хэлбэл H + ионыг нэг молекулаас нөгөөд шилжүүлэх чадвартай уусгагч юм.

2HL ↔ H 2 L + + L -

Эдгээр нь хангалттай хэмжээний уусгагч юм туйлын холболтбусад металл бус (ихэнхдээ азот, хүчилтөрөгч эсвэл фтор) дээр устөрөгч ба дан электрон хосыг оролцуулдаг.
Жич: in энэ тодорхойлолтПротоны онол нь "хатуу утастай" юм, учир нь автопротолиз нь Breasted-Lowry-ийн дагуу хүчил-суурь урвал юм. Энэ нь лиони ион үүсэх шалтгааныг тайлбарласан тул Льюисийн онолыг агуулдаг.
H 2 L + ионыг лиони ион, L - ионыг lyate ион гэж нэрлэдэг.
Хүчил нь өгөгдсөн уусгагч дахь лиони ион үүсгэдэг бодис юм.
Суурь нь өгөгдсөн уусгагч дахь lyate ион үүсгэдэг бодис юм.
Давс гэдэг нь өгөгдсөн уусгагчд хуваагдан лиони, ляат биш катион ба анион үүсгэдэг бодис юм.
Урвалын бүтээгдэхүүн.Хүчил нь суурьтай (саармагжуулах урвал) урвалд ороход давс, уусгагч үүсдэг.
Жишээ.

Урвалын тоон шинж чанар ба шалгуурХүчил ба суурийн хүч нь тэдгээрийн диссоциацийн тогтмолоор тодорхойлогддог.
Диссоциацийн тогтмолууд нь уусгагчаас хамаарна. Өндөр аутодиссоциацийн тогтмол (хүчиллэг уусгагч, жишээлбэл HF) протик уусгагч нь хүчлүүдийг ялгадаг (тэдгээрийн хүчил нь сул болж, хүч чадлаараа ялгаатай байдаг), харин суурийг саармагжуулдаг (бүх суурь нь хүчтэй болж, лиатын ион болж хувирдаг). Аутодиссоциацийн тогтмол хэмжээ багатай протик уусгагч (үндсэн уусгагч, жишээлбэл NH 3) нь суурийг ялгадаг боловч хүчлийг саармагжуулдаг (хүчтэй болж, лиони болдог).
Урвал нь хүчтэй хүчлээс сул хүчил рүү шилждэг.
Хэрэглэх хүрээ.Аливаа уусгагч дахь хүчил шүлтийн урвалыг урьдчилан таамаглах боломжийг танд олгоно. Уусгагч ашиглан хүчил-суурь процессыг хянах. Лионийн ионуудын концентрацийг рН-ийн тухай ойлголтыг усан бус уусмал хүртэл өргөжүүлнэ. OH бүлэг агуулаагүй бодисын үндсэн шинж чанарыг тодорхойлдог.
Гэсэн хэдий ч олон асуудлын хувьд онол нь хэтэрхий төвөгтэй байдаг.
Онцлог шинж чанаруудЖишээлбэл, энэ онолын зарим хүчил-суурь урвалыг эргүүлж болно

KOH (хүчил) + HCl (суурь) = KCl (уусгагч) + H 2 O (давс)

Льюисийн электрон онол

Үндсэн нийтлэл: Льюисийн онол

Льюисийн (1923) онолд электрон ойлголтод тулгуурлан хүчил ба суурийн тухай ойлголтыг улам өргөжүүлсэн. Льюисийн хүчил нь хоосон электрон орбиталтай молекул эсвэл ион бөгөөд үүний үр дүнд электрон хосыг хүлээн авах чадвартай. Эдгээр нь жишээлбэл, устөрөгчийн ионууд - протонууд, металлын ионууд (Ag +, Fe 3+), зарим металл бус исэлүүд (жишээлбэл, SO 3, SiO 2), олон тооны давс (AlCl 3), түүнчлэн BF 3, Al 2 O3 зэрэг бодисууд. Устөрөгчийн ион агуулаагүй Льюисийн хүчлийг апротик хүчил гэж нэрлэдэг. Протик хүчил нь хүчлүүдийн ангиллын онцгой тохиолдол гэж тооцогддог. Льюисын суурь нь бүх анионууд, аммиак ба аминууд, ус, спирт, галоген зэрэг электрон хосуудыг өгөх чадвартай молекул эсвэл ион юм. Жишээ химийн урвалЛьюисын хүчил ба суурь хоорондын:

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

Усановичийн ерөнхий онол

Ихэнх ерөнхий онолхүчил ба суурийг 1939 онд М.Усанович томъёолжээ. Энэ онол нь аливаа хүчил шүлтийн харилцан үйлчлэл нь давс үүсэх урвал гэсэн санаан дээр суурилдаг. Энэ онолын дагуу " хүчил гэдэг нь протон зэрэг катионуудыг зайлуулж эсвэл электроныг оролцуулан анионыг нэмж чаддаг бөөмс юм. Суурь - протон болон бусад катионуудыг хүлээн авах эсвэл электрон болон бусад анионуудыг өгөх боломжтой бөөмс"(1964 он). Льюисээс ялгаатай нь Усанович "хүчил" ба "суурь" гэсэн ойлголтыг электрон бүрхүүлийн бүтцэд биш харин бөөмийн цэнэгийн шинж тэмдэг дээр үндэслэдэг.

Усановичийн онол нь сонгодог химийн үндсэн зарчмуудын нэг болох хүчил ба суурийн ангиллын тухай ойлголтыг үнэндээ үгүй ​​болгожээ. хүчил ба суурь нь нэгдлүүдийн ангилал биш; хүчиллэг ба суурь чанар нь бодисын үүрэг юм. Бодис нь хүчил эсвэл суурь байх нь түншээс хамаарна» .

Усановичийн онолын сул тал нь түүний хэт ерөнхий шинж чанар, "хүчил" ба "суурь" гэсэн ойлголтын томъёололыг хангалттай тодорхой тайлбарлаагүй явдал юм. Сул тал нь ион бус хүчил-суурь хувиргалтыг тайлбарлаагүй явдал юм. Эцэст нь, энэ нь тоон таамаглалыг зөвшөөрдөггүй

Гэсэн хэдий ч нийтлэг ойлголтоор хүчил-суурь гэж ангилагдах ёстой урвалууд байдаг боловч үнэн хэрэгтээ Бронстед-Лоуригийн тодорхойлолтод хамаарахгүй. Үүнд, жишээлбэл, харилцан үйлчлэл орно:

CaO+SO 3 ®CaSO 4 NH 3 +BF 3 ®NH 3 BF 3

Энэ төрлийн урвалыг тайлбарлахын тулд Г.Льюис (1923 онд) хүчил ба суурийн шинэ тодорхойлолтыг санал болгосон. Түүний тодорхойлолтоор:

аммиак нь суурь, бор трифторид нь хүчиллэг үүрэг гүйцэтгэдэг. Льюисын суурийн тодорхойлолтод Бронстед-Лоуригийн суурь багтана. BF 3 ба SO 3 зэрэг Льюисийн хүчил нь Брондст-Лоури хүчил биш бөгөөд HC1, H 2 SO 4, CH 3 COOH зэрэг хүчлүүд нь Льюисийн хүчил биш юм.

Бронстед-Лоуригийн хүчил ба суурийн онол нь тэдний хүчийг тодорхойлох боломжийг бидэнд олгодог бөгөөд үүнийг Льюисийн онолын талаар хэлэх боломжгүй юм. дээр зогсох ёстой электрон онолГ.Льюисийн санал болгосон хүчил ба суурь. Дээр дурдсанчлан, энэ онолын дагуу суурь нь үүсэхэд хос электроныг нийлүүлдэг бодис юм. химийн холбоо, мөн хүчил нь электрон хосыг хүлээн авах бодис юм (дээрхийг үзнэ үү).

Х.Льюисийн тодорхойлолтод хүчил ба протон агуулаагүй нэгдлүүдийг багтаасан боловч хүчил, суурийн шинж чанарын хувьд түүний томъёолсон шалгуурыг хангасан байдаг.

1. Суурьтай хүчлийн харилцан үйлчлэл хурдан явагддаг.

2. Хүчил эсвэл суурь нь нэгдлээс сул хүчил эсвэл суурийг нүүлгэн шилжүүлдэг.

3. Индикатор байгаа тохиолдолд хүчил ба суурь нь бие биенийхээ эсрэг титрлэгдэж болно.

4. Хүчил ба суурь нь химийн урвалын сайн катализатор юм.

Хүчил шүлтийн харилцан үйлчлэлийн жишээ нь (протоны онолын дагуу):

Эдгээр жишээнүүдээс харахад зарим тохиолдолд Льюисийн онол ба протоны онолын хүчил ба суурийн дагуу бодисын шинж чанарууд давхцдаг (NH 3 ба OH - суурь, H 3 O +, HCl - хүчил). Зөвхөн Льюисийн онолын дагуу хүчил эсвэл суурь болох бодисыг суурь ба Льюисын хүчил гэж нэрлэдэг. Тиймээс BF 3 нь Льюисийн хүчил юм.

Льюисийн хүчил ба суурийн хүчийг саармагжуулах бүтээгдэхүүн AB үүсэх тэнцвэрийн тогтмол K-ээр тодорхойлно.

Бронстед хүчил-суурь урвалын үед суурь нь протонтой үргэлж уялдаж байдаг. Хэрэв өгөгдсөн молекул эсвэл анион нь хэдэн сая боломжит Льюисийн хүчлүүдийн аль нэгтэй нь таарч байвал тэр молекул эсвэл ион аль хэдийн Льюисын суурь гэж тооцогддог. Тиймээс Бронстед суурь чанар нь суурь нь протонтой холбоо үүсгэдэг Льюисын суурь байдлын онцгой тохиолдол гэж тодорхойлж болно.

Суурь нь хүчлийн аль атомын координатаас хамааран Льюисийн хүчлийг ангиудад хувааж болно. Жишээлбэл, урвалж буй суурь нь бортой холбоо үүсгэдэг тул BF3-ийг борын хүчил (B-хүчил) гэж үзэж болно. Терт-бутил катион нь хлоридын ионтой координат болж терт-бутил хлорид үүсгэдэг бол үүнийг С-хүчил гэж үзэж болно. Ихэнх урвалд нитроний ион (NO2+) нь N-хүчил гэх мэт үүрэг гүйцэтгэдэг.

(3.2) тэгшитгэлийн тэнцвэрийн тогтмолоор тодорхойлогддог В суурийн хүч нь байгалийн А хүчлийн шинж чанараас хамаарна. Энэ нь харилцан үйлчлэлийн энерги нь суурь ба LUMO-ийн HOMO түвшний харьцангуй байрлалаас хамаардагтай холбоотой юм. хүчлийн (2.3.4-р бүлэг, 2-р бүлэг) бөгөөд эдгээр түвшний байрлал нь тухайн элементийн цахилгаан сөрөг нөлөөтэй холбоотой. Тиймээс С-хүчил (карбокатууд) -тай урвалд ороход суурийн бат бөх чанарыг нүүрстөрөгчийн суурь чанар, BF3-тай урвалд - борын суурь гэх мэт гэж нэрлэдэг. Суурь чанар, жишээлбэл, нүүрстөрөгчийн хувьд энэ үндэсбүх С хүчлийн хувьд тогтмол биш байх болно; (3.2) тэгшитгэлийн K нь бага зэрэг байх ёстой, гэхдээ суурьтай уялдаж буй карбокатийн өөрчлөлтөөр өөрчлөгдөх ёстой. Тиймээс суурь чанарыг CH3+, C6H5+, (C6H5)3C+, CH3-C+=O гэх мэтээр ялгах шаардлагатай.

Хүчилтэй адил Льюис (болон Бронстед) суурийг C- (жишээ нь, CN-), N- эсвэл O-суурь гэж ангилж болно.

Учир нь органик химиХамгийн чухал нь C-хүчил, i.e. карбокатууд, болон С-суурь, i.e. карбанионууд. Эдгээр ерөнхийдөө тогтворгүй зүйлүүд нь олон урвалын дунд завсрын хэлбэрээр үүсдэг бөгөөд энэ болон дараагийн бүлгүүдэд дэлгэрэнгүй авч үзэх болно.

Усны гадаргуу дээрх нэг давхарга
Бүрэн гидрофиль ба гидрофобик молекулуудын зэрэгцээ лусын дагина шиг молекулууд бас байдаг - тэдгээрийн нэг хэсэг нь гидрофиль, нөгөө нь гидрофобик юм. Ийм молекулуудыг амфифил гэж нэрлэдэг...

Өндөр цэвэршилттэй цахиур үйлдвэрлэх хими-технологийн систем
-д тархалтаар дэлхийн царцдас(27.6%) цахиур нь хүчилтөрөгчийн дараа хоёрдугаарт ордог. Металл цахиур ба түүний нэгдлүүд (силикат, алюминосиликат гэх мэт хэлбэрээр) ...

Уусмал дахь ионы урвал. Давсны нөлөө (SO-д)
Идэвхжүүлсэн цогц онол нь кинетикийн онцлог шинж чанаруудыг гоёмсог тайлбарлах боломжийг олгодог ионы урвалуудшингэн үе шатанд. Идэвхжүүлсэн цогц онол – Шилжилтийн төлөвийн онол...

Льюисийн хүчил нь хоосон электрон орбиталтай молекул эсвэл ион бөгөөд үүний үр дүнд электрон хосыг хүлээн авах чадвартай. Жишээлбэл, устөрөгчийн ионууд - протонууд, металлын ионууд (Ag +, Fe 3+), зарим металл бус исэлүүд (SO 3, SiO 2), олон тооны давс (AlCl 3), BF 3, Al 2 O зэрэг бодисууд. 3. Устөрөгчийн ион агуулаагүй Льюисийн хүчлийг апротик хүчил гэж нэрлэдэг. Протик хүчил нь хүчлүүдийн ангиллын онцгой тохиолдол гэж тооцогддог.

Льюисын суурь нь бүх анион, аммиак ба амин, ус, спирт, галоген зэрэг электрон хосуудыг өгөх чадвартай молекул буюу ион юм.

Льюисийн хүчил ба суурь хоорондын химийн урвалын жишээ:

· AlCl 3 + Cl − → AlCl 4 −

· BF 3 + F − → BF 4 −

· PCl 5 + Cl − → PCl 6 − .

Ионы потенциал гэдэг нь ионы электрон цэнэгийн харьцаа юмүр дүнтэй радиус.

Z нь цэнэг болох Z/r харьцаагаар илэрхийлэгдэнэ. r - ионы радиус. Кристал тор эсвэл уусмал дахь ионы харилцан үйлчлэлийг тодорхойлоход ашигладаг

Хатуу суурь нь цахилгаан сөрөг чанар өндөр, туйлшрал багатай, исэлдэхэд хэцүү донор бөөмсийг агуулдаг. Нэгдэл нь электроныг нь бат бөх барьдаг бөгөөд тэдгээрийн нэг хос электрон нь хүлээн авагч руу шилждэг бага түвшинэрчим хүч Зөөлөн суурь. Эдгээрт бага цахилгаан сөрөг, туйлшрал ихтэй, нилээд амархан исэлддэг донорын тоосонцор орно. Тэд валентийн электронууд, молекулын орбиталуудыг сул хадгалж, өндөр энергитэй байдаг (электронууд атомын цөмөөс хасагддаг).
Хатуу хүчил. хүлээн авагч атомууд нь жижиг хэмжээтэй, том эерэг цэнэгтэй, цахилгаан сөрөг, туйлшрал багатай Льюисийн хүчлүүд орно. Молекулын тойрог замэнерги багатай байдаг. Зөөлөн хүчил. жижиг эерэг цэнэгтэй, бага цахилгаан сөрөг, туйлшрал ихтэй том хүлээн авагч атом агуулсан Льюисын хүчлүүд орно. Молекулын тойрог замд байдаг өндөр түвшинэрчим хүч. LMCO зарчмын мөн чанар нь хатуу хүчил нь хатуу суурьтай, зөөлөн хүчил нь зөөлөн суурьтай илүү сайн урвалд ордог. илүү тогтвортой нэгдлүүд үүсэх урвалын хурд өндөр

Тасалбарын дугаар 2 1. Галоген. Исэлдэлтийн төлөв. Галогенүүдийн пропорциональ бус байдал. Исэлдүүлэх чадварыг харьцуулах. Устөрөгчийн галид ба гидрогал хүчил. HF-ийн онцлог. Металл ба металл бус галогенид, тэдгээрийн устай харилцан үйлчлэл. Галоген исэл.

Үндсэн төлөвт галоген атомууд байдаг цахим тохиргоо nsnp5. фторыг бага радиустай, иончлолын энерги ба цахилгаан сөрөг байдлын өндөр утгатай. Фторын электрон хамаарал нь хлороос бага байдаг. фторын исэлдэлтийн төлөв -1, 0.

Эерэг исэлдэлтийн төлөвт галоген нэгдлүүд исэлдүүлэх шинж чанартай байдаг.

Галоген бол хамгийн идэвхтэй металл бус бодис юм. Фтор нь бараг бүх зүйлтэй харьцдаг энгийн бодисууд, хөнгөн инертийн хийг эс тооцвол. Фтороос иод хүртэл исэлдүүлэх чадвар буурч, багасгах чадвар нэмэгддэг. Хлор нь зарим металлын ислүүдтэй урвалд ордог: магни, хөнгөн цагаан, төмөр.

2MgO + 2C12 = 2MgCl2 + 02

Бром бол хүчтэй исэлдүүлэгч бодис юм. Усан орчинд хүхрийг хүхрийн хүчилд исэлдүүлдэг.

ZVg2 + S + 4Н20 = bНВg + H2S04

калийн манганат - перманганатын хувьд:

2K2Mp04 + Vg2 = 2KMp04 + 2KVg

Исэлдэлтийн шинж чанариод нь бусад галогенээс бага тод илэрдэг. Иод нь зөвхөн хүчилтөрөгч төдийгүй хүхрийг исэлдүүлэх чадваргүй байдаг. Иодууд нь багасгах шинж чанартай байдаг. Хлор, бром, устөрөгчийн хэт исэл, азотын хүчлийн нөлөөн дор усан орчинд исэлдэж, иодын хүчил H03 болж хувирдаг.

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

Стандарт нөхцөлд устөрөгчийн галид - өнгөгүй хийнүүдхурц үнэртэй. ЭМС-ийн хайлах ба буцлах цэгийн утгуудын хувьд Аномал өндөр температурУстөрөгчийн хайлуур хайлах, буцалгах нь үүссэний улмаас молекул хоорондын харилцан үйлчлэл нэмэгдсэнтэй холбоотой юм. устөрөгчийн холбоо HF молекулуудын хооронд. Хатуу устөрөгчийн фторид нь

зигзаг полимер гинж. HCI, HBr, HI-ийн хувьд галоген атомын цахилгаан сөрөг чанар багатай тул устөрөгчийн холбоо үүсэх нь ердийн зүйл биш юм. HC1, HBr, HI-ийн усан уусмалууд нь хүчтэй хүчил шиг ажилладаг. Усны фторын HF ба давсны хүчил HC1 нь төвлөрсөн хүхрийн хүчилтэй харьцдаггүй, харин HBr ба HI нь үүгээр исэлддэг.

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

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

Шүлт ба шүлтлэг шороон металлын галогенид нь ионы бодис юм. Тэд усанд уусдаг бөгөөд хайлах, буцалгах температур өндөртэй байдаг.

Гипогалогенитын хүчил NHO нь зөвхөн шингэрүүлсэн хэлбэрээр мэдэгддэг усан уусмал.

Гипогалогенжүүлсэн хүчил нь сул байдаг. HSIu-HBrO-Niu цувралын хүчиллэг шинж чанар суларч, үндсэн шинж чанарууд нэмэгддэг. Усны хүчил нь аль хэдийн амфотерийн нэгдэл юм.

Гипогалогенитийн уусмалууд нь өндөр шүлтлэг урвалтай байдаг бөгөөд CO2-ийг дамжин өнгөрөх нь хүчил үүсэхэд хүргэдэг.

NaCIO + Н20 + С02 = NaHC03 + НСУ

Гипогалогенжүүлсэн хүчил ба тэдгээрийн давс нь хүчтэй исэлдүүлэгч бодис юм.

Оксо хүчлийн HXO2 дотроос хлорт хүчил HXO2 нь мэдэгдэж байна.

HClO2 нь дунд зэргийн хүч чадалтай хүчил юм.

HXO3 оксо хүчил нь гипогалитын хүчлээс илүү тогтвортой байдаг. Гипохлорт HSO3 ба бромын HSO3 хүчлийг 50%-иас доош концентрацитай уусмалаас гаргаж авсан ба иодын HSO3-ийг бие даасан бодис болгон тусгаарласан. HClO3 ба HBrO3-ийн уусмалыг харгалзах давсны уусмал дээр шингэрүүлсэн H2S04-ийн үйлчлэлээр олж авдаг, жишээлбэл:

Ba(ClO3)2 + H2S04 = 2HClO3 + BaS04

Иодын хүчил нь иодыг азотын хүчилтэй исэлдүүлэх замаар гаргаж авдаг.

хүчил, устөрөгчийн хэт ислийн уусмал:

I2 + 5Н202 = 2НI3 + 4Н20.

HXO3 нь хүчтэй хүчил юм. HClO3 - HBrO3 - HI3 цувралд хүчлийн хүч бага зэрэг буурч байна.

Перхлорт хүчил HC104. HC104*H20 гидрат хэлбэрээр ялгардаг. Бром хүчил HBrO4 нь зөвхөн уусмалд мэдэгддэг.

Шингэн HF нь HF полимер гинжээс бүрдэнэ.

Галоген-хүчилтөрөгчийн холбоо нь эмзэг бөгөөд энэ нь атомуудын хүчтэй харилцан түлхэлтээс үүсдэг.

Цахилгаан сөрөг чанар. галоген исэл нь тогтворгүй байдаг. Хүчилтөрөгчийн дифторид OF2 авч болно

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

Хүчилтөрөгчийн дифторид нь хүчтэй исэлдүүлэгч-фторжуулагч бодис юм.

Фтор ба хүчилтөрөгчийн хөргөлттэй хольцоор цахилгаан гүйдэл дамжуулснаар өөр нэг фтор болох 02F2 гаргаж авах боломжтой.

Хлорын исэл (I) C120 Үүнийг олж авдаг

3HgO + 2С1 2 = Hg30 2 Cl 2 + Cl 2 O

Холболт нь маш тогтворгүй байна.

2. Титан, циркони, гафни. Редокс шинж чанаруудын харьцуулалт. Хүчил ба шүлтийн уусмалтай металлын харилцан үйлчлэл. Ti нэгдлүүд ба Zr ба Hf хоорондын ялгаа. Ti 2+ ба Ti 3+ нэгдлүүдийн урвал. E 4+ нэгдлүүд: оксидууд, a- ба b-хэлбэрийн хүчлүүд. Галоген, тэдгээрийн гидролиз. Оксокацийн давс. Галидын цогцолборууд.

Титанаас циркони руу шилжих үед ионжилт мэдэгдэхүйц буурдаг.

Бүлгийн элементүүдийн зөвхөн эхнийх нь титан нь өндөр үзүүлэлттэй байдаг химийн үйл ажиллагаа. Гафни нь лантанидын шахалттай байдаг. Исэлдэлтийн шинж чанар нь +4, ихэнх нэгдлүүд нь ковалент байдаг. Ti - Zr-Hf цувралд хамгийн их исэлдэлтийн төлөвтэй нэгдлүүдийн тогтвортой байдал нэмэгддэг. Тиймээс титаны хувьд TiO, Ti2O3, Ti02 исэл ба фторидууд TiF2, TiF3, TiF4 тогтвортой, циркони ба гафнид зөвхөн давхар исэл ZrO2, Hf02 ба тетрафторид ZrF4, HfF4 байдаг. Титан нь +2, +3 бага исэлдэлтийн төлөвтэй байх хандлага нь циркони (III) ба гафни (III) нэгдлүүд нь усан уусмалд байдаггүйтэй харьцуулахад өндөр байдаг. исэлдэлтийн төлөв нь үндсэн болон бууруулагч шинж чанарыг сайжруулдаг

Титаны хувьд ердийн зохицуулалтын тоо нь 6, бага тохиолдолд 4; циркони ба гафни 7 ба 8.

Галогентэй урвал нь бага халаалтаас эхэлдэг MX4 тетрагалидууд үргэлж үүсдэг.

Циркон, гафниас ялгаатай нь титан нь халах үед давсны болон шингэрүүлсэн хүхрийн хүчилтэй урвалд ордог.

2Ti + 6HC1 = 2TiCl3 + ZN2T

Мөн титан нь концентрацитай фторын хүчилд уусч ногоон уусмал үүсгэдэг.

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

Ti + 6HF + 02 = H2 + 2H20

Титан нь шингэрүүлсэн болон баяжуулсан хэлбэрээр маш удаан уусдаг азотын хүчил, түүнчлэн aqua regia-д - давхарга үүсэх замаар урвалаас сэргийлдэг

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

Халах үед титан нунтаг аажмаар уусдаг төвлөрсөн уусмалуудба шүлтийн хайлмал:

Ti + 2NaOH + H20 = Na2Ti03 + 2H2

Циркон, ялангуяа гафни нь хүчилд исэлдэхэд илүү тэсвэртэй байдаг. Фторын хүчилээс бусад шингэрүүлсэн хүчилтэй урвалд орж болохгүй. Циркони ба гафни нь зөвхөн азот ба гидрофторын хүчлийн холимогтой хүчтэй урвалд ордог.

ЗМ + 4HN03+ 21HX = ЗН3[МХ7] + 4NO + 8Н20

Циркони ба гафни нь фторын хүчил ба төвлөрсөн хүхрийн хүчилтэй харилцан үйлчлэл нь илүү удаан явагддаг.

M + 7HF = H3 + 2H2T

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

Баяжуулсан HN03 нь металлын зэврэлтээс хамгаалах чадварыг нэмэгдүүлдэг. Циркони ба гафни нь шүлттэй урвалд ордоггүй.

Ж.Льюис хүчил ба суурийн илүү ерөнхий онолыг дэвшүүлсэн.

Льюисын суурь -Эдгээр нь электрон хос донорууд (архи, спиртийн анионууд, эфир, амин гэх мэт)

Льюисийн хүчил -Эдгээр нь электрон хос хүлээн авагч юм , тэдгээр. сул тойрог замтай нэгдлүүд (устөрөгчийн ион ба металлын катионууд: H +, Ag +, Na +, Fe 2+; хоёр ба гуравдугаар үеийн элементүүдийн галогенид BF 3, AlCl 3, FeCl 3, ZnCl 2; галоген; цагаан тугалга ба хүхрийн нэгдлүүд: SnCl 4, SO 3).

Тиймээс Бронстед ба Льюисын суурь нь ижил бөөмс юм. Гэсэн хэдий ч Бронстед суурь чанар нь зөвхөн протоныг хавсаргах чадвартай байдаг бол Льюисийн суурь чанар нь илүү өргөн хүрээтэй ойлголт бөгөөд нам дор байрлах эзгүй тойрог замтай аливаа бөөмстэй харьцах чадварыг илэрхийлдэг.

Льюисийн хүчил-суурь харилцан үйлчлэл нь донор-хүлээн авагчийн харилцан үйлчлэл бөгөөд аливаа гетеролитик урвалыг Льюисийн хүчил-суурь харилцан үйлчлэлээр илэрхийлж болно.

Льюисийн хүчил ба суурийн хүчийг харьцуулах нэг хэмжүүр байдаггүй, учир нь тэдгээрийн харьцангуй бат бөх чанар нь аль бодисыг стандарт болгон авахаас хамаарна (Бронстед хүчил ба суурийн хувьд энэ стандарт нь ус юм). Льюисийн хэлснээр хүчил шүлтийн харилцан үйлчлэлийн хялбар байдлыг үнэлэхийн тулд Р.Пирсон "хатуу" ба "зөөлөн" хүчил, суурийн чанарын онолыг санал болгосон.

Хатуу суурьөндөр цахилгаан сөрөг, туйлшрал багатай. Тэд исэлдүүлэхэд хэцүү байдаг. Тэдний хамгийн их эзлэгдсэн молекул орбиталууд (HOMO) бага энергитэй байдаг.

Зөөлөн суурьбага цахилгаан сөрөг, туйлшрал ихтэй. Тэд амархан исэлддэг. Тэдний хамгийн их эзлэгдсэн молекул орбиталууд (HOMO) өндөр энергитэй байдаг.

Хатуу хүчилөндөр цахилгаан сөрөг, туйлшрал багатай. Тэднийг сэргээхэд хэцүү байдаг. Тэдний хамгийн бага эзэнгүй молекул орбиталууд (LUMO) бага энергитэй байдаг.

Зөөлөн хүчилбага цахилгаан сөрөг, туйлшрал ихтэй. Тэд амархан сэргээгддэг. Тэдний хамгийн бага эзгүй молекул орбиталууд (LUMO) өндөр энергитэй байдаг.

Хамгийн хатуу хүчил нь H +, хамгийн зөөлөн нь CH 3 Hg + юм. Хамгийн хатуу суурь нь F - ба OH -, хамгийн зөөлөн нь I - ба H - юм.

Хүснэгт 5. Хатуу ба зөөлөн хүчил ба суурь.

	Дунд зэрэг
H + , Na + , K + , Mg 2+ , Ca 2+ , Al 3+ , Fe 3+ , BF 3 , AlCl 3 , RC + =O	Cu 2+, Fe 2+, Zn 2+, R 3 C +	Ag +, Hg 2+, I 2
Үндэслэл
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

Пирсоны хатуу ба зөөлөн хүчил ба суурийн зарчим (LMCO зарчим):

Хатуу хүчил нь хатуу суурьтай, зөөлөн хүчил нь зөөлөн суурьтай илүү сайн урвалд ордог.

Эрчим хүчний хувьд ойролцоо орбиталуудын харилцан үйлчлэл нь эрчим хүчний хувьд мэдэгдэхүйц ялгаатай орбиталуудын харилцан үйлчлэлээс илүү үр дүнтэй байдаг тул энэ нь илүү өндөр урвалын хурд, илүү тогтвортой нэгдлүүд үүсэх замаар илэрхийлэгддэг.

LMCO зарчмыг өрсөлдөх үйл явцын давуу чиглэлийг тодорхойлоход ашигладаг (арилгах ба нуклеофилийн орлуулах урвал, хүрээлэн буй нуклеофилийг оролцуулах урвал); хоргүйжүүлэх болон эм бэлдмэлийг зорилтот түвшинд бий болгоход зориулагдсан.