Lewisove kisline in baze. Lewisova teorija kislin in baz Lewisove kisline in baze

Teorije kislin in baz

Teorije kislin in baz- niz temeljnih fizikalnih in kemijskih konceptov, ki opisujejo naravo in lastnosti kislin in baz. Vsi uvajajo definicije kislin in baz – dveh razredov snovi, ki med seboj reagirata. Cilj teorije je predvideti produkte reakcije med kislino in bazo ter možnost njenega nastanka, za kar uporabljajo kvantitativne značilnosti kislinske in bazične jakosti. Razlike med teorijama so v definicijah kislin in baz, lastnostih njihove jakosti in posledično v pravilih za napovedovanje reakcijskih produktov med njimi. Vsi imajo svoje področje uporabe, ki se delno prekrivajo.

Kislinsko-bazične interakcije so v naravi zelo pogoste in se pogosto uporabljajo v znanosti in proizvodna praksa. Teoretične ideje o kislinah in bazah imajo pomembno pri oblikovanju vseh konceptualnih sistemov kemije in raznoliko vplivajo na razvoj številnih teoretičnih konceptov v vseh večjih kemijskih disciplinah.

Na podlagi sodobne teorije kislin in baz, veje kemijskih znanosti, kot so kemija vodnih in nevodnih raztopin elektrolitov, pH-metrija v nevodnih medijih, homo- in heterogena kislinsko-bazična kataliza, teorija funkcij kislosti in mnogi drugi so bili razviti.

Razvoj idej o kislinsko-bazičnih interakcijah

Znanstvene predstave o naravi kislin in baz so se začele oblikovati konec 18. stoletja. V delih A. Lavoisierja kislinske lastnosti povezana s prisotnostjo atomov kisika v snovi. Takrat znane mineralne in organske kisline so dejansko vsebovale kisik. Ta hipoteza je hitro pokazala svojo nedoslednost, ko so po zaslugi dela G. Davyja in J. Gay-Lussaca postale znane številne kisline brez kisika (na primer halogenidi vodika, cianovodikove kisline), medtem ko je veliko spojin, ki vsebujejo kisik, ne kaže kislih lastnosti.

Z začetku XIX stoletja so se kisline začele šteti za snovi, ki lahko medsebojno delujejo s kovinami s sproščanjem vodika (Yu. Liebig, 1839). Približno v istem času je J. Berzelius predstavil idejo, ki je razložila kislinsko-bazične lastnosti snovi z njihovo električno "dualistično" naravo. Tako je elektronegativne okside nekovin in nekaterih kovin (na primer krom, mangan itd.) uvrstil med kisline, elektropozitivne kovinske okside pa štel za baze. Tako Berzelius obravnava kislost ali bazičnost kot funkcionalno in ne kot absolutno lastnost spojine. Berzelius je bil prvi pri poskusu kvantifikacije in napovedi jakosti kislin in baz.

S pojavom teorije elektrolitske disociacije S. Arrheniusa (1887) se je pojavila možnost opisovanja kislinsko-bazičnih lastnosti na podlagi produktov ionizacije elektrolitov. Zahvaljujoč delu W. Ostwalda je bila teorija razvita za šibke elektrolite.

V začetku 20. stol. Ameriški kemiki G. Cady, E. Franklin in C. Kraus so ustvarili teorijo solvo sistemov, ki je razširila določbe Arrhenius-Oswaldove teorije na vsa topila, ki so sposobna samodisociacije.

Sodobne teorije o kislinah in bazah temeljijo na idejah J. Brønsteda in G. Lewisa. Obstajajo precej uspešni poskusi ustvarjanja posplošenih teorij (M. Usanovich, 1939), vendar se ne uporabljajo široko.

Liebigova vodikova teorija

Definicije. Kislina je snov, ki lahko reagira s kovino in sprosti vodik. Koncept "temelj" v tej teoriji ni.
Reakcijski produkti. Ko kislina reagira s kovino, nastaneta sol in vodik.
Primeri. Kislina -- HCl.
Reakcija 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
Kriteriji za reakcijo. Z močne kisline reagirajo kovine, ki so v seriji aktivnosti levo od vodika. Čim šibkejša je kislina, tem več aktivna kovina potreben za reakcijo med njima. Kvantitativne značilnosti. Ker se teorija redko uporablja, kvantitativne značilnosti jakosti kisline (in s tem napovedi smeri reakcije) v okviru te teorije niso bile razvite.
Področje uporabnosti. Napoved interakcije snovi, ki vsebujejo vodik, s kovinami v vseh topilih.
Posebne značilnosti. Po tej teoriji etanol in amoniak sta šibki kislini, saj lahko reagirata z alkalijskimi kovinami:

2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2

Arrhenius-Ostwaldova teorija elektrolitske disociacije

Glavni članek: Teorija elektrolitske disociacije

Za kislino HA K = ·/
Za bazo MOH K = ·/

Za potek reakcije med kislino in bazo mora biti produkt njunih disociacijskih konstant večji od 10 -14 (ionski produkt vode).
Področje uporabnosti. Povsem zadovoljivo opisuje medsebojne reakcije dokaj močnih kislin in baz ter lastnosti njihovih vodnih raztopin. Na podlagi idej o stopnji in disociacijski konstanti je bila določena delitev elektrolitov na močne in šibke, uveden je bil koncept vodikovega indeksa, katerega razširitev na alkalni medij vendar zahteva dodatne predpostavke (uvedba ionskega produkta vode).
Teorijo lahko uporabimo za opis hidrolize soli ter reakcije kislin in baz s solmi, vendar to zahteva zelo okoren aparat - protonska teorija (glej spodaj) je veliko bolj priročna.
Uporabnost Arrhenius-Ostwaldove teorije je omejena na vodne raztopine. poleg tega ne pojasnjuje prisotnosti osnovnih lastnosti amoniaka, fosfina in drugih spojin, ki ne vsebujejo hidroksilnih skupin.

Brønsted-Lowryjeva protonska teorija

Glavni članek: Protolitična teorija kislin in baz

Primerjava modelov
kislinsko-bazična interakcija
po Lewisu in Bronstedu

Protolitična (protonska) teorija kislin in baz sta leta 1923 neodvisno predlagala danski znanstvenik J. Brønsted in angleški znanstvenik T. Lauri. V njem je bil koncept kislin in baz združen v eno celoto, ki se kaže v kislinsko-bazični interakciji: A B + H + (A - kislina, B - baza). Po tej teoriji so kisline molekule ali ioni, ki so lahko donorji protonov v določeni reakciji, baze pa so molekule ali ioni, ki dodajajo protone (akceptorji). Kisline in baze se skupaj imenujejo protoliti.

Bistvo kislinsko-bazične interakcije je prenos protona iz kisline v bazo. V tem primeru kislina, ki je prenesla proton na bazo, sama postane baza, saj lahko spet pritrdi proton, baza, ki tvori protoniran delec, pa postane kislina. Tako sta v katerikoli kislinsko-bazični interakciji udeležena dva para kislin in baz, kar imenuje Brønsted konjugiran: A1 + B2 A2 + B1.

Ista snov, odvisno od pogojev interakcije, je lahko kislina in baza (amfoterna). Na primer, voda je pri interakciji z močnimi kislinami baza: H 2 O + H + H 3 O +, pri reakciji z amoniakom pa postane kislina: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH −.

Solvosistemska teorija

Glavni članek: Solvosistemska teorija

Teorija solvo sistemov je razširitev Arrhenius-Ostwaldove teorije na druga ionska (zlasti protična) topila. Predlagali ameriški kemiki G. Cady, E. Franklin in C. Kraus
Definicije. Ionsko topilo je topilo, ki samodisociira na kation in anion. Kation se imenuje lionijev ion, anion pa liatni ion. Protonsko topilo je topilo, ki je sposobno avtoprotolize, to je prenosa iona H + iz ene molekule v drugo:

2HL ↔ H 2 L + + L -

To so topila, ki vsebujejo dovolj polarna povezava ki vključuje vodik in en sam elektronski par na neki drugi nekovini (najpogosteje dušiku, kisiku ali fluoru).
Opomba: v ta definicija Protonska teorija je "napeta", ker je avtoprotoliza kislinsko-bazična reakcija po Breasted-Lowryju. Vsebuje tudi Lewisovo teorijo, saj pojasnjuje razloge za nastanek lionijevih ionov.
Ion H 2 L + se imenuje lionijev ion, ion L - pa liatni ion.
Kisline so snovi, ki v določenem topilu tvorijo lionijev ion.
Baze so snovi, ki v danem topilu tvorijo liatni ion.
Soli so snovi, ki v danem topilu disociirajo, da tvorijo kation in anion, ki nista lionij ali liat.
Reakcijski produkti. Ko kislina reagira z bazo (reakcija nevtralizacije), nastaneta sol in topilo.
Primeri.

Kvantitativne značilnosti in merila za reakcijo Moč kislin in baz je označena z njihovo disociacijsko konstanto.
Disociacijske konstante so odvisne od topila. Protonska topila z visokimi avtodisociacijskimi konstantami ("kisla topila", na primer HF) ločijo kisline (v njih kisline postanejo šibke in se razlikujejo po jakosti), vendar nevtralizirajo baze (vse baze postanejo močne in se spremenijo v liatni ion). Protonska topila z nizkimi avtodisociacijskimi konstantami (»bazična topila, kot je NH 3 ) razlikujejo baze, vendar nevtralizirajo kisline (ki postanejo močne in postanejo lyonium).
Reakcija poteka od močnih kislin do šibkih.
Področje uporabnosti. Omogoča napovedovanje kislinsko-bazičnih reakcij v katerem koli topilu. Nadzor kislinsko-bazičnih procesov s topilom. Razširi koncept pH kot koncentracije lionijevih ionov na nevodne raztopine. Opiše osnovne lastnosti snovi, ki ne vsebujejo OH skupin.
Vendar pa je za številne probleme teorija preveč okorna.
Posebne značilnosti Nekatere kislinsko-bazične reakcije v tej teoriji lahko na primer obrnemo na glavo

KOH (kislina) + HCl (baza) = KCl (topilo) + H 2 O (sol)

Lewisova elektronska teorija

Glavni članek: Lewisova teorija

V teoriji Lewisa (1923), ki temelji na elektronskih konceptih, se je koncept kisline in baze še razširil. Lewisova kislina je molekula ali ion, ki ima prazne elektronske orbitale, zaradi česar je sposobna sprejemati elektronske pare. To so na primer vodikovi ioni - protoni, kovinski ioni (Ag +, Fe 3+), oksidi nekaterih nekovin (na primer SO 3, SiO 2), številne soli (AlCl 3), kot tudi kot snovi, kot so BF 3, Al 2 O3. Lewisove kisline, ki ne vsebujejo vodikovih ionov, imenujemo aprotonske kisline. Protinske kisline veljajo za poseben primer razreda kislin. Lewisova baza je molekula ali ion, ki je sposoben oddati elektronske pare: vse anione, amoniak in amine, vodo, alkohole, halogene. Primeri kemične reakcije med Lewisovimi kislinami in bazami:

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

Usanovicheva splošna teorija

večina splošna teorija kisline in baze je leta 1939 oblikoval M. Usanovich. Teorija temelji na ideji, da je vsaka kislinsko-bazična interakcija reakcija nastajanja soli. Po tej teoriji " kislina je delec, ki lahko odstrani katione, vključno s protonom, ali doda anione, vključno z elektronom. Baza - delec, ki lahko sprejme proton in druge katione ali odda elektron in druge anione« (besedilo 1964). Za razliko od Lewisa, Usanovich koncepta "kisline" in "baze" temelji na znaku naboja delca in ne na strukturi elektronske lupine.

Usanovicheva teorija dejansko ukinja enega od temeljnih principov klasične kemije - koncept razredov kislin in baz: " kisline in baze niso razredi spojin; kislost in bazičnost sta funkciji snovi. Ali je snov kislina ali baza, je odvisno od partnerja» .

Pomanjkljivosti Usanovicheve teorije vključujejo njeno preveč splošno naravo in nezadostno jasno opredelitev formulacije pojmov "kislina" in "baza". Med pomanjkljivostmi je tudi dejstvo, da ne opisuje neionskih kislinsko-bazičnih transformacij. Končno ne dovoljuje kvantitativnih napovedi

Obstajajo pa reakcije, ki bi jih po zdravi pameti morali uvrščati med kislinsko-bazične, vendar dejansko ne spadajo pod Brønsted-Lowryjevo definicijo. Sem spadajo na primer interakcije:

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

Za opis tovrstnih reakcij je G. Lewis (leta 1923) predlagal novo definicijo kislin in baz. Po njegovi definiciji:

amoniak deluje kot baza, borov trifluorid pa kot kislina. Lewisova definicija baze vključuje Brønsted-Lowryjeve baze. Lewisove kisline, kot sta BF 3 in SO 3, niso Brønsted-Lowryjeve kisline, kisline, kot so HC1, H 2 SO 4 in CH 3 COOH, pa niso Lewisove kisline.

Bronsted-Lowryjeva teorija kislin in baz nam omogoča kvantificiranje njihove jakosti, česar pa ne moremo reči za Lewisovo teorijo. Moral bi se ustaviti pri elektronska teorija kisline in baze, predlagal G. Lewis. Kot je navedeno zgoraj, je po tej teoriji baza snov, ki dovaja par elektronov za nastanek kemična vez, kislina pa je snov, ki sprejme elektronski par (glej zgoraj).

Definicija H. Lewisa vključuje kisline in tiste spojine, ki ne vsebujejo protonov, vendar izpolnjujejo kriterije, ki jih je oblikoval za značilnosti kislin in baz:

1. Medsebojno delovanje kislin z bazami poteka hitro.

2. Kislina ali baza izpodriva šibkejšo kislino ali bazo iz spojin.

3. Kisline in baze lahko med seboj titriramo v prisotnosti indikatorjev.

4. Kisline in baze so dobri katalizatorji za kemične reakcije.

Primer kislinsko-bazične interakcije bi bil (po protonski teoriji):

Kot je razvidno iz teh primerov, v nekaterih primerih značilnosti snovi po Lewisovi teoriji in po protonski teoriji kislin in baz sovpadajo (NH 3 in OH - baze, H 3 O +, HCl - kisline). Snovi, ki so samo po Lewisovi teoriji kisline ali baze, imenujemo baze in Lewisove kisline. BF 3 je torej Lewisova kislina.

Moč Lewisovih kislin in baz je določena z ravnotežno konstanto K tvorbe nevtralizacijskega produkta AB:

Pri Brønstedovih kislinsko-bazičnih reakcijah se baze vedno koordinirajo s protonom. Če se določena molekula ali anion koordinira z eno od milijonov možnih Lewisovih kislin, potem se ta molekula ali ion že šteje za Lewisovo bazo. Tako lahko Brønstedovo bazičnost definiramo kot poseben primer Lewisove bazičnosti, v kateri baze tvorijo vez s protonom.

Lewisove kisline lahko razdelimo v razrede glede na to, na kateri atom kisline koordinira baza. Na primer, BF3 lahko štejemo za borovo kislino (B-kislina), ker reagirajoča baza tvori vez z borom. Ko terc-butil kation koordinira s kloridnim ionom, da proizvede terc-butil klorid, se lahko šteje za C-kislino. Nitronijev ion (NO2+) v večini reakcij deluje kot N-kislina itd.

Moč baze B, določena s konstanto ravnotežja v enačbi (3.2), je seveda odvisna od narave kisline A. To je posledica dejstva, da je energija interakcije odvisna od relativnega položaja ravni HOMO baze in LUMO kisline (razdelek 2.3.4, poglavje 2) in položaj teh ravni je povezan z elektronegativnostjo danega elementa. Tako se moč baze v reakciji s C-kislinami (karbokationi) imenuje bazičnost ogljika, v reakciji z BF3 - bazičnost bora itd. Pričakovati je treba, da bazičnost, denimo pri ogljikovem, za to osnovo ne bo konstantna za vse C-kisline; K v enačbi (3.2) bi se moral morda v majhni meri, a vseeno spreminjati s spremembo karbokationa, s katerim je baza koordinirana. Posledično je treba razlikovati med bazičnostjo glede na CH3+, C6H5+, (C6H5)3C+, CH3-C+=O itd.

Podobno kot kisline lahko Lewisove (in Brønstedove) baze razvrstimo kot C- (npr. CN-), N- ali O-baze.

Za organska kemija Najpomembnejše so C-kisline, tj. karbokationi in C-baze, tj. karbanjoni. Te na splošno nestabilne vrste nastanejo kot intermediati v številnih reakcijah in bodo podrobno obravnavane v tem in naslednjih poglavjih.

Enosloj na vodni površini
Poleg popolnoma hidrofilnih in hidrofobnih molekul obstajajo tudi molekule, kot so morske deklice - en del je hidrofilen, drugi pa hidrofoben. Takšne molekule imenujemo amfifilne...

Kemijsko-tehnološki sistemi za proizvodnjo silicija visoke čistosti
Po razširjenosti v zemeljska skorja(27,6 %) silicij je na drugem mestu za kisikom. Kovinski silicij in njegove spojine (v obliki silikatov, aluminosilikatov itd.) so našli uporabo v ...

Ionske reakcije v raztopinah. Učinek soli (v SO)
Teorija aktiviranega kompleksa omogoča elegantno razlago specifičnih značilnosti kinetike ionske reakcije v tekoči fazi. Teorija aktiviranega kompleksa – teorija prehodnega stanja ...

Lewisova kislina je molekula ali ion, ki ima prazne elektronske orbitale, zaradi česar je sposobna sprejemati elektronske pare. Na primer, vodikovi ioni - protoni, kovinski ioni (Ag +, Fe 3+), oksidi nekaterih nekovin (SO 3, SiO 2), številne soli (AlCl 3), snovi, kot so BF 3, Al 2 O 3. Lewisove kisline, ki ne vsebujejo vodikovih ionov, imenujemo aprotonske kisline. Protinske kisline veljajo za poseben primer razreda kislin.

Lewisova baza je molekula ali ion, ki je sposoben oddati elektronske pare: vse anione, amoniak in amine, vodo, alkohole, halogene.

Primeri kemičnih reakcij med Lewisovimi kislinami in bazami:

· AlCl 3 + Cl − → AlCl 4 −

· BF 3 + F − → BF 4 −

· PCl 5 + Cl − → PCl 6 − .

Ionski potencial je razmerje med elektronskim nabojem iona in njegovim efektivni polmer.

Izraženo z razmerjem Z/r, kjer je Z naboj, r - ionski polmer. Uporablja se za karakterizacijo interakcije iona v kristalni mreži ali v raztopini

Trde baze vključujejo donorske delce, ki imajo visoko elektronegativnost, nizko polarizabilnost in jih je težko oksidirati. Spojina trdno drži svoje elektrone; njena molekularna orbitala, katere par elektronov se prenese na akceptor, ima nizka raven energija Mehke podlage. Ti vključujejo donorske delce z nizko elektronegativnostjo, visoko polarizabilnostjo in se zlahka oksidirajo. Šibko ohranjajo svoje valenčne elektrone, svoje molekularne orbitale in imajo visoko raven energije (elektroni so odstranjeni iz jedra atoma).
Trde kisline. vključujejo Lewisove kisline, v katerih so akceptorski atomi majhni, imajo velik pozitivni naboj, visoko elektronegativnost in nizko polarizabilnost. Molekularna orbitala ima nizko raven energije. Mehke kisline. vključujejo Lewisove kisline, ki vsebujejo velike akceptorske atome z majhnim pozitivnim nabojem, nizko elektronegativnostjo in visoko polarizabilnostjo. Molekularna orbitala ima visoki ravni energije. Bistvo principa LMCO je, da trde kisline reagirajo prednostno s trdimi bazami, mehke kisline pa z mehkimi bazami. višje hitrosti reakcije za tvorbo bolj stabilnih spojin

Vstopnica št. 2 1. Halogeni. Oksidacijska stanja. Disproporcionalnost halogenov. Primerjava oksidacijske sposobnosti. Vodikovi halogenidi in halogenovodikove kisline. Značilnosti HF. Kovinski in nekovinski halidi, njihova interakcija z vodo. Halogenski oksidi.

V osnovnem stanju imajo atomi halogenov elektronska konfiguracija nsnp5. fluora na manjši radij, višje vrednosti ionizacijske energije in elektronegativnosti. Elektronska afiniteta fluora je manjša od klora. oksidacijska stanja fluora -1, 0.

Halogenske spojine v pozitivnih oksidacijskih stopnjah kažejo oksidativne lastnosti.

Halogeni so najbolj reaktivne nekovine. Fluor deluje s skoraj vsem preproste snovi, z izjemo lahkih inertnih plinov. Od fluora do joda se oksidacijska sposobnost zmanjša, redukcijska pa poveča. Klor reagira z oksidi nekaterih kovin: magnezija, aluminija, železa.

2MgO + 2C12 = 2MgCl2 + 02

Brom je močan oksidant. V vodnem okolju oksidira žveplo v žveplovo kislino:

ZVg2 + S + 4Н20 = bНВg + H2S04

kalijev manganat - v permanganat:

2K2Mp04 + Vg2 = 2KMp04 + 2KVg

Oksidativne lastnosti jod so manj izraziti kot drugi halogeni. Jod ne more oksidirati ne le kisika, ampak tudi žvepla. Jodidi imajo redukcijske lastnosti. Pod vplivom klora, broma, vodikovega peroksida in dušikove kisline se v vodnem mediju oksidira do jodove kisline H03:

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

V standardnih pogojih vodikovi halogenidi - brezbarvni plini z ostrim vonjem. za vrednosti tališča in vrelišča HF, nepravilno visoke temperature taljenje in vrenje vodikovega fluorida pojasnjujejo s povečano medmolekulsko interakcijo zaradi tvorbe vodikove vezi med molekulami HF. Trden vodikov fluorid je sestavljen iz

cik-cak polimerne verige. Za HCI, HBr, HI tvorba vodikovih vezi ni značilna zaradi manjše elektronegativnosti atoma halogena. Vodne raztopine HC1, HBr in HI se obnašajo kot močne kisline. fluorovodikova HF in klorovodikova kislina HC1 ne delujeta s koncentrirano žveplovo kislino, vendar HBr in HI z njo oksidirata:

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

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

Halidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin so ionske snovi. Topni so v vodi in imajo visoka tališča in vrelišča.

Hipohalogenske kisline NHO poznamo le v razredčeni obliki vodne raztopine.

Hipohalogenirane kisline so šibke. kisle lastnosti v nizu HSIu-HBrO-Niu oslabijo, bazične lastnosti pa povečajo. Vodikova kislina je že amfoterna spojina.

Raztopine hipohalogenitov imajo močno alkalno reakcijo in prehajanje CO2 skozi njih povzroči nastanek kisline:

NaCIO + H20 + C02 = NaHC03 + NSIO

Hipohalogenirane kisline in njihove soli so močni oksidanti:

Med oksokislinami HXO2 je znana klorova kislina HXO2.

HClO2 je srednje močna kislina.

Oksokisline HXO3 so stabilnejše od hipohalitnih kislin. Hipoklorovo HSO3 in bromovo HSO3 kislino smo dobili v raztopinah s koncentracijami pod 50 %, jodirano HSO3 pa smo izolirali kot samostojno snov. Raztopine HClO3 in HBrO3 dobimo z delovanjem razredčene H2S04 na raztopine ustreznih soli, na primer:

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

Jodonska kislina se pridobiva z oksidacijo joda s kadečo dušikovo kislino.

kislina, raztopina vodikovega peroksida:

I2 + 5Н202 = 2НI3 + 4Н20.

HXO3 so močne kisline. V nizu HClO3 - HBrO3 - HI3 pride do rahlega zmanjšanja jakosti kislin.

Perklorova kislina HC104. se sprošča v obliki hidratov HC104*H20. Bromovo kislino HBrO4 poznamo le v raztopinah.

Tekoči HF je sestavljen iz polimernih verig HF.

Vez halogen-kisik je krhka, kar nastane zaradi močnega medsebojnega odbijanja atomov z visoko

Elektronegativnost. halogenski oksidi so nestabilni. Dobimo lahko kisikov difluorid OF2

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

Kisik difluorid je močno oksidacijsko-fluorirajoče sredstvo.

S prehodom električne razelektritve skozi ohlajeno mešanico fluora in kisika lahko dobimo še en fluorid, 02F2.

Klorov oksid (I) C120 Dobimo ga

3HgO + 2С1 2 = Hg30 2 Cl 2 + Cl 2 O

Povezava je izjemno nestabilna.

2. Titan, cirkonij, hafnij. Primerjava redoks lastnosti. Interakcija kovin z raztopinami kislin in alkalij. Razlika med spojinami Ti ter Zr in Hf. Reakcije spojin Ti 2+ in Ti 3+. E 4+ spojine: oksidi, a- in b-oblike kislin. Halidi, njihova hidroliza. Oksokacijske soli. Halogenidni kompleksi.

Pri prehodu s titana na cirkonij se ionizacija opazno zmanjša.

Samo prvi izmed elementov skupine, titan, kaže visoko kemična aktivnost. Hafnij ima lantanidno kompresijo. Značilno oksidacijsko stanje je +4, večina spojin je kovalentnih. V seriji Ti - Zr-Hf se poveča stabilnost spojin z najvišjim oksidacijskim stanjem. Tako so za titan stabilni oksidi TiO, Ti2O3, Ti02 in fluoridi TiF2, TiF3, TiF4, za cirkonij in hafnij pa samo dioksidi ZrO2, Hf02 in tetrafluoridi ZrF4, HfF4. Nagnjenost k nizkim oksidacijskim stopnjam +2, +3 je večja kot pri njegovih težkih analogih cirkonijeve (III) in hafnijeve (III) spojine ne obstajajo v vodnih raztopinah. oksidacijska stanja povečajo bazične in redukcijske lastnosti

Za titan je tipično koordinacijsko število 6 in redkeje 4; cirkonij in hafnij 7 in 8.

Reakcija s halogeni se začne pri nizkem segrevanju; vedno nastanejo tetrahalogenidi.

Za razliko od cirkonija in hafnija titan pri segrevanju reagira s klorovodikovo in razredčeno žveplovo kislino

2Ti + 6HC1 = 2TiCl3 + ZN2T

Titan se raztopi tudi v koncentrirani fluorovodikovi kislini in tvori zelene raztopine.

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

Ti + 6HF + O2 = H2 + 2H20

Titan se zelo počasi topi v razredčenih in koncentriranih dušikova kislina, kot tudi v aqua regia - reakcijo preprečimo s tvorbo plasti

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

Pri segrevanju se titanov prah počasi raztopi koncentrirane raztopine in alkalne taline:

Ti + 2NaOH + H20 = Na2Ti03 + 2H2

Cirkonij in še posebej hafnij sta bolj odporna na oksidacijo s kislinami. ne reagirajo z nobeno razredčeno kislino razen s fluorovodikovo kislino. cirkonij in hafnij močno reagirata le z mešanico dušikove in fluorovodikove kisline:

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

Interakcija cirkonija in hafnija s fluorovodikovo kislino in koncentrirano žveplovo kislino poteka počasneje:

M + 7HF = H3 +2H2T

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

Koncentriran HN03 poveča odpornost kovin proti koroziji. Cirkonij in hafnij ne reagirata z alkalijami.

J. Lewis je predlagal bolj splošno teorijo kislin in baz.

Lewisove baze – to so donorji elektronskih parov (alkoholi, alkoholni anioni, etri, amini itd.)

Lewisove kisline - to so akceptorji elektronskih parov , tiste. spojine s prazno orbitalo (vodikov ion in kovinski kationi: H +, Ag +, Na +, Fe 2+; halogenidi elementov druge in tretje dobe BF 3, AlCl 3, FeCl 3, ZnCl 2; halogeni; kositer in žveplove spojine: SnCl 4, SO 3).

Tako sta Bronstedova in Lewisova baza enaki delci. Vendar pa je Brønstedova bazičnost zmožnost vezave le protona, medtem ko je Lewisova bazičnost širši koncept in pomeni zmožnost interakcije s katerim koli delcem, ki ima nizko ležečo nezasedeno orbitalo.

Lewisova kislinsko-bazična interakcija je donorska akceptorska interakcija in vsako heterolitično reakcijo lahko predstavimo kot Lewisovo kislinsko-bazično interakcijo:

Ni enotne lestvice za primerjavo moči Lewisovih kislin in baz, saj bo njihova relativna moč odvisna od tega, katera snov je vzeta kot standard (za Bronstedove kisline in baze je ta standard voda). Za oceno enostavnosti kislinsko-bazičnih interakcij po Lewisu je R. Pearson predlagal kvalitativno teorijo "trdih" in "mehkih" kislin in baz.

Toge podlage imajo visoko elektronegativnost in nizko polarizabilnost. Težko jih je oksidirati. Njihove najvišje zasedene molekularne orbitale (HOMO) imajo nizko energijo.

Mehke podlage imajo nizko elektronegativnost in visoko polarizabilnost. Z lahkoto oksidirajo. Njihove najvišje zasedene molekularne orbitale (HOMO) imajo visoko energijo.

Trde kisline imajo visoko elektronegativnost in nizko polarizabilnost. Težko jih je obnoviti. Njihove najnižje nezasedene molekularne orbitale (LUMO) imajo nizko energijo.

Mehke kisline imajo nizko elektronegativnost in visoko polarizabilnost. Z lahkoto se obnovijo. Njihove najnižje nezasedene molekularne orbitale (LUMO) imajo visoko energijo.

Najtrša kislina je H +, najmehkejša je CH 3 Hg +. Najtrši osnovi sta F- in OH- , najmehkejši sta I- in H- .

Tabela 5. Trde in mehke kisline in baze.

	Vmesni
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
Razlogi
H 2 O, OH - , F - , ROH, RO - , R 2 O, NH 3 , RNH 2	ArNH2, Br-, C5H5N	R 2 S, RSH, RS - , I - , H - , C 2 H 4 , C 6 H 6

Pearsonov princip trdih in mehkih kislin in baz (LMCO princip):

Trde kisline reagirajo prednostno s trdimi bazami, mehke kisline pa z mehkimi bazami.

To se izraža v višjih hitrostih reakcij in v tvorbi stabilnejših spojin, saj je interakcija med energijsko bližnjimi orbitalami učinkovitejša od interakcije med energijsko bistveno različnimi orbitalami.

Načelo LMCO se uporablja za določanje prednostne smeri konkurenčnih procesov (reakcije eliminacije in nukleofilne substitucije, reakcije, ki vključujejo ambidentne nukleofile); za ciljno ustvarjanje razstrupljevalcev in zdravil.