Электронная теория Льюиса

В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания. Основание — такое соединение, которое предоставляет пару электронов для образования ковалентной связи, а кислота — соединение, которое принимает пару с образованием ковалентной связи. Атом, принимающий электронную пару называется акцептором электронов, а соединение, содержащее такой атом следует отнести к кислотам. Атом, предоставляющий электронную пару, является донором электронов, а соединение, содержащее такой атом, — основанием. С учётом энергетических характеристик участвующих в кислотно — основных взаимодействиях орбиталей кислотой Льюиса является молекула с низкой по энергии свободной молекулярной орбиталью, а основанием Льюиса — молекула, предоставляющая для межмолекулярного взаимодействия высокую по энергии заполненную молекулярную орбиталь. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными.

К кислотам Льюиса относятся не только протон H⁺, но и все катионы, а также галогениды металлов 2 и 3 групп таблицы Менделеева: AlX₃, FeX₃, BX₃, SbX₅, SnX₄, ZnX₂ (X=F, Cl, Br, I).

К основаниям Льюиса — все анионы OH^-, OR^-, CH₃COO^-, NH₂^- и т. д. и нейтральные соединения, имеющие неподеленные электронные пары или рсвязи — H₂O, ROH, ROR, RCH=O, RSH, NH₃, R₃N, RCH=CH₂, R-C₆H₅ и др.

Ион Н⁺ — является кислотой, а ион ОН^- является основанием.

У основания имеется пара электронов, а у кислоты пустая орбиталь. кислота основание.

H⁺ + NH₃ = NH₄⁺

H⁺ + OH^- = H₂O.

Реакция нейтрализации представляет собой взаимодействие кислоты и основания с образованием ковалентной связи по донорно — акцепторному механизму, например:

AlCl₃ + Cl^- > [AlCl₄]^-

BF₃ + F? > [BF₄ ]^-

PCl₅ + Cl^- > [PCl₆]^-

Для кислот Льюиса невозможно составить таблицу со строгими количественными характеристиками кислотности, но можно отметить, что для кислот Льюиса типа галогенидов кислотность падает в ряду: BX₃ > AlX₃ > FeX₃ > SbX₅ > SnX₄ > ZnX₂.

Для этого определяют энергии взаимодействия различных соединений в строго определённых условиях (растворитель, температура) с одним и тем же стандартом, являющимся соответственно кислотой или основанием Льюиса.

Теория Льюиса, несмотря на свою простоту и логичность обладает рядом недостатков. Кислотно — основные превращения логично объясняются электронной теорией лишь в случае простых веществ. Иногда теория Льюиса приводит к полному противоречию: так взаимодействие AsCl₃ с пиримидином, носящее чётно выраженный кислотно — основный характер, не может быть объяснено в рамках этой теории, поскольку формальные электронные формулы показывают, что на атомах и мышьяка и азота имеются вакантные электронные пары. В действительности на атоме мышьяка из-за сильного электрофильного действия трёх атомов хлора наблюдается не избыток, а дефицит электронов. Необходимость учёта данных фактов сильно обесценивает теорию. 1].