Электронная теория Льюиса.

1. Теории кислот и оснований.
Электронная теория Льюиса
12 ЛО Смирнов

2. Что такое теория кислот и оснований?
Для того что бы понять электронную теорию Льюиса
необходимо понять, в основе какой области лежит эта
теория.
Теория кислот и оснований - совокупность
фундаментальных физико-химических представлений,
описывающих природу и свойства кислот и оснований.
Все они вводят определения кислот и оснований — двух
классов веществ, реагирующих между собой. Задача
теории — предсказание продуктов реакции между
кислотой и основанием и возможности её протекания,
для чего используются количественные
характеристики силы кислоты и основания. Различия
между теориями лежат в определениях кислот и
оснований, характеристики их силы и, как следствие —
в правилах предсказания продуктов реакции между
ними.

3. Реакция кислоты и основания
Все прекрасно знают так называемую
реакцию нейтрализации при которой
кислота, взаимодействую с щелочью, в
качестве продуктов реакции дает соль и
воду. Теория Льюиса объясняет механизм
протекания подобных реакций на
молекулярном уровне.

4. В теории Льюиса (1916 г.) на основе электронных представлений
было ещё более расширено понятие кислоты и основания. Кислота
Льюиса — молекула или ион, имеющие вакантные электронные
орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные
пары (донорно - акцепторный механизм). Это, например, ионы
водорода — протоны, ионы металлов (Ag+, Fe3+), оксиды некоторых
неметаллов (например, SO3, SiO2), ряд солей (AlCl3), а также такие
вещества как BF3, Al2O3. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов
водорода, называются апротонными (кислота – акцептор без
водорода. Протонные кислоты рассматриваются как частный
случай класса кислот.
Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть
донором электронных пар, например анионы.
Кислота Льюиса — любое химическое соединение (молекула
либо ион) являющееся акцептором электронной пары, например
катионы.

5. Силы, действующие в молекулярном
ионе H2
+ при его образовании из атомов.

6. Электронная теория Льюиса
Классическую электронную теорию химической связи
предложил в 1916 г. американский химик Гилберт Ньютон
Льюис (1875—1946). Как уже было известно, завершённые
электронные оболочки атомов благородных газов
отличаются особенной устойчивостью. Льюис предположил,
что при образовании химической связи возникают пары
электронов, которые принадлежат сразу двум атомам. Тем
самым атомы заполняют до конца свой внешний
электронный уровень и приобретают электронную
конфигурацию благородного газа. Льюис назвал это
правилом октета, так как атомы всех благородных газов
(кроме гелия) имеют на внешнем уровне восемь электронов.
С помощью правила октета удалось объяснить электронное
строение огромного числа соединений. А связь,
образованная за счёт общей пары электронов, получила
название ковалентной.
Теория Льюиса позволяет не только описать распределение
электронов в молекулах, но и рассчитать так называемые
эффективные заряды на атомах.

7. Правило Октета
Правило октета — предложено Г. Н. Льюисом для объяснения причин образования
ковалентных химических связей. Согласно этому правилу при образовании
молекул атомы удовлетворяют свою потребность в достижении 8 электронной валентной
оболочки, подобной электронной конфигурации благородных газов за счет попарного
обобществления своих валентных электронов. По своей важности это фундаментальное открытие
Льюиса стоит в одном ряду с такими открытиями, как Периодический закон элементов и теория
строения органических соединений. Широко распространенное мнение, что правило октета
выполняется лишь в ограниченном числе случаев также ошибочно, как и утверждение того, что
Периодический закон элементов не имеет всеобщего характера. Исключения можно подразделить
на следующие три группы:
1. Сумма валентных электронов атомов, образующих молекулу, нечётна. Пример — молекула
оксида азота NO.
В данном случае сумма валентных электронов атома азота (5) и кислорода (6) равна 11, поэтому в
этой молекуле атом кислорода достигает восьмиэлектронной оболочки, а атом азота — нет. В
данном случае изначально невозможно достижение обоими атомами восьмиэлектронной
оболочки. Стремление атома азота заполнить свою электронную оболочку объясняет химическую
реакционную способность этой молекулы.
2. Молекула образуется за счет трехцентровых связей, например KI3. В этой молекуле анион иода
связан с молекулой иода трехцентровой четырехэлектронной связью. Аналогичные трехцентровые,
но двухэлектронные связи присутствуют в молекуле B2H6.
3. В образовании химических связей принимают участие d-орбитали. В этом случае правило
октетов (в пределе, то есть в случае участия всех пяти d-орбиталей) преобразуется в правило 18-
электронов. Поскольку в целом ряде случаев участие d-орбиталей в образовании химических
связей у некоторых элементов остается спорным вопросом, возникает иллюзия невыполнения
правила октетов. Классическими примерами выполнения правила 18-электронов являются
молекулы Fe(CO)5, Ni(CO)4, Co2(СО)8, Fe(C5H5)2 (ферроцен)и многие другие.
Таким образом, главным в правиле октетов Льюиса является не число 8 (или 18), а обобщение
электронов как основа образования ковалентной химической связи, и приближение за счет этого к
электронной конфигурации инертного газа — восьмиэлектронной или восемнадцатиэлектронной.

8. Для обозначения электронов Льюис использовал
точки Н:Н. Но часто общую пару электронов
изображают просто чёрточкой, которая и
символизирует химическую связь: Н—Н. В молекуле
Н2каждому атому принадлежат два электрона
(конфигурация атома гелия), которые предоставлены в
общее пользование двумя атомами водорода.
Подобным образом устроена и молекула F2 .У атома
фтора на внешнем уровне семь электронов — чтобы
достичь электронной конфигурации неона не хватает
одного. Поэтому каждый атом фтора отдаёт по одному
электрону в общее пользование. Теперь оба атома
имеют на внешнем уровне по восемь электронов
(октет), из которых два общих, а шесть (три пары)
сохраняются в индивидуальном пользовании.

9. В двухатомных молекулах простых веществ (Н2,F2,
N2и др.) общие пары электронов в равной степени
принадлежат обоим атомам. Такая связь
называется непопярной. При образовании
ковалентной связи в молекулах сложных веществ
общая электронная пара оказывается смещённой в
сторону одного из атомов. Молекула при этом
поляризуется: одна её часть несёт частичный
положительный заряд (8+), а другая —
отрицательный (8-). Примером может служить
молекула HF, в которой атом Н достигает
электронной конфигурации гелия, а атом F—
неона. Общая электронная пара в этом соединении
смещена в сторону атома фтора. Это пример
полярной связи.

10. Бывает, что один из атомов (донор
электронов) предоставляет в общее
пользование два электрона, а другой
(акцептор) — ни одного. Такой механизм
образования ковалентной связи называют
донорно-акцепторным
Пример — ион аммония. Атом азота имеет
три неспаренных электрона, которые
участвуют в трёх ковалентных связях с
тремя атомами водорода. Кроме того, у
атома азота есть ещё одна пара электронов.
При присоединении иона Н+ к аммиаку NH3
эта пара поступает в совместное
пользование атомов азота и водорода. В
данном случае атом азота выступает в
качестве донора, а Н+— акцептора
электронной пары.

11. Гилберт Ньютон Льюис
Гилберт Ньютон Льюис — выдающийся
американский физикохимик. Основные
научные работы в области химической
термодинамики, фотохимии, химии
изотопов, ядерной физики. Предложил
новую формулировку третьего начала
термодинамики. Предложил и развил
(1912–1916) электронную теорию
химической связи, объяснил впервые
ионную и гомеополярную связи,
разработал методы расчёта свободных
энергий химических реакций. Вместе с
Р. Макдональдом в 1933 году впервые
получил тяжёлую воду и выделил из
неё дейтерий. В 1929 году ввёл термин
фотон для обозначения мельчайшей
единицы излучения.

12. Источники
http://murzim.ru
https://ru.wikipedia.org
chem21.info
Fin