6.2. Электронная теория Льюиса

По электронной теории Льюиса кислоты – соединения, способные принять пару электронов (акцепторы электронной пары), а основания – соединения, способные предоставить пару электронов для образования ковалентной связи (доноры электронной пары).

Таким образом, теория Льюиса не считает наличие водорода обязательным признаком кислоты, хотя протон и в этой теории остается кислотой, поскольку является акцептором электронов. К кислотам Льюиса в соответствии с определением относятся также катионы металлов Fe³⁺, Cu²⁺, Al³⁺, Ag⁺ и др., молекулы типа BF₃, SO₃, SnCl₄ и т.д.

Электронная теория расширила понятия о кислотах и основаниях, позволив интерпретировать некоторые свойства веществ с единой точки зрения, однако это теория имеет и недостатки. По теории Льюиса к кислотно-основным реакциям следует отнести реакции окисления-восстановления и реакции комплексообразования. Это слишком сильное расширение понятий кислот и оснований – один из недостатков теории Льюиса.

6.3. Кислотно-основные и некоторые другие свойства растворителей

Как среда для протекания реакции растворитель обычно характеризуется диэлектрической проницаемостью (ε), которая описывает влияние растворителя на взаимодействие электрических зарядов друг с другом. По этому признаку различают растворители: полярные (ε > 30 ), обладают диссоциирующим действием; малополярные (ε = 10÷30), со слабым диссоциирующим действием; неполярные (ε < 10), не оказывают диссоциирующего эффекта.

Как участника реакции кислотно-основного взаимодействия растворитель можно характеризовать его донорно-акценторными свойствами по отношению к протону. Конечно, эти свойства не исчерпывают своеобразия и природу растворителя, поскольку существует еще специфическое взаимодействие.

При классификации по донорно-акценторным свойствам обычно выделяют протонные и апротонные растворители. Протонные растворители могут отдавать или принимать протон. Апротонные растворители не проявляют кислотно-основных свойств и не вступают в протолитическое равновесие с растворенным веществом.

Протонные растворители принято разделять на кислотные (протогенные), основные (протофильные) и амфотерные (амфипротные). У кислотных растворителей склонность к отдаче протона значительно превышает склонность к его присоединению. К этой группе растворителей относятся многие минеральные и органические кислоты (H₂SO₄, H₃PO₄, CH₃COOH и др.).

Основные растворители склонны к присоединению протонов. Типичные представителями их являются NH₃, NH₂OH, H₂NCH₂CH₂NH₂, C₅H₅N и др.

Амфотерные растворители проявляют слабо выраженные кислотно-основной характер, т.е. они являются более слабыми кислотами, чем протогенные и более слабыми основаниями, чем протофильные. К амфотерным растворителям относят воду, спирты, кетоны и др. Резкую границу между рассмотренными группами растворителей, провести трудно, так как на характер кислотно-основного взаимодействия и на направления процесса существенное влияние оказывают кислотно-основные свойства взаимодействующего партнера.

У апротонных растворителей отсутствуют явно выраженные протонно-донорные или протоно-акцепторные свойства. У них небольшая величина диэлектрической проницаемости и низкий или нулевой электрический дипольный момент. Растворенные вещества в апротонных растворителях заметно не диссоциируют. Апротонными растворителями является бензол, хлороформ, тетрахлорид углерода, сероуглерод, циклогексан и др.

По влиянию на кислотно-основные свойства растворенного вещества растворители подразделяют на нивелирующие и дифференцирующие. В нивелирующих растворителях сила некоторых кислот, оснований и других электролитов становится примерно одинаковой, а в дифференцирующих – разной. Например, жидкий аммиак является нивелирующим растворителем как для сильных, так и для слабых кислот.

В дифференцирующих растворителях проявляются значительные различия в силе кислот и оснований и других электролитов. Многие кислоты и основания полностью диссоциированные в водном растворе, существенно различаются по силе в дифференцирующих растворителях. Примером дифференцирующего растворителя может служить безводная уксусная кислота. В ней приведенные ниже сильные в водных растворах кислоты сильно различаются по своим константам диссоциации (pK = –lgK), а именно:

Кислоты	HClO4	HBr	H2SO4	HCl	HNO3
pK	5,8	6,4	8,2	8,9	9,4

Из приведенных данных видно, что кроме ослабления диссоциации происходит также дифференциация силы кислот. Понятие о дифференцирующем растворителе не является абсолютным, так как для одной группы веществ растворитель может быть дифференцирующим, а для другой нивелирующим.