Кратко и по сути — сравнение по электронной структуре и следствия для кислотно‑основного поведения и роли растворителя.
1) Электронные структуры (ключевые факты)
- Вода: атом кислорода sp${}^3$‑гибридизирован, имеет две неподелённые пары, высокое электроотрицательство O. В молекуле — сильная полярность O–H.
Пример: ${\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ (две lp на O).
- Аммиак: азот sp${}^3$‑гибридизирован, имеет одну неподеленную пару, электроотрицательность N ниже, lone pair более «доступна», молекула пирамидальная.
Пример: $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ (одна lp на N).
2) Как это влияет на кислотно‑основные свойства
- Легкость отдачи протона (Бронстед‑кислотность): полярность O–H и способность O стабилизировать отрицательный заряд делают воду гораздо более кислотной, чем аммиак. Формально: $\mathrm{p}{K}_a({\mathrm{H}}_2\mathrm{O})\approx 15.7$ (в газовой/неводной шкале для превращения в $\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{-}$), а отключаемость протона от нейтрального $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ очень мала ($\mathrm{p}{K}_a(\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3(\mathrm{as}\mathrm{acid}))\sim 38$). Аммоний же (конъюгированная кислота) имеет $\mathrm{p}{K}_a(\mathrm{N}{\mathrm{H}}_4^{+})\approx 9.25$.
- Способность принимать протон (Бронстед‑основность, а также Льюис‑основность): lone pair на N менее стабилен (менее сильно притягивается N), поэтому $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ — более сильная база/нуклеофил, чем ${\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$. Для сравнения в водной системе $\mathrm{p}{K}_b(\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3)\approx 4.75$.
- Автопротолиз: вода сильнее автопротолизуется ($2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\leftrightarrow {\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{-}$, $K_w\approx 10^{-14}$ при $25^{\circ }\mathrm{C}$) чем аммиак (автопротолиз $2N{\mathrm{H}}_3\leftrightarrow \mathrm{N}{\mathrm{H}}_4^{+}+\mathrm{N}{\mathrm{H}}_2^{-}$ значительно сильнее сдвинут влево), поэтому в чистой воде концентрация ионов выше.
3) Следствия для роли как растворителей
- Полярность и водородные связи:
- Вода: сильные водородные связи (две донорные и две акцепторные позиции у каждой молекулы) и высокая диэлектрическая проницаемость ($\epsilon \approx 78$ при $25^{\circ }\mathrm{C}$) — отлично стабилизирует ионы, способствует диссоциации электролитов и протонным реакциям (гидролиз, кислотно‑основные взаимодействия, SN1/ионические механизмы). Примеры: протонирование оснований, эффективная сольватация $\mathrm{N}{\mathrm{a}}^{+}$, $\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}$, быстрые обмены протонов через гидроксоний.
- Аммиак: слабее полярен ($\epsilon$ жидкого аммиака ~$22$), водородные связи слабее, lone pair N хорошо координирует катионы — поэтому аммиак хуже стабилизирует сильно полярные ионы, но хорош как донор электронной пары. В жидком аммиаке сольватация ионов хуже, автопротолиз слабее — меньше свободных ${\mathrm{H}}^{+}$/$\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{-}$, но легче образуются и стабилизируются комплексные соединения и анионы типа $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_2^{-}$ при сильном щелочении.
- Практические следствия:
- Вода — универсальный растворитель для кислотно‑основных реакций, поддерживает быстрый перенос протонов, диссоциацию электролитов, гидролиз органических соединений; реагенты и переходные состояния с зарядами стабилизируются.
- Аммиак — предпочтителен, когда нужно реализовать сильную основность/нуклеофильность (получение амид‑ионов $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_2^{-}$, аминирование, образование аммонийных солей), восстановительные растворы (растворённые электроны в щелочных металлах в $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$), или когда нежелательна высокая ионная сольватация; также используется как коордиирующий растворитель для металлов и комплексов.
Краткое резюме: из‑за более электроотрицательного и «запертого» lone‑pair у O вода легче отдаёт протон и лучше стабилизирует ионы (лучший протонный/ионный растворитель); азот в $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3$ имеет более доступную неподеленную пару, поэтому аммиак ведёт себя как более сильная база/Льюис‑донор и как растворитель способствует реакциям, требующим нуклеофильности и координации, но хуже стабилизирует свободные ионы и протонные равновесия.