ستكون الكيمياء غير مكتملة بدون تفاعل بين أحماض لويس وقواعد لويس. شكلت نظرية حمض برونستيد-لوري الكيمياء. ج. اقترح لويس في عام 1923 أن هناك انتقال للإلكترونات وليس البروتونات. ساعدت هذه النظرية الكيميائيين على توقع نطاق أوسع من التفاعلات بين الأحماض والقواعد.
حمض لويس مقابل القاعدة
الفرق بين حمض لويس وقاعدة هو القدرة على المساهمة أو أخذ الإلكترونات. حمض لويس هو تقسيم كيميائي. لها غلاف إلكتروني شاغر وهي مختصة للحصول على مجموعة إلكترونية. أنها تشكل رابطة تساهمية عند الحصول على الإلكترونات. من ناحية أخرى ، فإن قاعدة لويس هي تقسيم كيميائي يوزع زوج الإلكترونات الوحيد. تحتوي قاعدة لويس على غلاف إلكتروني كامل. لديهم مجموعة إضافية من الإلكترون غير متشابك في أي رابطة.
يحتوي حمض لويس على أغلفة فارغة ، وقد تم تصنيفها على أنها مركبات كهربائية. إنه نوع منجذب إلى قلب غني بالإلكترون. أحماض لويس لها طاقة أقل لأنها تحتوي على قذائف فارغة. معظم الكاتيونات هي جزء من أنواع حمض لويس. إذا حدث أن جزيء أو أيون أو ذرة تحتوي على مجموعة ناقصة من الإلكترونات الثمانية ، فإنها تتصرف مثل حمض لويس.
تحتوي قاعدة لويس على قذائف وفيرة ، وتوجد مُصنَّفة على أنها محبي نيوكليوفيل ، ولديها مستوى طاقة أعلى من أحماض لويس. يندفعون إلى شحنة موجبة بمجموعتهم الوحيدة من الإلكترون. معظم الأنيونات هي جزء من أنواع قاعدة لويس. إذا كان لجزيء أو ذرة أو أيون مجموعة واحدة من الإلكترون ، فإنهم يتصرفون كقاعدة لويس.
جدول مقارنة بين حمض لويس وقاعدة
| معلمات المقارنة | حمض لويس | قاعدة لويس |
| طاقة | الأنواع الكيميائية لديها طاقة أقل. | الطاقة الكيميائية لديها طاقة أعلى. |
| أيونات | معظم الكاتيونات هي جزء من أنواع حمض لويس. | معظم الأنيونات هي جزء من أنواع قاعدة لويس. |
| مصطلح معروف | اليكتروفيل | نيوكليوفيل |
| ميزة | إظهار الميزات الديناميكية الحرارية عند تشكيل التقارب. | إظهار الميزة الحركية. |
| الإلكترونات في الغلاف الخارجي | مجموعة ناقصة من الإلكترونات في غلافها الخارجي | مجموعة إضافية من الإلكترونات الحرة في غلافها الخارجي. |
ما هو حمض لويس؟
في وقت سابق من عام 1916 ، اقترح لويس أن الذرات تلتصق ببعضها البعض في إطار كيميائي عن طريق توزيع الإلكترونات. وفقًا لجيلبرت إن لويس ، يمكن للحمض جذب مجموعة إلكترون من جزيء ثان وإكمال شكل ثابت لإحدى ذراته.
حمض لويس ليس حمض برونستيد-لوري تلقائيًا. عندما يتم التبرع بإلكترون واحد من كل ذرة ، يطلق عليه الرابطة التساهمية. عندما يقترب أحد الإلكترونات الأخرى من إحدى الذرات ، يطلق عليه رابطة إحداثي.
ينحصر حمض لويس في التصنيف المستوي ثلاثي الزوايا. إنها متنوعة وتتفاعل مع قاعدة لويس لتشكيل المقاربات. يؤكد حمض لويس السمة الديناميكية الحرارية لتشكيل التقريب.
يمكن تمييز أحماض لويس بشكل أكبر بناءً على الصلابة والليونة. الصلابة تعني أنها غير قابلة للاستقطاب.
على أساس الأحماض والصلابة: البورانيس ، الكاتيونات الفلزية القلوية ، H +
بناء على النعومة ، الأحماض: ني (0) ، حج +
بعض الأمثلة على أحماض لويس البسيطة:
إن عضويات البورون وثلاثي هاليدات البورون هي عدد قليل من أحماض لويس البسيطة. رسم توضيحي: BF3 + F− → BF4−
في بعض الأحيان ، يمكن لحمض لويس تأمين قاعدتي لويس:
مثال: SiF4 + 2 F− → SiF62− (سداسي فلورو سيليكات)
بعض الأمثلة على أحماض لويس المعقدة:
في بعض الأحيان تتطلب بعض المركبات الكيميائية تنشيطًا إضافيًا. يحتاجون إليها قبل إنتاج المقربة عند التفاعل مع قاعدة لويس.
تطبيق أحماض لويس:
ما هي قاعدة لويس؟
تنص نظرية Brønsted – Lowry الحمضية على أنه عندما يستجيب حمض وقاعدة مع بعضهما البعض ، فإن الحمض يشكل قاعدته المترافقة. من ناحية أخرى ، تقوم القاعدة بتبادل البروتون وتكوين حمضها المتقارن.
تأسست نظرية لويس على أساس الهيكل الإلكتروني. يمكن لقاعدة لويس أن توزع مجموعة من الإلكترونات على H + (بروتون) ، وتتشكل قاعدتها المقترنة لنظرية Brønsted – Lowry الحمضية بفقدان H +. لذا بالنظر إلى نظرية Brønsted – Lowry's acid-base and Lewis Theory ، يمكن أيضًا تصنيف قاعدة لويس على أنها قاعدة برونستيد-لوري.
الأمينات التقليدية (الأمونيا) ، البيريدين ومشتقاته ، والألكيلامين هي قواعد لويس. تمتلك قاعدة لويس أعلى مدار جزيئي مشغول ، وهي تؤكد السمة الحركية لتكوين التقريب.
يمكن تمييز قواعد لويس بشكل أكبر بناءً على الصلابة والليونة. تعني النعومة أنها قابلة للاستقطاب وأكبر.
القواعد الصلبة: الماء ، الكلوريد ، الأمونيا ، الأمينات.
القواعد الناعمة: أول أكسيد الكربون ، Thioethers.
تطبيق قواعد لويس:
يُنظر إلى مانحي أزواج الإلكترون الذين يشكلون المركبات عن طريق عناصر التكيف الحاسمة على أنها قواعد لويس. هم معروفون حتى باسم Ligands. وبالتالي فإن تطبيق قواعد لويس يكمن بشكل كبير في تكوين المحفزات المعدنية. نظرًا لأن قواعد لويس تشكل العديد من الروابط مع أحماض لويس ، فإنها تصبح متعددة (عوامل مخلبية).
تعتمد شركات الأدوية على قواعد Chiral Lewis ، لأنها تقدم chirality على محفز. تسهل هذه الخاصية تكوين الحفز غير المتماثل الذي يعد مهمًا لإنتاج المستحضرات الصيدلانية.
الاختلافات الرئيسية بين حمض لويس وقاعدة
استنتاج
يقبل Lewis Acid مجموعة من الإلكترونات ، وتصدر Lewis Base إلكترونات. يمكن ملاحظة حمض أرهينيوس وقاعدة وحمض برونستيد وقاعدة كقاعدة لويس أو حمض لويس. تعتمد قوة قاعدة لويس على عامل pKa. إذا كان الحمض المترافق يحتوي على عامل pKa أعلى ، فسيؤدي ذلك إلى إنشاء قاعدة أكثر ثباتًا.
في الوقت الحاضر ، تم تطوير عدد قليل من التقنيات للتنبؤ بحموضة لويس. يعتبر كل من حمض لويس وقاعدة من الأنواع الكيميائية التي تتفاعل مع بعضها البعض لتشكيل مركبات. هم الأنواع التي تتفاعل مع بعضها البعض لتشكيل لويس Adducts. النقطة الرئيسية للتفاعل هي تطوير التقريب.
