ما هو حمض لويس؟

الأحماض والقواعد مصطلحات شائعة في الكيمياء. لكن أ حمض لويس شيء مختلف. بعض التفاعلات لها خصائص التفاعلات الحمضية القاعدية ولكنها لا تتناسب مع نظرية الكيمياء الحمضية القاعدية التي طرحها الكيميائيان Brønsted و Lowry.

وبدلاً من ذلك ، قال الكيميائي ج. أدرك لويس أن المفهوم العام للتفاعلات الحمضية القاعدية يمكن أن يشمل أيضًا أنواعًا أخرى من التفاعلات ، بما في ذلك تفاعلات نقل البروتون. تابع القراءة لمعرفة المزيد حول ماهية أحماض لويس وما إذا كانت جزيئات معينة هي أحماض لويس أو قواعدها.

TL ؛ DR (طويل جدًا ؛ لم أقرأ)

يعتبر لويس نقل الإلكترون بدلاً من نقل البروتون لتحديد الأحماض والقواعد. يقبل حمض لويس زوج إلكترون بينما تتبرع قاعدة لويس بزوج إلكترون. حمض لويس هو متقبل للإلكترون. عادة ما يكون شيئًا يعاني من نقص الإلكترون أو موجب الشحنة.

أجرى لويس تجاربه في عام 1923 باستخدام الهيدروجين (أيون موجب) وهيدروكسيد (OH^-، أنيون). وفقًا لنظرية Brønsted ، يقبل أيون الهيدروكسيد بروتونًا لتكوين رابطة تساهمية ، مما ينتج عنه ماء ، H₂0.

في نظرية لويس ، فإن أيون الهيدروجين هو المكون المهم ، لأنه يقبل الإلكترونات من أيون الهيدروكسيد لتشكيل الرابطة التساهمية.

وفقًا لـ Lewis ، يعد حمض لويس نوعًا كيميائيًا يمكنه تكوين رابطة تساهمية عن طريق قبول زوج إلكترون من نوع كيميائي آخر. يمكن تعريف العديد من الأشياء التي لا تعتبر أحماض على أنها أحماض لويس إذا كانت قادرة على قبول الإلكترونات. غالبًا ما توصف أحماض لويس بأنها تحتوي على مدارات شاغرة.

يوجد أيضًا تعريف لـ قاعدة لويس. قاعدة لويس هي عكس ذلك ، حيث يتم تعريفها على أنها نوع يمكنه تكوين رابطة تساهمية عن طريق التبرع بزوج إلكترون إلى نوع آخر.

الكاتيونات المعدنية مثل AL³⁺ و FE³⁺ هي أحماض لويس. تجذب الشحنة الموجبة للكاتيون المعدني الإلكترونات.

أ محفز حمض لويس هو الذي يعمل مثل جميع المحفزات. المحفزات تزيد من معدل التفاعل الكيميائي. يزيد محفز حمض لويس من تفاعل الركيزة عن طريق قبول الإلكترونات ولكنه لا يشارك في التفاعل نفسه.

يجذب حمض لويس الإلكترونات وله مدارات شاغرة حيث يمكن للإلكترونات المنجذبة أن تذهب. مع الألومنيوم ، يوجد ما مجموعه 17 إلكترونًا تكافؤًا. نظرًا لأنه يحتوي على مجموعة غير كاملة من الإلكترونات ، فهناك مساحة لإلكترون آخر. هذا يعني ALCl₃ هو حمض لويس. AlCl₃ يمكن أن تقبل الإلكترونات.

نيو هامبشاير₃، أو الأمونيا ، لديها زوج وحيد من الإلكترونات. يمكنه التبرع بهذه الإلكترونات لأنواع كيميائية تقبل الإلكترونات. بسبب هذا ، NH₃ هي قاعدة لويس.

عندما NH₃ يتم تحييده بواسطة HCL في الماء ، NH₃ هو مانح الإلكترون لأيون الهيدروجين. والنتيجة هي NH₄.

تصف مفاهيم لويس وبرونستيد-لوري أشياءً متشابهة ، لكنهما طريقتان مختلفتان للنظر في التفاعلات الكيميائية. في حين أن تفسير Brønsted-Lowry هو طريقة صارمة لتعريف كيمياء القاعدة الحمضية ، قدم لنا لويس وجهة نظر أخرى للتفاعلات التي يمكن وصفها أيضًا بكيمياء مماثلة.