Hvad er en Lewis-syre?

Udtrykket Lewis-syre er opkaldt efter den amerikanske kemiker Gilbert N. Lewis. Tidlige kemikere anerkendte en syre som et stof med en sur smag, der reagerer med nogle metaller, og som neutraliserer baser eller alkalier, der producerer et salt. Siden slutningen af ​​det 19. århundrede er der imidlertid gjort forsøg på at definere syrer og baser på en mere streng måde, og en der forklarer, hvad der faktisk sker i en syre-base-reaktion. Lewis er den bredeste definition.

I 1883 definerede den svenske kemiker Svante Arrhenius en syre som et stof, der danner brintioner (H ⁺ ) i vandig opløsning, og en base som et stof, der danner hydroxid- (OH ^- ) -ioner. H ⁺ -ionerne - som simpelthen er protoner - er for reaktive til at eksistere i en vandig opløsning og forbindes med vandmolekyler til dannelse af hydronium (H3O ⁺ ) -ioner. Arrhenius's definition viste sig at være meget nyttig og dækker de fleste af de forbindelser, der almindeligvis betragtes som syrer. F.eks. Tilvejebringer saltsyre, en opløsning af gashydrogenchlorid i vand, H ⁺ -ioner, der danner hydroniumioner i opløsning: HCI + H20 → H3O ⁺ + Cl ^- . Denne definition forblev standarden indtil langt ind i det 20. århundrede og bruges stadig ofte i dag.

Et definerende træk ved alle syrer er, at de neutraliserer baser til at producere salte. Et eksempel er omsætningen af ​​saltsyre med natriumhydroxid (NaOH) til frembringelse af natriumchlorid og vand (H20): H3O ⁺ Cl ^- + Na ⁺ OH ^- → Na ⁺ Cl ^- + H20. H ⁺ -ioner leveret af saltsyre er kombineret med OH ^- ioner leveret af natriumhydroxid for at producere vand, mens Na ⁺ og Cl ^- ioner har kombineret til at producere salt i overensstemmelse med Arrhenius 'teori; lignende reaktioner kan imidlertid forekomme mellem forbindelser, der ikke passer til Arrhenius-definitionerne af syrer og baser. F.eks. Kan gasformigt hydrogenchlorid reagere med gasformig ammoniak til dannelse af saltammoniumchlorid: HCI + NH3 → NH4 ⁺ Cl-. To forbindelser er kombineret til dannelse af et salt, men da de ikke er i opløsning, er der ingen H ⁺ eller OH ^- ioner til stede, så reaktanterne kvalificerer sig ikke som en syre og en base ifølge Arrhenius.

I 1923 kom to kemikere - Johaness Bronsted og Thomas Lowry - uafhængigt af en ny definition. De antydede, at en syre var en protondonor og en base en protonacceptor. I en syre-basereaktion tilvejebringer syren en proton eller H ⁺ ion til basen; ingen af ​​reaktanterne behøver imidlertid være i opløsning, med H ⁺ eller OH ^- ioner, der faktisk er til stede før reaktionen. Denne definition inkluderer alle Arrhenius syrer og baser, men forklarer også kombinationen af ​​gasformigt hydrogenchlorid og ammoniak som en syre-basereaktion: det kovalente hydrogenchlorid har tilvejebragt en proton til ammoniakken til dannelse af en ammonium (NH4 ⁺ ) -ion, som danner en ionisk forbindelse med Cl ^- ion.

Den amerikanske kemiker Gilbert N. Lewis foreslog også i 1923 et udvidet koncept af syrer og baser som henholdsvis elektronparparacceptorer og donorer. Ved denne definition involverer en syre-base-reaktion, at reaktanterne danner en koordinatbinding - en kovalent binding, hvor begge de delte elektroner kommer fra det samme atom - med elektronerne, der kommer fra basen. I den ovenfor beskrevne HCl – NaOH-reaktion accepterer H ⁺ -ionen leveret af HCI et elektronpar fra OH ^- ion, der leveres af NaOH til dannelse af vand.

I henhold til denne teori er en Lewis-base derfor en forbindelse, der har et ubundet elektronpar til rådighed til binding. Lewis-syrestrukturen er sådan, at den kan opnå en stabil konfiguration ved at danne en koordinatbinding med en Lewis-base. Baser behøver ikke indeholde hydroxidioner eller acceptere protoner, og en Lewis-syre behøver ikke indeholde hydrogen eller donere protoner. Lewis-syre-definitionen inkluderer alle Arrhenius- og Bronsted-Lowry-syrer og også mange stoffer, der ikke opfylder Bronsted-Lowry- eller Arrhenius-kriterierne.

Et godt eksempel på et sådant stof er bortrifluorid (BF ₃ ). I denne forbindelse har bor, der normalt har tre elektroner i sin ydre skal, dannet kovalente bindinger, der deler et elektronpar med hvert af de tre fluoratomer. Selvom forbindelsen er stabil, har den plads til yderligere to elektroner i sin ydre skal. Det kan således danne en koordinatbinding med en elektronpar-donor - med andre ord en base.

For eksempel kan det kombineres med ammoniak (NH3), der har et nitrogenatom med et ubundet elektronpar, da tre af de fem elektroner i nitrogenets ydre skal er i kovalente bindinger med de tre hydrogenatomer. Kombinationen af ​​bortrifluorid og ammoniak er således som følger: BF ₃ +: NH3 → BF ₃ : NH3 - “:” repræsenterer elektronparret fra ammoniakets nitrogenatom. Bortrifluorid opfører sig således som en Lewis-syre og ammoniak som en base.