Wat is een Lewis-zuur?
De term Lewis-zuur is vernoemd naar de Amerikaanse chemicus Gilbert N. Lewis. Vroege scheikundigen herkenden een zuur als een stof met een zure smaak die reageert met sommige metalen en die basen, of basen, neutraliseert en een zout produceert. Sinds het einde van de 19e eeuw zijn er echter pogingen gedaan om zuren en basen op een rigoureuzere manier te definiëren, en een die verklaart wat er eigenlijk gebeurt in een zuur-base reactie. Lewis's is de breedste definitie.
In 1883 definieerde de Zweedse chemicus Svante Arrhenius een zuur als een stof die waterstofionen (H + ) vormt in waterige oplossing, en een base als een stof die hydroxide (OH - ) ionen vormt. De H + -ionen - die eenvoudig protonen zijn - zijn te reactief om in een waterige oplossing te bestaan en associëren met watermoleculen om hydronium (H30 + ) ionen te vormen. De definitie van Arrhenius bleek zeer nuttig en omvat de meeste verbindingen die gewoonlijk als zuren worden beschouwd. Bijvoorbeeld, zoutzuur, een oplossing van het gaswaterstofchloride in water, levert H + ionen die hydroniumionen in oplossing vormen: HCl + H20 → H30 + Cl - . Deze definitie bleef de standaard tot ver in de 20e eeuw en wordt vandaag de dag nog steeds vaak gebruikt.
Een bepalend kenmerk van alle zuren is dat ze basen neutraliseren om zouten te produceren. Een voorbeeld is de reactie van zoutzuur met natriumhydroxide (NaOH) om natriumchloride en water (H 2 O) te produceren: H30 + Cl - + Na + OH - → Na + Cl - + H20. Hier, de H + ionen geleverd door het zoutzuur zijn gecombineerd met de OH - ionen geleverd door de natriumhydroxide om water te produceren, terwijl de Na + en Cl - ionen gecombineerd zijn om zout te produceren, in overeenstemming met de theorie van Arrhenius; soortgelijke reacties kunnen echter optreden tussen verbindingen die niet voldoen aan de Arrhenius-definities van zuren en basen. Gasvormig waterstofchloride kan bijvoorbeeld reageren met gasvormige ammoniak om het zoutammoniumchloride te vormen: HCl + NH3 → NH4 + Cl - . Twee verbindingen zijn samengevoegd om een zout te vormen, maar omdat ze niet in oplossing zijn, zijn er geen H + of OH - ionen aanwezig, dus de reactanten kwalificeren niet als een zuur en een base volgens Arrhenius.
In 1923 kwamen twee chemici - Johaness Bronsted en Thomas Lowry - onafhankelijk met een nieuwe definitie. Ze suggereerden dat een zuur een protondonor was en een base een protonenacceptor. In een zuur-base reactie levert het zuur een proton of H + ion aan de base; geen van beide reactanten hoeft echter in oplossing te zijn, waarbij H + of OH - ionen voorafgaand aan de reactie aanwezig zijn. Deze definitie omvat alle Arrhenius-zuren en basen, maar verklaart ook de combinatie van gasvormig waterstofchloride en ammoniak als een zuur-base reactie: het covalente waterstofchloride heeft een proton aan de ammoniak geleverd om een ammonium (NH 4 + ) ion te vormen, dat vormt een ionische verbinding met het Cl - ion.
De Amerikaanse chemicus Gilbert N. Lewis suggereerde, ook in 1923, een uitgebreid concept van zuren en basen als respectievelijk elektronenpaaracceptoren en donoren. Volgens deze definitie houdt een zuur-base reactie in dat de reagentia een gecoördineerde binding vormen - een covalente binding waarbij beide gedeelde elektronen van hetzelfde atoom komen - met de elektronen die van de base komen. In de HCl-NaOH-reactie die hierboven is beschreven, accepteert het H + -ion dat door de HCl wordt geleverd een elektronenpaar van het OH - ion dat door de NaOH wordt geleverd om water te vormen.
Volgens deze theorie is daarom een Lewis-base een verbinding die een niet-gebonden elektronenpaar beschikbaar heeft voor binding. De Lewis-zuurstructuur is zodanig dat deze een stabiele configuratie kan bereiken door een coördinaatbinding met een Lewis-base te vormen. Basen hoeven geen hydroxide-ionen te bevatten of protonen te accepteren, en een Lewis-zuur hoeft geen waterstof te bevatten of protonen af te staan. De definitie van Lewis-zuur omvat alle Arrhenius- en Bronsted-Lowry-zuren en ook veel stoffen die niet voldoen aan de Bronsted-Lowry- of Arrhenius-criteria.
Een goed voorbeeld van een dergelijke stof is boortrifluoride (BF 3 ). In deze verbinding heeft boor, dat normaal drie elektronen in zijn buitenste schil heeft, covalente bindingen gevormd, die een elektronenpaar delen met elk van de drie fluoratomen. Hoewel de verbinding stabiel is, heeft deze ruimte voor nog twee elektronen in de buitenste schil. Het kan dus een gecoördineerde binding vormen met een donor van een elektronenpaar - met andere woorden, een base.
Het kan bijvoorbeeld combineren met ammoniak (NH3), dat een stikstofatoom heeft met een niet-gebonden elektronenpaar, omdat drie van de vijf elektronen in de buitenste schil van de stikstof in covalente bindingen zijn met de drie waterstofatomen. De combinatie van boortrifluoride en ammoniak is dus als volgt: BF 3 +: NH 3 → BF 3 : NH 3 - de ":" vertegenwoordigt het elektronenpaar uit het stikstofatoom van de ammoniak. Boortrifluoride gedraagt zich dus als een Lewis-zuur en ammoniak als een base.