حمض لويس مقابل القاعدة: الفرق والمقارنة

ستكون الكيمياء غير مكتملة بدون تفاعل بين أحماض لويس وقواعد لويس. شكلت نظرية حمض برونستيد-لوري الكيمياء.

اقترح جي إن لويس ، في عام 1923 ، أن هناك انتقال للإلكترونات وليس البروتونات. ساعدت هذه النظرية الكيميائيين على توقع نطاق أوسع من التفاعلات بين الأحماض والقواعد.

الوجبات السريعة الرئيسية

1. حمض لويس مادة يمكنها قبول زوج من الإلكترونات ، بينما قاعدة لويس هي مادة يمكنها التبرع بزوج من الإلكترونات.
2. يتفاعل حمض لويس وقاعدة لتكوين رابطة تساهمية منسقة.
3. يلعب حمض وقاعدة لويس دورًا مهمًا في التفاعلات الكيميائية مثل التفاعلات الحمضية القاعدية والحفز.

حمض لويس مقابل القاعدة

حمض لويس هو نوع كيميائي يمكنه قبول زوج من الإلكترونات، حيث يحتوي على ذرة تفتقر إلى الإلكترونات أثناء التفاعل الكيميائي. قاعدة لويس هي نوع كيميائي يمكنه التبرع بزوج من الإلكترونات أثناء التفاعل الكيميائي وهي مادة تحتوي على ذرة غنية بالإلكترونات.

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 أحماض لويس. إذا كان الجزيء أو الأيون أو الذرة لديه مجموعة ناقصة من الإلكترونات الثمانية، فإنها تتصرف كحمض لويس.

تحتوي قاعدة لويس على أغلفة وفيرة ، وتوجد مُصنَّفة على أنها نواة 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 المقارنة

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 الإلكترونين الآخرين من صعود إحدى الذرات ، يطلق عليه رابطة إحداثي. 

ينحصر حمض لويس في المستوي ثلاثي الزوايا تصنيفإنها متنوعة وتتفاعل مع قاعدة لويس لتشكيل نواتج الإضافة. يؤكد حمض لويس الخاصية الديناميكية الحرارية لتكوين الإضافة. 

يمكن تمييز أحماض لويس بشكل أكبر بناءً على الصلابة والنعومة. الصلابة تعني أنها غير قابلة للاستقطاب.

على أساس الصلابة والأحماض: 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. 

1.  عادة ، لا يوجد Monomeric BH3 ويحتاج إلى خطوة تنشيط. يرجع تكوين عوارض البوران إلى خطوة تنشيط تحلل الديبوران. التوضيح: B2H6 + 2 H− → 2 BH4− رد فعل: [Mg (H2O) 6] 2+ + 6 NH3 → [Mg (NH3) 6] 2+ + 6 H2O
2. عادة ، لا يمكن أن توجد ثلاثي هاليدات الألومنيوم في تكوين AIX3. إنه موجود كبوليمر ويتجمع ويتحلل بالقواعد.

تطبيق أحماض لويس:

• ألكلة فريدل كرافتس 
• تشكيل أيون الكربون الذي يكون محبًا للكهرباء بشكل كبير. التوضيح: RCl + AlCl3 → R + + AlCl4−

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 ونظرية لويس ، يمكن أيضًا تصنيف قاعدة لويس على أنها قاعدة برونستيد-لوري. 

قواعد لويس هي عبارة عن أمينات تقليدية (أمونيا)، وبيريدين ومشتقاته، وألكيل أمينات. تمتلك قواعد لويس أعلى مدار جزيئي مشغول، وهي تؤكد السمة الحركية لتكوين التقريب.

يمكن تمييز قواعد لويس بشكل أكبر بناءً على الصلابة والنعومة. تعني النعومة أنها قابلة للاستقطاب وأكبر. 

القواعد الصلبة: الماء ، الكلوريد ، الأمونيا ، الأمينات.

قواعد ناعمة: 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 Lewis Bases 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 ، وهو أمر مهم لإنتاج المستحضرات الصيدلانية. 

الاختلافات الرئيسية بين حمض لويس وقاعدة

1. يكتسب حمض لويس مجموعة من الإلكترونات. يوزع لويس بيس زوج الإلكترونات الخاص بهما.
2. يحتوي حمض لويس على نواة غنية بالإلكترون. تندفع قاعدة لويس نحو الذرات أو الجزيئات المشحونة الموجبة.
3. يحتوي حمض لويس على مجموعة ناقصة من الإلكترونات في غلافه الخارجي. تحتوي قاعدة لويس على مجموعة إضافية من الإلكترونات خالية من تشابك الروابط الكيميائية. 
4. لا يحتوي حمض لويس على أعلى مدار جزيئي مشغول. المدار الجزيئي لـ Lewis Bases شديد التركيز.
5. حمض لويس ليس حمض Brønsted-Lowry. يمكن أن تكون قاعدة برونستيد-لوري قاعدة لويس.

1. https://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/cr60311a002
2. https://www.thieme-connect.com/products/ejournals/html/10.1055/s-2005-869831