5.2 : Kwasy i zasady Lewisa

In the periodic table, all elements in group 13 have three valence electrons. Consequently, they form trivalent compounds in which the central atom has a sextet of electrons and a vacant orbital.

These electron-deficient compounds achieve their octets by receiving electrons from other species in a chemical reaction.

For example, aluminum chloride reacts with ammonia by accepting the lone pair from the nitrogen atom.

This makes aluminum chloride — the electron-pair acceptor — a Lewis acid, and ammonia — the electron-pair donor — a Lewis base.

As the two oppositely charged species attract each other, the electron pair is transferred from the base to the acid. This completes the octet of the Lewis acid, resulting in a Lewis acid—base adduct.

Now, consider another Lewis acid—base reaction between the electron-deficient boron trifluoride and ammonia.

The electrostatic potential map of boron trifluoride indicates a significant positive charge centered on the boron atom.

In the case of ammonia, the nitrogen atom carries a negative charge on account of its nonbonding electron pair.

The opposite charges cause boron trifluoride and ammonia to react. During the reaction, the lone pair of ammonia fills the valence shell of boron to give it an octet of electrons.

In the adduct, boron carries a formal negative charge and nitrogen carries a formal positive charge — thus conserving the net charge of the compound.

Now, examine the reaction between a protic acid, like hydrochloric acid, and a base — ammonia. By the Brønsted–Lowry definition, HCl is an acid owing to its ability to donate a proton.

Although HCl is not an electron-deficient compound, in its reaction with ammonia, the hydrogen atom of HCl loses its shared electrons to chlorine while simultaneously accepting a pair of electrons from ammonia. HCl is, therefore, also a Lewis acid.

Ta lekcja dotyczy kwasów i zasad Lewisa w kontekście reguły oktetu dla związków z niedoborem elektronów. W tym miejscu omówiono koncepcję, kładąc nacisk na pierwiastki z grupy 13, takie jak bor i aluminium. Ponieważ pierwiastki grupy 13 posiadają trzy elektrony walencyjne, tworzą związki trójwartościowe z sekstetem elektronów i pustym orbitalem dla atomu centralnego. W rezultacie te związki z niedoborem elektronów przyjmują elektrony z innych gatunków, aby uzupełnić swój oktet w reakcji chemicznej. Nazywa się je kwasami Lewisa zgodnie z „uogólnioną teorią kwasów i zasad” zaproponowaną przez Gilberta N. Lewisa.

Teoria Lewisa dotyczyła związków, które nie były objęte definicją Brønsteda. Zaproponował, że związki z niedoborem elektronów działają jak kwas Lewisa, w którym ich oktety powłoki walencyjnej są uzupełniane w reakcji chemicznej. Dlatego kwas Lewisa jest gatunkiem, który przyjmuje parę elektronów, tworząc nowe wiązanie.

Natomiast zasadę Lewisa definiuje się jako gatunek, który przekazuje parę elektronów. Wyjaśniono to na konkretnym przykładzie chlorku glinu reagującego z amoniakiem z utworzeniem adduktu kwasowo-zasadowego Lewisa. Tutaj para elektronów jest przenoszona między przeciwnie naładowanymi gatunkami, aby spełnić oktet. Koncepcję kwasów i zasad Lewisa potwierdza dodatkowo reakcja między trifluorkiem boru z niedoborem elektronów a amoniakiem bogatym w elektrony, jak pokazano na rysunku 1.

Rysunek 1. Reakcja trifluorku boru i amoniaku

Tutaj na gatunku rozwija się znaczny ładunek. Ponieważ centrum boru ma pusty orbital, który może przyjąć elektron, lokalizuje ładunek dodatni. Natomiast centrum azotowe w amoniaku gromadzi ładunek ujemny z powodu obecności wolnej pary elektronów. Dlatego też, gdy oddziałują, samotna para elektronów w powłoce walencyjnej azotu jest przenoszona na atom boru w BF3, co zaznaczono zakrzywioną strzałką powyżej. Zatem formalne ładunki boru i azotu są zrównoważone, w wyniku czego addukt kwasowo-zasadowy Lewisa nie posiada ładunku netto.

Teoria Lewisa stanowi uzupełnienie teorii Brønsteda, która wykorzystuje transfer protonów jedynie do zdefiniowania reakcji kwasowo-zasadowych poprzez uwzględnienie przeniesienia wolnej pary. Dlatego chociaż wszystkie kwasy Brønsteda-Lowry'ego są kwasami protonowymi, kwasy Lewisa mogą być protonowe lub aprotonowe. Wyjaśniono to na przykładzie kwasu solnego. HCl jest kwasem zgodnie z definicją Brønsteda-Lowry'ego, biorąc pod uwagę jego zdolność do oddawania protonu. Jest to również kwas Lewisa, ponieważ jego atom wodoru traci wspólne elektrony na rzecz chloru, jednocześnie przyjmując parę elektronów z amoniaku.

Tagi

Lewis Acids Lewis Bases Octet Rule Electron deficient Compounds Group 13 Elements Boron Aluminium Trivalent Compounds Vacant Orbital Electron Donation Electron Acceptance Lewis Acid base Adduct Boron Trifluoride Ammonia

5.2 : Kwasy i zasady Lewisa

Tagi

PLAYLIST