Chemie zou onvolledig zijn zonder interactie tussen Lewis-zuren en Lewis-basen. De Brønsted-Lowry-zuurtheorie heeft de chemie gevormd. GN Lewis suggereerde in 1923 dat er een overdracht is van elektronen en niet van protonen. Deze theorie hielp scheikundigen om een breder scala aan reacties tussen zuren en basen te voorspellen.
Lewis zuur versus base
Het verschil tussen Lewis-zuur en base is het vermogen om elektronen bij te dragen of op te nemen. Lewiszuur is een chemische divisie. Het heeft een lege elektronische schil en is bevoegd om een elektronenset te verwerven. Ze vormen een covalente binding bij het verkrijgen van elektronen. Aan de andere kant is de Lewis-base een chemische divisie die hun enige elektronenpaar uitdeelt. Lewis-basis heeft een complete elektronische schaal. Ze hebben een extra set van een elektron dat niet verstrikt is in een binding.
Lewis Acid heeft lege omhulsels en ze bestaan gelabeld als elektrofielen. Het is een soort die naar een elektronenrijke kern wordt gelokt. Lewis-zuren hebben een lagere energie omdat ze lege omhulsels hebben. Meestal maken alle kationen deel uit van de Lewis Acid-soort. Als een molecuul, ion of atoom toevallig een deficiënte set octet-elektronen heeft, gedragen ze zich als een Lewis-zuur.
Lewis Base heeft overvloedige schillen, en ze bestaan gelabeld als nucleofielen, en ze hebben een hoger energieniveau dan de zuren van Lewis. Ze haasten zich met een positieve lading met hun enige set van een elektron. Meestal maken alle anionen deel uit van de Lewis Base-soorten. Als een molecuul, atoom of ion toevallig een Lone set van een elektron heeft, gedragen ze zich als Lewis Base.
Vergelijkingstabel tussen Lewis-zuur en base
| Parameters van vergelijking: | Lewis zuur | Lewis-basis |
| Energie | Chemische soorten hebben een lagere energie. | Chemische energie heeft een hogere energie. |
| ionen | Meestal maken alle kationen deel uit van de Lewis Acid-soort. | Meestal maken alle anionen deel uit van de Lewis Base-soorten. |
| bekende term | elektrofiel | nucleofiel |
| Voorzien zijn van | Toon thermodynamische kenmerken bij het vormen van adducten. | Kinetische functie weergeven. |
| Elektronen in de buitenste schil | Deficiënte set elektronen in de buitenste schillen | Extra set elektronen vrij in de buitenste schillen. |
Wat is een Lewis-zuur?
Eerder in 1916 stelde Lewis voor dat atomen samengeklemd raken in een chemisch frame door de verdeling van elektronen. Volgens Gilbert N. Lewis kan zuur een elektronenset van een tweede molecuul aantrekken en een stabiele vorm voor een van zijn atomen voltooien.
Een Lewis-zuur is niet automatisch een Brønsted-Lowry-zuur. Wanneer een enkelvoudig elektron van elk atoom wordt gedoneerd, wordt dit een covalente binding genoemd. Wanneer de ene en de andere elektronen naderen ontstaan uit een van de atomen, wordt dit een coördinaatbinding genoemd.
Lewis Acid wordt beperkt tot de trigonale vlakke classificatie. Ze zijn divers en reageren met Lewis Base om adducten te vormen. Lewis Acid bevestigt het thermodynamische kenmerk van adductievorming.
Lewis-zuren kunnen verder onderscheiden worden op basis van hardheid en zachtheid. Hardheid betekent dat ze niet polariseerbaar zijn.
Op basis van hardheid, zuren: Boranen, alkalimetaalkationen, H+
Op basis van zachtheid, zuren: Ni(0), Ag+
Enkele voorbeelden van eenvoudige Lewis-zuren:
De organoboranen en boortrihalogeniden zijn enkele van de eenvoudige Lewis-zuren. Afbeelding: BF3 + F− → BF4−
Soms kan Lewis-zuur twee Lewis-basen veiligstellen:
Voorbeeld: SiF4 + 2 F− → SiF62− (hexafluorsilicaat)
Enkele voorbeelden van complexe Lewis-zuren:
Soms vereisen sommige van de chemische verbindingen extra activering. Ze hebben het nodig voordat ze het adduct produceren wanneer ze reageren met Lewis Base.
Toepassing van Lewis-zuren:
Wat is een Lewis-base?
Brønsted-Lowry zuur-base theorie stelt dat wanneer een zuur en base met elkaar reageren, het zuur zijn geconjugeerde base configureert. De base daarentegen verwisselt een proton en configureert zijn geconjugeerde zuur.
De Lewis-theorie is vastgesteld op basis van de elektronische structuur. Lewis Base kan een set elektronen uitdelen aan H+ (proton), en de geconjugeerde base van Brønsted-Lowry zuur-base theorie wordt gevormd door H+ te verliezen. Dus kijkend naar de zuur-base-theorie van Brønsted-Lowry en de Lewis-theorie, kan een Lewis-base ook worden geclassificeerd als een Brønsted-Lowry-base.
Conventionele aminen (ammoniak), pyridine en derivaten, en alkylaminen zijn Lewis-basen. Lewis Base heeft de hoogste bezette moleculaire baan en ze bevestigen het kinetische kenmerk van adductievorming.
Lewis basen kunnen verder worden onderscheiden op basis van hardheid en zachtheid. Zachtheid betekent dat ze polariseerbaar en groter zijn.
harde basis: Water, Chloride, Ammoniak, Aminen.
Zachte basis: Koolmonoxide, Thioethers.
Toepassing van Lewis-basen:
Elektronenpaargevers die verbindingen vormen door sluitende elementen aan te passen, worden gezien als Lewis-basen. Ze zijn zelfs bekend als liganden. Zo ligt de toepassing van Lewis-basen op grote schaal bij de vorming van metaalkatalysatoren. Omdat Lewis-basen veel bindingen met Lewis-zuren vormen, worden ze multidentaat (chelaatvormers).
Farmaceutische bedrijven zijn afhankelijk van Chiral Lewis-basen, omdat ze chiraliteit afgeven op een katalysator. Deze eigenschap vergemakkelijkt de vorming van asymmetrische katalyse die belangrijk is voor de productie van geneesmiddelen.
Belangrijkste verschillen tussen Lewis-zuur en base
Gevolgtrekking
Lewis-zuur accepteert een reeks elektronen en Lewis-base geeft elektronen af. Arrhenius-zuur en -base, Bronsted-zuur en -base kunnen worden waargenomen als Lewis-base of Lewis-zuur. De sterkte van een Lewis-base hangt af van de pKa-factor. Als een geconjugeerd zuur een hogere pKa-factor heeft, zal het een steviger base opleveren.
Tegenwoordig zijn er maar weinig technieken ontwikkeld om Lewis-zuurgraad te voorspellen. Zowel Lewis-zuur als -base zijn chemische soorten die met elkaar interageren om verbindingen te vormen. Het zijn soorten die met elkaar reageren om Lewis-adducten te vormen. Het belangrijkste punt van de reactie is de ontwikkeling van het adduct.
