تعريف الحمض والقاعدة حسب لويس

تعريف لويس للحمض والقاعدة

مفهوم حمض لويس يشير إلى تعريف الحمض الذي قدمه جيلبرت لويس في عام 1923، حيث يتميز الحمض بأنه مادة مستقرة يمكن أن تستخدم زوجًا من الجزيئات الأخرى لإكمال إحدى ذراتها، ولذلك، يمكن اعتبار H+ حمضًا لويسًا لأنه يمكنه قبول زوج من الإلكترونات لإكمال شكله المستقر.

يعرف الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية أحماض وقواعد لويس على أنها كيانات جزيئية (وعائلات كيميائية متقابلة)، وهي مستقبلات لأزواج الإلكترونات، والتي يمكنها التفاعل مع قواعد لويس لتكوين إضافات لويس من خلال مشاركة أو تبادل الأزواج الإلكترونية المزدوجة. على سبيل المثال، عندما يتفاعل ميثيل البورون مع الأمونيا، يتكون إضافة Me 3 BNH 3، والتي تشتهر بأنها حموض لويس بالمجموعات القادرة على احتواء أزواج إلكترونات حرة، بينما تعتبر القواعد لويس عائلة من الإلكترونات المزدوجة الحرة. وبالتالي، يعتبر H+ حمضا لويسيا لأنه يمكن أن يقبل الأزواج الإلكترونية المزدوجة الحرة، بينما تعتبر OH- و NH3 قواعد لويسية يمكنها التبرع بالأزواج المزدوجة.

نشأ هذا المفهوم من نظرية الرابطة الكيميائية التي اقترحها جيلبرت لويس في عام 1923 حيث تم نشر نظرية برونستيد-لوري الحمضية القاعدية في نفس العام و هاتان النظريتان مختلفتان تمامًا ، لكنهما متكاملتان كما أن قاعدة لويس هي أيضًا قاعدة برونستيد-لوري ، لكن حمض لويس ليس بالضرورة أن يكون حمض برونستيد-لوري.

تم في عام 1963 تصنيف الأحماض الصلبة واللينة والقواعد حسب نظرية HSAB، حيث يمكن التنبؤ بشدة تفاعل حمض لويس وقياسها باستخدام المحتوى الحراري القياسي، ويتم تشكيل المعادلة باستخدام معادلة دراغو وايلاند ذات المتغيرين.

أحماض لويس

تتنوع أحماض لويس ولكن الأبسط منها هي تلك التي تتفاعل مباشرة مع قاعدة لويس، ولكن الأكثر شيوعًا هي تلك التي تتفاعل قبل التقارب وفقًا للتعريف العام لمتقبلات أزواج الإلكترونات. وتشمل أمثلة أحماض لويس الأحماض التالية:

• البروتونات (H +) والمركبات الحمضية هي أيونات البصل، مثل NH 4 + و H 3 O +
• الكاتيونات المعدنية مثل Li+ و Mg2+ عادة ما تكون على شكل معقدات مائية أو إيثرية ،
• المركبات المثلثة المسطحة ، مثل BF3 و H3C + carbocation.
• الفوسفور والزرنيخ وخماسي الهاليدات الأنتيمون.
• الأنظمة الإلكترونية الضعيفة، مثل الكيتين ورباعي الإيثيلين.

بالمثل، يتم استخدام وصفات حمض لويس بشكل فضفاض، مثل استخدامها في المحلول حيث لا توجد بروتونات عارية.

قواعد لويس

تعتبر قاعدة لويس ذرة أو نوع جزيئي موضعي للغاية لـ HOMO، وتشمل قواعد لويس النموذجية، مثل الأمونيا وأمينات الألكيل، وتشمل قواعد لويس الشائعة الأخرى بيريدين ومشتقاته، وتشمل بعض الفئات الرئيسية لقواعد لويس

• تشمل أمينات الصيغة NH3-xRx، حيث يمكن أن يكون R ألكيل أو أريل، وترتبط هذه المركبات بالبيريدين ومشتقاتها.
• يتم استر الفوسفات من خلال صيغة PR 3-x A x، حيث R = ألكيل و A = أريل.
• تتواجد مركبات O و S و Si و T في حالتين مختلفتين من حالات الأكسدة، بما في ذلك الماء والإستر والكيتون

تعتبر قواعد لويس الأنيونية الأكثر شيوعًا، حيث يتم ربط قوة القاعدة لويس بقيمة pKa للحمض الأصلي، وعندما يكون للحمض قيمة pKa عالية، يتم إنتاج قاعدة لويس جيدة.

في بعض الأحيان يتم استخدام وصف قاعدة لويس بشكل فضفاض، على سبيل المثال في الحلول، حيث يتم تقييم قوة قاعدة لويس لأحماض لويس المختلفة (مثل I2 وSbCl5 وBF3) وذلك بالنظر إلى الهيدريد غير المعروف في الحلول.

وتتضمَّنُ أمثلةً قواعدَ لويس المستندةِ إلى التعريفِ العامِ للإلكترونِ مقابلَ المتبرِّعِ ما يلي:

• الأنيونات البسيطة، مثل H- و F-.
• يحتوي على أصناف أخرى من الأزواج الفردية، مثل H 2 O و NH 3 و H O و CH 3-
• الأنيونات المعقدة ، مثل الكبريتات.
• تعتمد قواعد نظام لويس المخصب بالإلكترون على مركبات مثل الأسيتيلين والإيثيلين والبنزين.

حقائق عن الأحماض والقواعد

• يمكن تصنيف أي محلول يحتوي على الماء إما على أنه حمضي أو قلوي أو متعادل، ومع ذلك، قدلا تدخل الزيوت والسوائل التي لا يعتبر الماء مكونًا رئيسيًا في تركيبتها ضمن هذه الفئة.
• يمكن تعريف الأحماض والقواعد ببساطة كمواد كيميائية تتفاعل مع بعضها البعض بطرق معينة
• يعتبر الحمض أيجزيء يمكنه استقبال الإلكترونات أو إطلاق ذرات الهيدروجين خلال تفاعل كيميائي.
• القلوي هو أي جزيء يمكنه إما إطلاق الإلكترونات أو قبول ذرات الهيدروجين أثناء تفاعل كيميائي.
• وفقًا لقدرة الأحماض والقواعد على الذوبان في الذرات الأساسية في الماء ، يمكن تقسيم الأحماض والقواعد إلى أحماض قوية وقواعد ضعيفة ، ومن بينها أقوى قوة إذابة هي الأقوى ، وأضعف قوة إذابة هي حمض ضعيف أو قوي القاعدة ولكن قدرة الحمض أو القلوي على “التأثير على التآكل” لا تعتمد كليًا على قدرته على الذوبان في الذرات في الماء.
• يوجد مقياس يسمى مقياس الأس الهيدروجيني ، والذي يستخدم لقياس حموضة أو قلوية المحلول حيث يتراوح المقياس من 0 إلى 14 ، لأنه كلما اقترب الرقم الهيدروجيني للمحلول من الصفر ، زادت الحموضة ، والعكس صحيح ، لأنه كلما زاد الرقم الهيدروجيني ، تزداد قلوية المحلول ويعتبر المحلول متعادلًا و إذا كان الرقم الهيدروجيني يساوي 7.
• يتميز تفاعل التعادل بحدوث تفاعل بين حمض وقاعدة يؤدي إلى إنتاج الملح والماء، ويتميز المحلول الناتج من التفاعل بأن رقم الهيدروجيني الخاص به يكون قريبًا من 7، مما يشير إلى أن المحلول متعادل.
• من أشهر الاختبارات المستخدمة لتحديد نوع المحلول (ورق عباد الشمس) ، لأن هذا الورق سيتغير لونه مع تغير قيمة الرقم الهيدروجيني للمحلول الملامس ، لذلك مع الحمض (درجة الحموضة أقل من 7) ، ومع القلوي (الرقم الهيدروجيني أكبر من 7) يتحول إلى اللون الأزرق ، ولن يتغير اللون في المحلول المحايد.
• نظراً لأن الأحماض والقواعد يتحللان إلى أيونات في المحلول، فإن حلولهما تكون موصلات كهربائية جيدة.

الفرق بين الحمض والقاعدة

• يشير مصطلح الحمض إلى أي مركب كيميائي، وعندما يتم حله في الماء، يزيد نشاط أيون الهيدروجين في المحلول الناتج عن نشاط الماء النقي، أما المادة القلوية فتمتص أيونات الهيدروجين.
• تعتمد القوة الحمضية على تركيز أيونات الهيدرونيوم بينما تعتمد القوة القاعدية على تركيز أيونات الهيدروكسيد.
• أيها النبي، جاهد الكفار والمنافقين واغلظ عليهم، ومأواهم النار، وسيكون مصيرهم سيئاً.
• عند مزجه مع الماء، يتفكك ويطلق حمض الهيدروجين أيونات الهيدروجين (H +)، بينما يطلق القلويات أيونات الهيدروكسيد (OH-
• تم اختبار الحمض النووي لعباد الشمس وأظهر الاختبار أنه يحول ورق العباد الشمس الأزرق إلى اللون الأحمر، في حين يحول القلويات ورق العباد الشمس الأحمر إلى اللون الأزرق
• تتميز الصيغة الكيميائية التي تبدأ بـ H بأنها تمثل حمضًا، مثل حمض الهيدروكلوريك HCl، أما المركب الذي تبدأ صيغته الكيميائية بـ OH فهو قاعدة، مثل هيدروكسيد البوتاسيوم KOH
• تكون قيمة درجة الحموضة في الأحماض أقل من 7، ولكن في القواعد تكون أكبر من 7.