Zadałem to pytanie mojemu nauczycielowi kilka dni temu. W reakcji takiej jak
$$ \ ce {NH3 + H2O – > NH4 + + OH -}, $$
$ \ ce {NH3} $ to zasada Lewisa, ale czy $ \ ce {H2O} $ to kwas Lewisa?
Powiedział, że tak nie jest. Teraz nie widzę powodu, dlaczego. Czy ktoś może wyjaśnić ?
Komentarze
- Myślę, że H2O może działać jak kwas Lewisa. Związane atomy wodoru są pozbawione elektronów i mogą działać jako akceptory samotnych par .
- Być może, twój nauczyciel pomyślał, że to nie może być kwas Lewisa, ponieważ wszystkie wodory miały pełne oktety.
- Więc związane jony wodoru, które się rozdzielają, a następnie łączą się z NH3? Czy to powoduje, że jon wodoru staje się kwasem Lewisa? Ponieważ to ' to ten, który akceptuje parę elektronów
- Przepraszam, chodziło mi o kompletne duety.
- Nieprawda … Przede wszystkim jon wodorowy może nawet nie powstać. Pomiędzy amoniakiem a cząsteczką wody może powstać wiązanie wodorowe. Następnie występuje stan przejściowy, w którym wodór ma częściową kowale nt wiąże się z atomem azotu i atomem tlenu. Wreszcie wiązanie między N i H tworzy się całkowicie, a wiązanie między O i H całkowicie się zrywa.
Odpowiedź
Jeśli zgodzisz się, że amoniak jest zasadą Lewisa (dawcą pary elektronów) i że jest to reakcja kwas-zasada Lewisa (interakcja donor-akceptor), to woda jest kwasem Lewisa (akceptor par elektronów), z definicji i fakt, że jest reakcja. Teraz określenie mechanizmu kwasowości lub miejsca kwaśnego jest bardziej skomplikowane, ale „nie można twierdzić, że jest kwaśny z definicji”.
Komentarze
- Ponownie zapytałem nauczyciela, który powiedział, że rzeczywiście jest kwaśny. Dzięki!
Odpowiedź
Ściśle mówiąc, kwas Lewisa to coś, co tworzy wiązanie, przyjmując parę elektronów z innej cząsteczki (zasada Lewisa). Woda jako taka tego nie robi, jest raczej jonem wodoru z wody, tak. Kiedy amoniak działa jako akceptor protonów w wodzie, teoria Lewisa nazywa to reakcją wypierania, w której kwas, $ \ ce {H +} $, jest początkowo łączony z jedną zasadą ($ \ ce {OH -} $) i kończy się w połączeniu z inną bazą ($ \ ce {NH3} $).
Komentarze
- Tak, też tak myślałem, ale problem jest taki sam logikę można zastosować do wszystkich innych kwasów, takich jak HCL, HF ect, a mój nauczyciel nazwał te kwasy Lewisa. Chociaż zapytałem go o inne dnia i powiedział, że woda była kwasem Lewisa w tej reakcji, pomijając wszystkie szczegóły techniczne (a przynajmniej ' będzie dla naszej książki)
- Nawet nie HCl . Bez względu na to, jak silne, kwasy protonowe są źródłem właściwego kwasu, jonu wodorowego, w teorii Lewisa.
- Tak, powiedział. To ' to po prostu dziwne, że nie powiedział tego od początku tbh
Odpowiedź
Wreszcie po wielu badaniach znalazłem satysfakcjonującą odpowiedź na twoje pytanie. Jensen (1978) dostarcza doskonałego przeglądu teorii kwasowo-zasad Lewisa i str. 4 artykułu zawiera odpowiedź, której szukasz $ ^ 1 $ . Zacytuję z tej strony odpowiednie spostrzeżenia:
Wiele z tych neutralizacji było tak szybkich i uderzających, że Lewis zaproponował, że kryterium 1 (tj. , szybka kinetyka) była najistotniejszą cechą zachowania kwasowo-zasadowego, sugerując ponadto, że na tej podstawie można dokonać podstawowego podziału kwasów i zasad …
Lewis sklasyfikował te kwasy i zasady, które przeszły reakcje kwasowo-zasadowe, które wykazały ” zasadniczo zerową energię aktywacji „, jako pierwotne , podczas gdy te, które miały mierzalne energie aktywacji, określano jako wtórne . Następnie podzielił tę drugorzędną klasę na dwa typy (ref 1, s. 4):
Pierwsza z nich dotyczyła gatunki, takie jak $ \ ce {CO2} $ , w których powolne zachowanie kinetyczne było najwyraźniej spowodowane koniecznością poddania gatunku jakiejś wewnętrznej aktywacji przed jego pierwotną stały się widoczne właściwości kwasu lub zasady.
Druga klasa obejmowała te gatunki, w których skończona energia aktywacji była wynikiem zerwania jednego lub większej liczby wiązań pomocniczych podczas neutralizacji, powodując początkową $ \ ce {AB} $ , który rozdzieli się na kilka mniejszych fragmentów. Dlatego kwasy Bronsteda, takie jak $ \ ce {HCl} $ i $ \ ce {HNO3} $ były nadal kwasy, choć teraz należące do odmiany drugorzędnej, i ich neutralizacja można by pomyśleć jako początkowo prowadzące do niestabilnego adduktu z mostkami wodorowymi, który następnie uległ dalszemu rozkładowi.
Aby wyjaśnić, reakcja kwasowo-zasadowa Lewisa zdefiniowana przez Lewisa jest następująca:
$ \ ce {A +: B – > AB} $
Wracając do pytania … Zasadniczo $ \ ce {H2O} $ można postrzegać jako drugą klasę kwasów wtórnych zaproponowaną przez Lewisa. Podczas reakcji z bazą Lewisa $ \ ce {: B} $ powstaje pewien rodzaj kompleksu, który wygląda następująco: $ \ ce {[B – H – OH]} $ . Przerywane linie wskazują częściowe wiązania kowalencyjne. Ten kompleks można postrzegać jako rodzaj ” stanu przejściowego „. Należy jednak pamiętać, że nie było to w oryginalnym sformułowaniu Lewisa. Poniższy obraz przedstawia reakcję między pirydyną i $ \ ce {HCl} $ widzianą z perspektywy Lewisa „. Lewis nazwał ten kompleks ” niestabilny dodatek „.
Konsolidacja
Na podstawie powyższego , możemy powiedzieć, że kwasy typu $ \ ce {HA} $ (gdzie $ \ ce {A} $ jest atomem lub grupą atomów elektroujemnych) są to drugorzędowe kwasy Lewisa, które biorą udział w reakcjach kwasowo-zasadowych z jednoczesnym zrywaniem wiązań pomocniczych. Dzieje się tak dlatego, że idea kompleksowania w celu utworzenia adduktu jest wciąż obecna.
Dokumentacja
- Jensen, WB Definicje kwasowo-zasadowe Lewisa: a raport stanu. Chem. Rev. , 1978 , 78 (1), 1-22. doi: 10.1021 / cr60311a002
Odpowiedź
Mój przyjacielu, oto jak to rozumiem: H2O jest neutralnym medium, nie lubi być kwasem ani zasadą, ale jeśli zmieszamy z nim kwas, wtedy woda spróbuje walczyć, zwracając się do zasady Lewisa. To samo dotyczy dodawania zasady do H2O, H2O będzie walczyć, obracając kwas w celu naturalizacji roztworu. Więc tak, woda może być zarówno kwasem Lewisa, jak i zasadą.
Mam nadzieję, że ma to sens.
Komentarze
- Byłoby to lepiej, jeśli użyłeś definicji kwasowości Lewisa w swojej odpowiedzi …