I-am adresat această întrebare profesorului meu acum câteva zile. Într-o reacție precum
$$ \ ce {NH3 + H2O – > NH4 + + OH -}, $$
$ \ ce {NH3} $ este o bază Lewis, dar este $ \ ce {H2O} $ un acid Lewis?
El a spus că nu este. Acum nu reușesc să văd motivul. Poate cineva să explice ?
Comentarii
- Aș crede că H2O poate acționa ca un acid Lewis. Hidrogenii legați sunt deficienți de electroni și pot acționa ca acceptori de perechi solitare .
- Poate că profesorul tău a crezut că nu ar putea fi un acid Lewis, deoarece toți hidrogenii aveau octeți completi.
- Deci ionii de hidrogen legați care se separă apoi se leagă cu NH3? Face acest lucru ionul hidrogen acidul Lewis? Deoarece ‘ este cel care acceptă perechea de electroni
- Ne pare rău, am vrut să spun duete complete.
- Nu este adevărat … Este posibil ca ionul de hidrogen să nu se formeze chiar în primul rând. Se poate forma o legătură de hidrogen între amoniac și molecula de apă. Apoi, există o stare de tranziție, hidrogenul având covale parțiale. nt se leagă cu atomul de azot și atomul de oxigen. În cele din urmă, legătura dintre N și H se formează complet, iar legătura dintre O și H se rupe complet.
Răspuns
Dacă sunteți de acord că amoniacul este o bază Lewis (donator de perechi de electroni) și că aceasta este o reacție acid-bază Lewis (interacțiune donator-acceptor), atunci apa este un acid Lewis (acceptor de perechi de electroni), prin definiție și faptul că există o reacție. Acum, identificarea mecanismului acidității sau a sitului acid este mai complicată, dar nu puteți argumenta că este acid, prin definiție.
Comentarii
- L-am întrebat din nou pe profesorul meu și mi-a spus că este într-adevăr acid. Mulțumesc!
Răspunde
Strict vorbind, un acid Lewis este ceva care formează o legătură prin acceptarea unei perechi de electroni formează o altă moleculă (baza Lewis). Apa ca atare nu face asta, mai degrabă este un ion de hidrogen din apa care face deci. Când amoniacul acționează ca un acceptor de protoni în apă, teoria Lewis o numește o reacție de deplasare în care acidul, $ \ ce {H +} $, este inițial combinat cu o bază ($ \ ce {OH -} $) și se termină sus combinat cu o altă bază ($ \ ce {NH3} $).
Comentarii
- Da, am crezut și eu, dar problema este aceeași logica poate fi aplicată tuturor celorlalți acizi precum HCL, HF ect, iar profesorul meu a numit acei acizi Lewis. Deși l-am întrebat pe celălalt zi și a spus că apa a fost un acid Lewis în acea reacție deoparte toate detaliile tehnice (sau cel puțin ‘ va fi pentru cartea noastră)
- Nici măcar HCl . Indiferent cât de puternici sunt acizii protici surse ale acidului, ionul hidrogen, în teoria Lewis.
- Da, el a spus și asta. Este ‘ ciudat că nu a spus-o de la început tbh
Răspunde
Am găsit în cele din urmă un răspuns satisfăcător la întrebarea dvs. după multe cercetări. Jensen (1978) oferă o revizuire excelentă a teoriei acid-bazice a lui Lewis și p. 4 al articolului oferă răspunsul pe care îl căutați $ ^ 1 $ . Voi cita din acea pagină detaliile relevante:
Atât de rapide și izbitoare au fost multe dintre aceste neutralizări încât Lewis a continuat să propună că acel criteriu 1 (adică , cinetica rapidă) a fost trăsătura esențială a comportamentului acido-bazic, sugerând în continuare să se facă o subdiviziune fundamentală a acizilor și bazelor pe această bază …
Lewis a clasificat acei acizi și baze care au suferit reacții acido-bazice care au arătat „, în esență, energie de activare zero ” ca primar , în timp ce cele care aveau energii de activare măsurabile erau numite secundare . El a descompus în continuare această clasă secundară în două tipuri (ref 1, p. 4):
Primul dintre acestea implicat specii, cum ar fi $ \ ce {CO2} $ , în care comportamentul cinetic lent se datora aparent necesității ca specia să fie supusă unui fel de activare internă înainte de proprietățile acide sau bazice au devenit evidente.
A doua clasă a implicat acele specii în care energia de activare finită s-a datorat ruperii uneia sau mai multor legături auxiliare la neutralizare, provocând $ \ ce {AB} $ complex pentru a disocia în mai multe fragmente mai mici. Prin urmare, acizii Bronsted ca $ \ ce {HCl} $ și $ \ ce {HNO3} $ erau încă acizi, deși acum sunt ai varietății secundare, și neutralizările lor ar putea fi considerate ca rezultând inițial un aduct instabil legat de hidrogen, care apoi a suferit o descompunere suplimentară.
Pentru a clarifica, reacția acid-bază Lewis definită de Lewis este ca atare:
$ \ ce {A +: B – > AB} $
Înapoi la întrebarea dvs. … În esență, $ \ ce {H2O} $ poate fi văzut ca a doua clasă de acizi secundari propusă de Lewis. În timpul unei reacții cu baza Lewis $ \ ce {: B} $ , există în esență un fel de complex format, care arată ca acest $ \ ce {[B – H – OH]} $ . Liniile punctate indică legături covalente parțiale. Acest complex poate fi văzut ca un fel de ” stare de tranziție „. Cu toate acestea, rețineți că acest lucru nu era în formularea originală a lui Lewis. Imaginea de mai jos arată reacția dintre piridină și $ \ ce {HCl} $ văzută din perspectiva Lewis „. Lewis a numit acest complex un ” unstable adduct „.
Consolidare
Pe baza celor de mai sus , putem spune că acizii de tip $ \ ce {HA} $ (unde $ \ ce {A} $ este un atom electronegativ sau un grup de atomi) sunt acizi Lewis secundari, care participă la reacții acido-bazice cu ruperea simultană a legăturilor legăturilor auxiliare. Acest lucru se datorează faptului că ideea complexării pentru a forma un aduct este încă prezentă.
Referință
- Jensen, WB Definițiile acid-bazice Lewis: a raport de stare. Chem. Rev. , 1978 , 78 (1), 1-22. doi: 10.1021 / cr60311a002
Răspuns
Prietenul meu, iată cum înțeleg: H2O este un mediu neutru, nu-i place să fie acid sau bazic, dar dacă amestecăm acid cu el, atunci apa va încerca să se lupte prin întoarcerea la baza Lewis. Același lucru este valabil și cu adăugarea bazei la H2O, H2o se va lupta prin transformarea acidului pentru a naturaliza soluția. Deci da, apa poate fi atât acid Lewis, fie bază.
Sper că are sens
Comentarii
- Ar fi mai bine dacă ați folosi definițiile pentru aciditatea lui Lewis în răspunsul dvs. …