Przeczytaj
Teoria elektronowa Lewisa
W 1923 r. Gilbert Newton Lewis (1875‑1946), amerykański chemik, stworzył teorię wyjaśniającą właściwości kwasowo‑zasadowe substancji. W tym samym roku Brønsted i Lowry, stworzyli swoją teorię kwasowo‑zasadową, różniącą się znacznie od teorii Lewisa. Pomimo różnic, obie teorie uzupełniają się.
Lewis swoją teorię kwasów i zasad oparł na teorii wiązania chemicznego (każde trwałe połączenie dwóch atomów) oraz opracowanych przez siebie wzorach związków chemicznych. Schematycznie reakcje zobojętnieniareakcje zobojętnienia można zapisać:
Według teorii Lewisa kwas to atom, cząsteczka lub jon, który może przyjąć parę elektronową (akceptor). Ma właściwości elektronoakceptorowe, np. , , , (związki/jony z niecałkowicie zapełnioną zewnętrzną powłoką elektronowąpowłoką elektronową).
Jak można łatwo zauważyć, rolę kwasu może pełnić w teorii Lewisa praktycznie każde indywiduum „cierpiące” na niedobór elektronów, a więc np. cząsteczka, w której atom centralny nie osiągnął oktetu elektronowego czy prosty kation np. kation metalu lub kation wodoru.
Natomiast zasadą wg teorii Lewisa jest atom, cząsteczka lub jon, który dostarcza parę elektronową. Ma właściwości elektronodonorowe. Zasadami są np.: , , .
Jak widzisz, zasadą wg Lewisa będą więc często aniony, ale też cząsteczki posiadające wolne pary elektronowe.
Między kwasem a zasadą zachodzi reakcja zobojętniania, w wyniku której tworzy się tzw. addukt kwasowo‑zasadowy (kompleks Lewisa) z wiązaniem koordynacyjnymwiązaniem koordynacyjnym (transfer pary elektronowej od zasady do kwasu). Innym przykładem reakcji kwasowo‑zasadowej Lewisa może być hydratacjahydratacja jonu glinu.
Słownik
neutralizacja; reakcja chemiczna między kwasem a zasadą. Jej produktami są woda i sól lub związek kompleksowy — połączenia niewykazujące właściwości ani kwasu, ani zasady
związki kompleksowe, kompleksy; złożone cząsteczki lub jony (kationy, aniony), w których atom (lub jon) zwanym atomem (jonem) centralnym jest połączony za pomocą wiązania koordynacyjnego z ligandami — jonami lub cząsteczkami obojętnymi
specjalny typ wiązania kowalencyjnego, w którym uwspólniana przez dwa atomy para elektronowa formalnie pochodzi w całości od jednego z atomów - donora, który udostępnia ją do tworzenia wiązania dla atomu akceptora
elektrony atomu, które w stanie podstawowym (poziom energetyczny) i przy założeniu występowania tylko centralnego pola jądra atomu wykazują taką samą energię, oznaczoną główną liczbą kwantową
(gr. hýdōr „woda”) uwodnienie; przyłączanie cząsteczek wody do cząsteczek innych substancji lub jonów, które przebiega w wyniku oddziaływań międzycząsteczkokwych lub w wyniku tworzenia wiązań chemicznych
Bibliografia
Bielański A., Podstawy Chemii nieorganicznej, t. 1‑2, Warszawa 2010.
Greenwood N. N., Earnshaw A., Chemistry of the Elements, Butterworth‑Heinemann, 2nd Edition, Oksford 1997.
Krzeczkowska M., Loch J., Mizera A., Chemia. Repetytorium. Liceum - poziom podstawowy i rozszerzony, Warszawa – Bielsko‑Biała 2010.
Lautenschläger K. H., Schröter W., Wanninger A., Nowoczesne kompendium chemii, tłum. A. Dworak, Warszawa 2014.