Der Begriff Säure von Lewis bezieht sich auf eine Definition von Säure, die von Gilbert N. Lewis 1923 spezifisch veröffentlicht ist: Eine saure Substanz ist diejenige, die ein einsames Elektronpaar von einem anderen Molekül in der Vollendung der stabilen Gruppe von einem seiner eigenen Atome anstellen kann. So ist H eine Säure von Lewis, da er ein einsames Paar akzeptieren kann, seine stabile Form vollendend, die zwei Elektronen verlangt.

Die modern-tägige Definition von Säure von Lewis, wie gegeben, durch IUPAC ist eine molekulare Entität (und die entsprechenden chemischen Arten), der ein Elektronpaar-Annehmer und deshalb fähig ist, mit einer Basis von Lewis zu reagieren, um einen Zusatz von Lewis, durch das Teilen des durch die Basis von Lewis ausgestatteten Elektronpaares zu bilden. Diese Definition ist sowohl allgemeiner als auch spezifischer — das Elektronpaar braucht kein einsames Paar zu sein (es konnte das Paar von Elektronen in einem π Band, zum Beispiel sein), aber die Reaktion sollte einen Zusatz geben (und nicht nur eine Versetzungsreaktion sein).

Eine Basis von Lewis ist dann jede Art, die ein Paar von Elektronen zu einer Säure von Lewis schenkt, um einen Zusatz von Lewis zu bilden. Zum Beispiel, OH und NH sind Basen von Lewis, weil sie ein einsames Paar von Elektronen schenken können.

Einige Zusammensetzungen, wie HO, sind sowohl Säuren von Lewis als auch Basen von Lewis, weil sie ein Paar von Elektronen sowohl akzeptieren und ein Paar von Elektronen abhängig von Reaktion schenken können.

Gewöhnlich werden die Begriffe Säure von Lewis und Basis von Lewis innerhalb des Zusammenhangs einer spezifischen chemischen Reaktion definiert. Zum Beispiel, in der Reaktion von MeB und NH, um MeBNH zu geben, handelt MeB als eine Säure von Lewis und NH-Taten als eine Basis von Lewis. MeBNH ist der Zusatz von Lewis.

Klassisch wird der Begriff "Säure von Lewis" auf trigonal planare Arten mit einem leeren p Augenhöhlen-wie BR eingeschränkt, wo R ein organischer substituent oder ein Halogenid sein kann. Zu den Zwecken der Diskussion werden sogar komplizierte Zusammensetzungen wie EtAlCl und "AlCl" als trigonal planare Säuren von Lewis behandelt. Metallionen wie Na, Mg, und Ce, die unveränderlich complexed mit zusätzlichem ligands sind, sind häufig Quellen von coordinatively ungesättigten Ableitungen, die Zusätze von Lewis nach der Reaktion mit einer Basis von Lewis bilden. Andere Reaktionen könnten einfach "Säure-katalysierte" Reaktionen genannt werden.

Das Zeichnen von Zusätzen

In vielen Fällen, der Wechselwirkung zwischen der Basis von Lewis und Säure von Lewis wird durch einen Pfeil — zum Beispiel, MeBNH angezeigt. Die Richtung des Pfeils ist von der Basis von Lewis zur Säure von Lewis. Einige Quellen zeigen die Basis von Lewis mit einem Paar von Punkten beide in der Basis des Vorgängers Lewis sowie dem Zusatz, wie gezeigt, in dieser Gleichung an:

Ein Zentrum-Punkt kann auch verwendet werden: MeB · NH. Im Allgemeinen, jedoch, wird das Spender-Annehmer-Band als einfach irgendwo entlang einem Kontinuum zwischen idealisierten Covalent-Abbinden und ionischem Abbinden angesehen.

Geschichte

Das mit Gilbert N. Lewis hervorgebrachte Konzept hat chemische Abbinden-Theorie 1923 vorgeschlagen. Die Theorie der sauren Basis von Brønsted-Lowry wurde in demselben Jahr veröffentlicht. Die zwei Theorien sind verschieden, aber ergänzend. Eine Basis von Lewis ist auch eine Basis von Brønsted-Lowry, aber eine Säure von Lewis braucht keine Säure von Brønsted-Lowry zu sein.

Die Klassifikation in harte und weiche Säuren und Basen (HSAB Theorie) ist 1963 gefolgt. Die Kraft von Wechselwirkungen der sauren Basis von Lewis, wie gemessen, durch den Standard enthalpy der Bildung eines Zusatzes kann durch die Drago-Wayland Zwei-Parameter-Gleichung vorausgesagt werden.

Neue Darlegung der Theorie von Lewis

Lewis hatte 1916 vorgeschlagen, dass zwei Atome in einem chemischen Band durch das Teilen eines Paares von Elektronen zusammengehalten werden. Als jedes Atom ein Elektron zum Band beigetragen hat, wurde es ein covalent Band genannt. Wenn beide Elektronen aus einem der Atome kommen, wurde es ein covalent Dativband oder Koordinatenband genannt. Die Unterscheidung ist nicht sehr klar. Zum Beispiel in der Bildung eines Ammonium-Ions von Ammoniak und Wasserstoff schenkt das Ammoniak-Molekül ein Paar von Elektronen zum Proton; die Identität der Elektronen wird im Ammonium-Ion verloren, das gebildet wird. Dennoch hat Lewis vorgeschlagen, dass ein Elektronpaar-Spender als eine Basis und ein Elektronpaar-Annehmer klassifiziert wird, als Säure klassifiziert werden.

Eine modernere Definition einer Säure von Lewis ist eine atomare oder molekulare Art mit einem lokalisierten leeren atomaren oder der niedrigen Energie Augenhöhlen-molekularem. Diese niedrigste Energie molekular Augenhöhlen-(LUMO) kann ein Paar von Elektronen unterbringen.

Vergleich mit der Theorie von Brønsted-Lowry

Eine Basis von Lewis ist häufig eine Basis von Brønsted-Lowry, weil sie ein Paar von Elektronen zu H schenken kann; das Proton ist eine Säure von Lewis, weil es ein Paar von Elektronen akzeptieren kann. Die verbundene Basis einer Säure von Brønsted-Lowry ist auch eine Basis von Lewis, weil der Verlust von H von der Säure jene Elektronen verlässt, die für — H Band als ein einsames Paar auf der verbundenen Basis verwendet wurden. Jedoch kann eine Basis von Lewis zu protonate sehr schwierig sein, doch mit einer Säure von Lewis reagieren. Zum Beispiel ist Kohlenmonoxid eine sehr schwache Basis von Brønsted-Lowry, aber es bildet einen starken Zusatz mit BF.

In einem anderen Vergleich von Säure von Lewis und Brønsted-Lowry durch Brown und Kanner reagiert 2,6 di t butylpyridine, um das Hydrochlorid-Salz mit HCl zu bilden, aber reagiert mit BF nicht. Dieses Beispiel demonstriert, dass steric Faktoren, zusätzlich zu elektronischen Faktoren, eine Rolle in der Bestimmung der Kraft der Wechselwirkung zwischen dem umfangreichen di-t-butylpyridine und winzigen Proton spielen.

Eine Säure von Brønsted-Lowry ist ein Protonenspender, nicht ein Elektronpaar-Annehmer.

Säuren von Lewis

Säuren von Lewis sind verschieden. Am einfachsten sind diejenigen, die direkt mit der Basis von Lewis reagieren. Aber üblicher sind diejenigen, die eine Reaktion vor dem Formen des Zusatzes erleben.

• Beispiele von auf der allgemeinen Definition des Elektronpaar-Annehmers gestützten Säuren von Lewis schließen ein:
• das Proton (H) und acidic setzt onium Ionen, wie NH und HO zusammen
• Metall cations, wie Li und Mg, häufig als ihr aquo oder Äther-Komplexe,
• trigonal planare Arten, wie BF und carbocations HC
• pentahalides von Phosphor, Arsen und Antimon
• schlechter Elektron-π-systems, wie enones und tetracyanoethylene

Wieder wird die Beschreibung einer Säure von Lewis häufig lose verwendet. Zum Beispiel, in der Lösung, bestehen bloße Protone nicht.

Einfache Säuren von Lewis

Die am meisten studierten Beispiele solcher Säuren von Lewis sind das Bor trihalides und organoboranes, aber andere Zusammensetzungen stellen dieses Verhalten aus:

:BF + F → BF

In diesem Zusatz sind alle vier Fluorid-Zentren (oder genauer, ligands) gleichwertig.

:BF + OMe → BFOMe

Sowohl BF als auch BFOMe sind Grundzusätze von Lewis von Bor trifluoride.

In vielen Fällen verletzen die Zusätze die Oktett-Regel wie das triiodide Anion:

:I + ICH → ICH

Die Veränderlichkeit der Farben von Jod-Lösungen widerspiegelt die variablen geistigen Anlagen des Lösungsmittels, Zusätze mit der Säure von Lewis I zu bilden.

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In einigen Fällen sind die Säuren von Lewis dazu fähig, zwei Basen von Lewis, ein berühmtes Beispiel zu binden, das die Bildung von hexafluorosilicate ist:

:SiF + 2 F &rarr; SiF

Komplex Säuren von Lewis

Die meisten Zusammensetzungen, die überlegt sind, um Säuren von Lewis zu sein, verlangen einen Aktivierungsschritt vor der Bildung des Zusatzes mit der Basis von Lewis. Weithin bekannte Fälle sind das Aluminium trihalides, die als Säuren von Lewis weit angesehen werden. Aluminium trihalides, verschieden vom Bor trihalides, besteht in der Form AlX, aber als Anhäufungen und Polymer nicht, die durch die Basis von Lewis erniedrigt werden müssen. Ein einfacherer Fall ist die Bildung von Zusätzen von borane. Monomeric BH besteht merkbar nicht, so werden die Zusätze von borane durch die Degradierung von diborane erzeugt:

:BH + 2 H &rarr; 2 BH

In diesem Fall kann ein Zwischen-BH isoliert werden.

Viele Metallkomplexe dienen als Säuren von Lewis, aber gewöhnlich nur nach dem Trennen einer schwächer bestimmten Basis von Lewis, häufig Wasser.

[Mg (HO)] + 6 NH  [Mg (NH)] + 6 HO

H als Säure von Lewis

Das Proton (H)  ist einer der stärksten, aber ist auch eine der am meisten komplizierten Säuren von Lewis. Es ist Tagung, die Tatsache zu ignorieren, dass ein Proton schwer solvated (gebunden zum Lösungsmittel) ist. Mit dieser Vereinfachung im Sinn können Sauer-Grundreaktionen als die Bildung von Zusätzen angesehen werden:

• H + NH  NH
• H + OH  HO

Anwendungen von Säuren von Lewis

Das typische Beispiel einer Säure von Lewis in der Handlung ist in der Friedel-Handwerk-Alkylierungsreaktion. Der Schlüsselschritt ist die Annahme durch AlCl eines Chlorid-Ion-einsamen Paares, AlCl bildend und stark acidic, d. h. electrophilic, carbonium Ion schaffend.

:RCl +AlCl &rarr; R + AlCl

Basen von Lewis

Eine Basis von Lewis ist eine atomare oder molekulare Art, wo der HOMO hoch lokalisiert wird. Typische Basen von Lewis sind herkömmliche Amine wie Ammoniak und alkyl Amine. Andere allgemeine Basen von Lewis schließen Pyridin und seine Ableitungen ein. Einige der Hauptklassen von Basen von Lewis sind

• Amine der Formel NHR wo R = alkyl oder aryl. Verbunden mit diesen sind Pyridin und seine Ableitungen.
• phosphines der Formel PRA, wo R = alkyl, = aryl.
• Zusammensetzungen von O, S, Se und Te in der Oxydation setzen 2, einschließlich Wassers, Äthers, ketones fest

Die allgemeinsten Basen von Lewis sind Anionen. Die Kraft der Basizität von Lewis entspricht dem pK von Elternteilsäure: Säuren mit dem hohen pK's geben gute Basen von Lewis. Wie gewöhnlich hat eine schwächere Säure eine stärkere verbundene Basis.

• Beispiele von auf der allgemeinen Definition des Elektronpaar-Spenders gestützten Basen von Lewis schließen ein:
• einfache Anionen, wie H und F.
• andere Arten "einsames Paar, das", wie HO, NH, HO und CH enthält
• komplizierte Anionen, wie Sulfat
• π-system reiche Elektronbasen von Lewis, wie ethyne, ethene, und Benzol

Die Kraft von Basen von Lewis ist für verschiedene Säuren von Lewis, wie ich, SbCl und BF bewertet worden.

Anwendungen von Basen von Lewis

Fast alle durch die Übergang-Elemente gebildeten Zusammensetzungen können als Sammlungen der Basen von Lewis - oder ligands - gebunden zu einem Metall angesehen werden. So soll eine große Anwendung von Basen von Lewis die Tätigkeit und Selektivität von Metallkatalysatoren modifizieren. Basen von Chiral Lewis teilen so chirality auf einem Katalysator zu, asymmetrische Katalyse ermöglichend, die für die Produktion von Arzneimitteln nützlich ist.

Viele Basen von Lewis sind "mehrgezähnt", der ist, können sie mehrere Obligationen zur Säure von Lewis bilden. Diese mehrgezähnten Säuren von Lewis werden chelating Agenten genannt.

Harte und weiche Klassifikation

Säuren von Lewis und Basen werden gemäß ihrer Härte oder Weichheit allgemein klassifiziert. In diesem Zusammenhang bezieht hart klein ein, und nonpolarizable und weich zeigt größere Atome an, die mehr polarizable sind.

• typische harte Säuren: H, Alkali metallener alkalischer / metallener Erderdcations, boranes, Zn
• typische weiche Säuren: Ag, Missouri (0), Ni (0), Pt
• typische harte Basen: Ammoniak und Amine, Wasser, carboxylates, Fluorid und Chlorid
• typische weiche Basen: organophosphines, thioethers, Kohlenmonoxid, iodide

Zum Beispiel wird ein Amin phosphine vom Zusatz mit dem sauren BF versetzen. Ebenso konnten Basen klassifiziert werden. Zum Beispiel sind Basen, ein einsames Paar von einem Sauerstoff-Atom schenkend, härter als das Grundspenden durch ein Stickstoff-Atom. Obwohl die Klassifikation nie gemessen wurde, hat es sich erwiesen, im Voraussagen der Kraft der Zusatz-Bildung, mit den Schlüsselkonzepten sehr nützlich

• harte Säure — stützt hart Wechselwirkungen sind stärker als harte Säure — weiche weiche oder Grundsäure — stützt hart Wechselwirkungen.
• weiche Säure — weiche Grundwechselwirkungen sind stärker, als weiche Säure — hart stützt oder harte Säure — weiche Grundwechselwirkungen.

Die spätere Untersuchung der Thermodynamik der Wechselwirkung hat darauf hingewiesen, dass hart — harte Wechselwirkungen bevorzugter enthalpy sind, wohingegen weich — weich bevorzugtes Wärmegewicht sind.

Siehe auch

• Säure
• Basis
• Sauer-Grundreaktion
• Theorie der sauren Basis von Brønsted-Lowry
• Säure von Chiral Lewis
• Frustrierte Paare von Lewis

Weiterführende Literatur