شارح الدرس: أحماض وقواعد لويس الكيمياء

في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نفسِّر ما أحماض وقواعد لويس، إلى جانب خواصِّها المميزة، وكذلك تحديدها في التفاعلات الكيميائية.

يبحث الكيميائيون عن الأنماط في التفاعلات الكيميائية. ويقسِّمون المواد الكيميائية إلى مجموعات لمقارنة إحداها بالأخرى. من بين هذه المجموعات الأحماض والقواعد.

وقد تغيَّر وصف «الحمض» و«القاعدة» بمرور الزمن، واستعمل العلماء عدة أوصاف في وقتٍ واحدٍ. لا تزال بعض هذه الأوصاف مُستخدَمة حتى اليوم، مع أن بعض المواد تُعتبَر حمضية أو قاعدية في نظامٍ ما، ولا تُعتبَر كذلك في الأنظمة الأخرى.

أبسط وصف للحمض أنه مادة مذاقها حامضي، في حين أن أبسط وصف للقاعدة أنها مادة تتفاعل مع الحمض.

في 1887، وصف سفانتي أرهينيوس الأحماض والقواعد على أساس ما إذا كانت تُنتِج أيونات الهيدروجين () أو أيونات الهيدروكسيل () عند إضافتها للماء:

تتفاعل أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيل لتكوين الماء. وهذا سببُ أن قواعد أرهينيوس تتفاعل مع أحماض أرهينيوس بطريقة ثابتة عمومًا.

طريقة أخرى لوصف قواعد أرهينيوس هي أنها «مواد عند إضافتها إلى الماء تزيد من تركيز أيونات الهيدروكسيل». وهذا ينطبق على المواد التي لا تحتوي على أيونات الهيدروكسيل لكنَّها تزيد تركيز أيونات الهيدروكسيل في الماء بالتفاعل معه، مثل الأمونيا (). وتوضِّح الفروق في هذا المستوى أن الأوصاف والتعريفات يمكن أن تختلف قليلًا.

في عام 1923، وسَّع يوهانس برونستد وطوماس لوري وصف القواعد ليشمل مواد لا تُنتِج أيونات هيدروكسيل في المحلول.

قاعدة برونستد-لوري هي أيُّ مادة يمكن أن تستقبل بروتونًا. على سبيل المثال، يمكن أن تتفاعل الأمونيا () مع أيونات الهيدروجين () في الماء لتكوِّن أيون الأمونيوم (). وبوجه عامٍّ، أحماض أرهينيوس هي أيضًا أحماض برونستد-لوري؛ إذ تحتوي على أيون هيدروجين يمكنها منحه. لكن، من المهم أن ندرك أن أحماض أرهينيوس هي المواد الكيميائية التي يمكنها منح أيونات الهيدروجين للماء على وجه التحديد.

هناك أيضًا بعض المواد التي تتصرَّف كالأحماض في ظروف بعينها وكالقواعد في ظروفٍ أخرى؛ وتُعرَف بالمواد المتذبذبة.

وضع جيلبرت لويس وصفًا آخَر للأحماض والقواعد في عام 1923. وصف لويس حمض لويس بأنه أيُّ مادة يمكن أن تستقبل زوجًا حُرًّا من الإلكترونات لتكوين رابطة. ووصف قاعدة لويس بأنها أيُّ مادة تحتوي على زوج حُرٍّ من الإلكترونات يمكنها منحه لتكوين رابطة.

بشكل عامٍّ، قواعد برونستد-لوري هي قواعد لويس، والعكس بالعكس. لكن مع أن جميع أحماض برونستد-لوري هي أحماض لويس، ليست كل أحماض لويس هي أحماض برونستد-لوري.

لمعرفة كيفية تطبيق تعريفات الأحماض والقواعد، فلننظر إلى كلوريد الهيدروجين ().

يمكن وصف كلوريد الهيدروجين باستخدام الأوصاف الثلاثة للأحماض.

لكن لنتناول الآن البوران (). هذه بنية لويس للبوران:

ذرة البورون الموجودة في الوسط بها مكانان فارغان في غلاف التكافؤ. وستستقبل بسهولة زوجًا حُرًّا من مادة أخرى.

هذا هو الجدول الكامل لـ :

يوضِّح الجدول السابق أنه يمكن وَصْف البوران بأنه حمض لويس، ولكن لا يمكن وَصْفه بأنه حمض أرهينيوس ولا بأنه حمض برونستد-لوري.

بالنسبة لهيدروكسيد الصوديوم () يمكن وضع الجدول الآتي:

يمكننا أن نلاحظ كيف أن يتصرَّف باعتباره قاعدةَ برونستد-لوري وقاعدةَ لويس في الشكل نفسه. يمكن لذرةِ أكسجين أيون الهيدروكسيل في هيدروكسيد الصوديوم منحُ أحد أزواجها الحُرَّة لتكوين رابطة مع أيون هيدروجين:

مثال رابع وأخير هو الأمونيا ().

هنا يمكن بالتأكيد وَصْف الأمونيا بأنها قاعدةُ برونستد-لوري وقاعدةُ لويس. ومع ذلك، فإن وَصْفها بأنها قاعدة أرهينيوس ليس مؤكَّدًا، ويوضِّح سببَ حاجتنا إلى أوصاف أخرى.

يتفوَّق وَصْف لويس على الأوصاف الأخرى بأن مجموعة أحماض وقواعد لويس أكبرُ من مجموعة المواد التي يشملها وَصْف أرهينيوس أو وَصْف برونستد-لوري، وأن أحماض وقواعد لويس تتفاعل بطرق يمكن توقُّعها.

يتيح لنا وَصْف لويس المقارنة بسهولة بين عدد أكبر من التفاعلات الكيميائية. إذا لاحظنا منطقة في جزيء تنقصها إلكترونات، ومنطقة أخرى غنية بالإلكترونات وفيها زوج حُرٌّ نَشِطٌ، فإنه يمكننا تخمين طريقة تفاعلهما؛ أي يمكننا توقُّع مواضع تكوُّن الروابط على الأرجح. عمليًّا، سنحتاج إلى المزيد من المعلومات، لكنَّ هذه نقطةُ بدايةٍ جيدة.

عندما يتفاعل حمض لويس مع قاعدة لويس فإنهما يكوِّنان ما يُسمَّى بناتج إضافة أحماض وقواعد لويس. توضِّح المعادلة الكيميائية الآتية قاعدة لويس (الأمونيا) تتفاعل مع حمض لويس (البوران):

يمكن للزوج الحُرِّ من ذرة النيتروجين في الأمونيا أن يكوِّن رابطة مع ذرة البورون في البوران. والناتج، ، مثالٌ من أمثلة ناتج إضافة لويس.

ويمكن كتابة ناتج الإضافة موضَّحًا عليه سهم الرابطة التساهمية التناسقية:

في مركز جزيء توجد ذرة بورون يمكنها استقبال الإلكترونات، وجزيء الأمونيا يحتوي على زوج حُرٍّ نَشِطٍ على ذرة النيتروجين. يمكننا توقُّع أن النيتروجين سيكوِّن رابطة مع البورون.

من الخصائص المفيدة في نظرية أحماض وقواعد لويس علاقتُها القوية ببِنَى لويس. تسمح لنا بِنَى لويس بتسليط الضوء على الأزواج الحُرَّة وكذلك على المناطق التي تنقصها الإلكترونات، على سبيل المثال، عندما لا يكتمل الغلاف الخارجي لذرةٍ أو أيونٍ بثمانية إلكترونات.

لكن، ليست كل الأزواج الحُرَّة نَشِطة. وأسباب ذلك معقَّدة، لكنَّ بعض قواعد لويس الشائعة هي:

• الهاليدات (، ، ، ).
• الأكسيد ().
• الهيدروكسيل ().
• الماء ().
• السيانيد ().
• مجموعات السيانو ().
• الأمينات ().
• الأمونيا ().

نميل عادةً إلى رؤية المزيد من الأزواج الحُرَّة النَّشِطة على العناصر الأعلى في السالبية الكهربية.

ومن أمثلة الأنواع التي بها نَقْص في الإلكترونات وتتصرَّف مثل أحماض لويس:

• البورانات (، ).
• هاليدات الألومنيوم الثلاثية (مثل ).
• أيونات فلزية انتقالية مختلفة.

في كثير من الأحيان، معرفةُ طريقةِ رسم بِنَى لويس وتحديدُ الأزواجِ الحُرَّة والأغلفةِ غير المكتملة بثمانية إلكترونات ينبغي أن يوضِّحَا مواضع تكوُّن الروابط.

من المهم أن نتمكَّن من تحديد أحماض وقواعد لويس في التفاعلات. على سبيل المثال، هذا تفاعلُ ثلاثي فلوريد البورون () مع أيون الفلوريد ():

إذا رسمنا بِنَى لويس فسنرى من أين يأتي الزوج الحُرُّ الذي يكوِّن الرابطة:

ويكوِّن أيون الفلوريد الذي يحتوي على زوج حُرٍّ نَشِطٍ رابطةً مع البورون الذي تنقصه الإلكترونات. ويمكن رسم هذا أيضًا برابطة تساهمية تناسقية، مع أن الشحنة السالبة في الواقع تكون موزَّعة بالتساوي في :

أيون الفلوريد يمنح زوجًا حُرًّا لتكوين رابطة، وهو بذلك يتصرَّف باعتباره قاعدة لويس.

ويستقبل ثلاثي فلوريد البورون زوجًا حُرًّا ويكوِّن رابطة، وهو بذلك يتصرَّف باعتباره حمض لويس.

تُوجَد بعض المواد التي تُعتبَر أحماض لويس في بعض الظروف، وقواعد لويس في ظروف أخرى. وتُعرَف هذه المواد باسم مواد لويس المتذبذبة.

عند ذوبان كلوريد الهيدروجين في الماء يتفاعل جزيءُ ماءٍ مع أيون الهيدروجين في ، ويتكوَّن أيون الهيدرونيوم وأيون الكلوريد. عادةً ما نتعامل مع أيون الهيدرونيوم () باعتباره . لكن، حين نجد نعرف أننا نتعامل حقًّا مع ناتجِ إضافةِ حمض لويس وقاعدة لويس. تمنح ذرة الأكسجين في جزيء الماء أحد أزواجها الحُرَّة لتكوين رابطة مع . في هذا المثال، يتصرَّف الماء كقاعدة لويس؛ إذ يمنح زوجًا حُرًّا:

نلاحظ سلوكًا مختلفًا للماء في تكوين هيدروكسيد الأمونيوم عند إضافة الأمونيا إلى الماء. في هذه الحالة، الزوج الحُرُّ على النيتروجين هو الذي يكوِّن رابطة مع أيون . ويتكوَّن أيون الأمونيوم ()، وأيون الهيدروكسيل ():

في هذا المثال، الماء حمض لويس؛ لأن إحدى ذرات الهيدروجين استقبلت زوجًا حُرًّا من الإلكترونات من الأمونيا. إذن، الماء مادة متذبذبة، ويمكن أن تكون حمض لويس أو قاعدة لويس باختلاف الظروف.