فيديو الدرس: أحماض وقواعد لويس الكيمياء

في هذا الفيديو، سوف نتعرف على أحماض وقواعد لويس وخواصها، وكذلك تحديدها في التفاعلات الكيميائية.

١٧:١٢

‏نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتعرف على أحماض وقواعد لويس وخواصها، وكذلك تحديدها في التفاعلات الكيميائية.

يحب الكيميائيون المواد الكيميائية، لكن من الصعب جدًّا التعرف على كل مادة كيميائية على حدة. فهناك الكثير منها. بدلًا من ذلك، يبحث الكيميائيون عن أنماط. فنضع المواد الكيميائية في مجموعات، ونقارن بين هذه المواد. من بين هذه المجموعات مجموعتان هما الأحماض والقواعد. لعل أبسط وصف للحمض هو أنه مادة ذات مذاق حامض، بينما أبسط وصف للقاعدة هو أنها مادة تتفاعل مع الحمض. على مر الزمان، تغيرت أوصاف الأحماض والقواعد. وسمي كل وصف باسم عالم مختلف أو مجموعة علماء.

في عام 1887، صنف سفانت أرهينيوس الأحماض والقواعد على أساس إذا ما كانت تنتج أيونات هيدروجين أو أيونات هيدروكسيد عند إضافتها إلى الماء. عند إضافة أحماض أرهينيوس إلى الماء، فإنها تتفكك مكونة أيونات هيدروجين، بينما عند إضافة قواعد أرهينيوس إلى الماء فإنها تتفكك مكونة أيونات الهيدروكسيد وكاتيونات. تتفاعل أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد لتكوين الماء. وهذا يفسر حقيقة أن قواعد أرهينيوس بشكل عام تتفاعل مع أحماض أرهينيوس بطريقة ثابتة.

في عام 1923، توسع الكيميائي الدنماركي يوهانس نيكولاس برونستد والكيميائي الإنجليزي توماس مارتن لوري في وصف القواعد ليشمل مواد لا تنتج أيونات هيدروكسيد في المحلول. قاعدة برونستد-لوري هي أي مادة يمكنها قبول بروتون. على سبيل المثال، يمكن أن تتفاعل الأمونيا ‪NH3‬‏ مع أيونات الهيدروجين ‪+H‬‏ في الماء مكونة أيون الأمونيوم. بوجه عام، أحماض أرهينيوس هي أيضًا أحماض برونستد-لوري. بما أن لديها أيون هيدروجين، فيمكنها منحه. لكن من المهم أن ندرك أن أحماض أرهينيوس هي المواد الكيميائية التي يمكنها منح أيونات الهيدروجين، للماء تحديدًا. هناك بعض المواد التي تعد أحماضًا في بعض الحالات وقواعد في حالات أخرى؛ وتعرف هذه المواد بالمواد المتذبذبة. سنحتاج إلى رسم مخطط أكثر تعقيدًا لاستيعاب جميع الاختلافات. لذا سأترك هذه المنطقة فارغة في الوقت الحالي.

وبدلًا من ذلك، سنركز على الابتكارات التي قدمها جيلبرت إن لويس في عام 1923 أيضًا. فقد عمل على توسعة نطاق الأحماض. حمض لويس هو أي مادة يمكن أن تستقبل زوج إلكترونات حرًّا لتكوين رابطة، بينما قاعدة لويس هي أي مادة تحتوي على زوج إلكترونات حر يمكن منحه لتكوين رابطة. بوجه عام، تكون قواعد برونستد-لوري دائمًا قواعد لويس، والعكس بالعكس. ولكن ليست كل أحماض لويس تعد أحماض برونستد-لوري، في حين أن جميع أحماض برونستد-لوري هي أحماض لويس. ازداد هذا الأمر تعقيدًا إلى حد ما، لذا لنلق نظرة على بعض الأمثلة.

لنبدأ بكلوريد الهيدروجين، ‪HCL‬‏. يعد ‪HCL‬‏ من أحماض أرهينيوس. فهو يمتلك أيونات هيدروجين يمكنه منحها للماء، ولكنه ليس من قواعد أرهينيوس لأنه لا يحتوي على أي أيونات هيدروكسيد. جميع أحماض أرهينيوس هي أيضًا أحماض برونستد-لوري، لأنها تمنح بروتونات. إلا أن ‪HCL‬‏ ليس من قواعد برونستد-لوري لأنه لا يستقبل المزيد من البروتونات. كما أن ‪HCL‬‏ يعد من أحماض لويس، لأن جميع أحماض برونستد-لوري تعد أحماض لويس. يمكننا ملاحظة أن ‪HCL‬‏ يمكن أن يهاجم بواسطة زوج حر من الأمونيا، إحدى قواعد لويس. ولكن، باستثناء بعض الظروف المتطرفة، لن يتصرف ‪HCL‬‏ كقاعدة لويس.

والآن لنلق نظرة سريعة على ‪BH3‬‏ أو البوران. لا يمنح ‪BH3‬‏ البروتونات بسهولة، لذلك لا نعتبره من أحماض أرهينيوس أو أحماض برونستد-لوري. ولكن لأسباب سنتعرف عليها قريبًا، يمكن أن يستقبل ‪BH3‬‏ زوجًا حرًّا من أي من قواعد لويس. و‪BH3‬‏ لا يناسب متطلبات قواعد أرهينيوس أو برونستد-لوري أو لويس. نعلم أنه لا يمكن أن يكون من قواعد لويس لأنه لا يحتوي على أي أزواج حرة على الإطلاق؛ مرة أخرى، سنتناول ذلك قريبًا.

ماذا عن ‪NaOH‬‏؟ من الواضح أنه إحدى قواعد أرهينيوس، ونعلم أنه إحدى قواعد برونستد-لوري لأن أيون الهيدروكسيد يستقبل البروتونات بسهولة. كما أنه إحدى قواعد لويس لأنه يستقبل البروتونات من خلال التبرع بزوج حر، مكونًا رابطة. لكنه ليس حمضيًّا تحت أي فئة.

وبعد ذلك، لدينا الأمونيا، ‪NH3‬‏. في الظروف العادية، لا تمنح الأمونيا بروتونات. لذلك لا نعتبرها من أحماض أرهينيوس أو أحماض برونستد-لوري. كما أنها ليست من أحماض لويس. فلا نرى ظروفًا تستقبل فيها الأمونيا زوجًا حرًّا. كما أن الأمونيا لا تتناسب مع تعريف قاعدة أرهينيوس. فهي لا تحتوي على أيونات هيدروكسيد لتمنحها. ومع ذلك، تتفاعل الأمونيا مع الماء منتجة أيونات الهيدروكسيد في المحلول، وبالتالي تتصرف كقاعدة أرهينيوس. ولكن من المؤكد أن الأمونيا إحدى قواعد برونستد-لوري لأنها تستقبل بروتونات. وبما أنها تفعل ذلك باستخدام الزوج الحر لتكوين الرابطة، فهي تعد أيضًا من قواعد لويس.

هذا ما يميز وصف لويس. تتفاعل أحماض لويس وقواعد لويس بطرق يمكن التنبؤ بها. نظرًا لأن مجموعة أحماض وقواعد لويس أكبر من غيرها، فإن وصف لويس يسمح لنا بمقارنة عدد أكبر من التفاعلات الكيميائية بسهولة. وصف برونستد-لوري ليس خطأ، ولكنه أكثر تحديدًا من وصف لويس. إذا رأينا منطقة مكونة من جزيء واحد بها نقص في الإلكترونات ومنطقة أخرى غنية بالإلكترونات مع زوج حر نشط، فسيمكننا تخمين كيفية تفاعلهما؛ ما يعني أنه يمكننا التنبؤ بأماكن تكون الروابط المحتملة. عمليًّا، نحتاج إلى معرفة المزيد، لكن هذه نقطة انطلاق رائعة.

عندما يتفاعل أحد أحماض لويس مع إحدى قواعد لويس، فإنهما يكونان ما يسمى بناتج إضافة حمض وقاعدة لويس. إليك مثالًا على إحدى قواعد لويس، الأمونيا. للأمونيا زوج حر نشط. وهذا أحد أحماض لويس، ‪BH3‬‏. يوجد في وسط جزيء ‪BH3‬‏ ذرة بورون يمكنها استقبال إلكترونات. لذلك، نتوقع أن يشكل النيتروجين رابطة مع البورون. والجزيء الذي نحصل عليه يسمى ناتج إضافة حمض وقاعدة لويس. ولكن يتسبب هذا في مشكلة واحدة. كيف نعرف أين توجد الأزواج الحرة وأين لا توجد؟

من الأمور الدقيقة المتعلقة بنظرية حمض وقاعدة لويس هي العلاقة القوية التي تربطها ببنى لويس المعروفة أيضًا بالتمثيلات النقطية للإلكترونات. تمكننا بنى لويس من تمييز الأزواج الحرة وكذلك مناطق نقص الإلكترونات، على سبيل المثال، عندما لا يكون لدينا ثمانية إلكترونات كاملة. لنلق نظرة على المثال السابق، التفاعل بين الأمونيا والبوران.

على جانب الأمونيا، لدينا ثلاث ذرات هيدروجين تساهم كل منها بإلكترون تكافؤ واحد، وذرة نيتروجين تساهم بخمسة. وهو ما يساوي ثمانية إلكترونات إجمالًا. يكفي هذا لتكوين رابطة واحدة بين ذرة النيتروجين وكل من ذرات الهيدروجين ويتبقى إلكترونان لزوج النيتروجين الحر ليكمل ثمانية إلكترونات. والآن، ماذا عن ‪BH3‬‏؟ تسهم كل ذرة هيدروجين بإلكترون تكافؤ واحد وتسهم ذرة البورون بثلاثة. هذا يساوي ستة إلكترونات إجمالًا. تكفي الإلكترونات الستة لتشكيل روابط أحادية بين البورون وكل من ذرات الهيدروجين. يمكن أن تكون ذرة البورون أكثر استقرارًا مع رابطة واحدة إضافية، لكنها لا تمتلك إلكترونات لتفعل ذلك. بدلًا من ذلك، نحتاج إلى توفير كلا الإلكترونين من خلال قاعدة لويس. تمنح ذرة النيتروجين كلًّا من إلكتروني الزوج الحر لرابطة النيتروجين والبورون.

ولكن ليست جميع الأزواج الحرة نشطة. وأسباب ذلك معقدة للغاية ولا يمكن تناولها في هذا الفيديو، لذا إليك هذه القائمة. هذه هي الأزواج الحرة الرئيسية. نلاحظ رؤية أزواج حرة أكثر نشاطًا في العناصر ذات السالبية الكهربية الأعلى. والأنواع التي بها نقص في الإلكترونات وتعمل كأحماض لويس تشمل مركبات البورون والألومنيوم والعديد من أيونات الفلزات الانتقالية. لست بحاجة إلى تذكر كل هذه الأمثلة. وإنما عليك فقط تذكر كيفية رسم بنية لويس، وإيجاد زوج حر، وإيجاد ثمانية إلكترونات غير مكتملة. والآن، لنلق نظرة على بعض الأمثلة في التفاعلات.

يمكن أن يتفاعل ‪BF3‬‏ مع أيونات ‪−F‬‏ لتكوين ‪−BF4‬‏. إذا رسمنا بنى لويس، يمكننا أن نرى بسهولة من أين يأتي الزوج الحر الذي يشكل الرابطة. يشكل أيون الفلوريد بزوجه الحر التفاعلي رابطة مع البورون الذي به نقص إلكتروني. وإليك مثالًا عندما يكون لدينا أيون فلزي انتقالي، وهو الفضة واحد موجب، يتفاعل مع إحدى قواعد لويس، وهي الأمونيا. بالنسبة إلى أيونات الفلزات الموجبة، نميل إلى استبعاد أي إلكترونات تكافؤ، خاصة مع الفلزات الانتقالية حيث يصبح الأمر أكثر تعقيدًا. والأزواج الحرة الموجودة على ذرات النيتروجين في جزيئات الأمونيا تشكل روابط مع الفضة. هذه المادة الكيميائية تحديدًا نشطة في اختبار كاشف تولنز للألدهيدات حيث ننتج مرآة فضية. كما أن أحماض وقواعد لويس مهمة للغاية في التخليق العضوي.

الموضوع الأخير الذي سنتناوله هو مواد لويس المتذبذبة، وهي المواد التي تكون من أحماض لويس في بعض الظروف ومن قواعد لويس في ظروف أخرى. عندما يذوب كلوريد الهيدروجين في الماء، يتفاعل جزيء ماء مع أيون الهيدروجين في ‪HCL‬‏ مكونًا أيون الهيدرونيوم وأيون الكلوريد. غالبًا ما نتعامل مع أيون الهيدرونيوم، ‪+H3O‬‏، مثل ‪+H‬‏. لكن في الواقع، كلما رأينا ‪+H‬‏ ندرك أننا نتعامل مع ناتج إضافة حمض وقاعدة لويس. فيمنح أحد الأزواج الحرة على ذرة الأكسجين الموجودة في جزيء الماء لتشكيل رابطة مع ‪+H‬‏. في هذا المثال، يعمل الماء بوصفه قاعدة لويس حيث يمنح زوجًا حرًّا.

لكن لنلق نظرة على هذا المثال، وهو تكوين هيدروكسيد الأمونيوم عند إضافة الأمونيا إلى الماء. في هذه الحالة، الزوج الحر الذي سيأخذ أيون ‪+H‬‏ سيكون موجودًا على ذرة النيتروجين. ما يتكون هو أيون الأمونيوم ‪+NH4‬‏ وأيون الهيدروكسيد ‪−OH‬‏. في هذا المثال، الماء هو الذي يتصرف على أنه حمض لويس حيث يمنح أيون ‪+H‬‏ للأمونيا. إذن فالماء متذبذب. يمكن أن يكون حمض لويس أو قاعدة لويس في ظروف أخرى. والآن، لنتناول سؤالًا.

أي عبارة من العبارات الآتية التعريف الصحيح لحمض لويس؟ (أ) مادة من الممكن أن تمنح زوجًا من الإلكترونات، (ب) مادة من الممكن أن تكتسب زوجًا من الإلكترونات، (ج) مادة من الممكن أن تمنح أيون ‪+H‬‏، (د) مادة من الممكن أن تكتسب أيون ‪+H‬‏، أو (هـ) مادة تنتج أيونات -OH.

الأمر الأول الذي من المهم توضيحه هو أننا لا نبحث عن الإجابة الصحيحة. بل نبحث عن أفضل عبارة من بين العبارات الخمس. وصف لويس الحمضية والقاعدية من حيث استقبال أو منح أزواج حرة من الإلكترونات. فوصف المواد مثل الأمونيا التي لها أزواج حرة نشطة بأنها قواعد، والمواد التي بها نقص إلكتروني، مثل ‪BH3‬‏، بأنها أحماض. وعندما تتفاعل الاثنتان، تتشكل رابطة بين المنطقة ذات الزوج الحر والمنطقة ذات النقص الإلكتروني.

تشير العبارة الأولى إلى أن حمض لويس مادة يمكنها منح زوج من الإلكترونات. وهذا يتوافق مع وصف قاعدة لويس، وليس حمض لويس. وتشير العبارة الثانية إلى أن حمض لويس يستقبل زوجًا من الإلكترونات. وهذا يتناسب جيدًا مع ما رأيناه بالفعل. لذا، لندع هذه الإجابة جانبًا ونتحقق من الإجابات الثلاث الأخرى.

خيارنا الثالث هو أن حمض لويس هو مادة يمكنها منح أيون هيدروجين. قد تكون هذه مواد مثل حمض الهيدروكلوريك وحمض النيتريك. إليك تفاعل قاعدة هيدروكسيد الصوديوم الشائعة مع حمض الهيدروكلوريك لتكوين كلوريد الصوديوم والماء. يتوافق هذا التفاعل مع وصف أحماض وقواعد لويس لأن زوجًا حرًّا من أيون الهيدروكسيد يهاجم أيون الهيدروجين.

العبارة (ج) ليست الإجابة الصحيحة لأنه على الرغم من أن المادة التي يمكنها منح أيون الهيدروجين تكون من أحماض لويس، فإنها ليست جميع أحماض لويس تمنح أيونات الهيدروجين. إذن، هذه العبارة ليست أفضل وصف. بدلًا من ذلك، يشار إلى هذا النوع من الأحماض باسم حمض برونستد-لوري. تحول العبارة التالية سياق الحديث إلى استقبال أيونات الهيدروجين. هذا تعريف جيد لقاعدة برونستد-لوري، وليس لحمض لويس.

وأخيرًا، تشير العبارة الأخيرة إلى أن حمض لويس هو مادة تنتج أيونات ‪−OH‬‏، أي أيونات الهيدروكسيد. من الأمثلة الجيدة على ذلك إضافة هيدروكسيد الصوديوم الصلب إلى الماء، ما ينتج عنه أيونات الهيدروكسيد في المحلول. هيدروكسيد الصوديوم هو إحدى قواعد أرهينيوس. ويتفكك في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد. المصطلح العام الذي يشمل العبارة (هـ) هو قلوي لأن هناك بعض المواد التي ليست من قواعد أرهينيوس ولكنها تتفاعل مع الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد. في كلتا الحالتين، هذا بالتأكيد ليس حمضًا وبالتأكيد ليس أحد أحماض لويس، ما يعني أنه من بين العبارات الخمس التي لدينا، إن أفضل عبارة تعرف حمض لويس هي أنه مادة يمكن أن تكتسب زوجًا من الإلكترونات.

لنلق نظرة على النقاط الرئيسية. وصف أرهينيوس وبرونستد ولوري ولويس الأحماض والقواعد بشكل يختلف قليلًا بعضهم عن بعض. يغطي وصف لويس أكبر مجموعة من المواد. حمض لويس هو ببساطة أي مادة يمكن أن تستقبل زوجًا حرًّا من الإلكترونات، بينما قاعدة لويس عكس ذلك، فهي مادة يمكنها منح زوج من الإلكترونات. أحماض لويس تستقبل الأزواج الحرة، بينما قواعد لويس تمنح الأزواج الحرة. يمكنك تذكر ذلك عن طريق الربط بين شكل حرفي ‪b‬‏ و‪d‬‏ في كلمتي «قاعدة» و«منح» بالإنجليزية.

تتفاعل أحماض وقواعد لويس لتكوين نواتج إضافة حمض وقاعدة لويس، أو نواتج إضافة لويس اختصارًا. وأخيرًا، يمكننا استخدام بنى لويس للتعرف على قواعد لويس وأحماض لويس من خلال تحديد الأزواج الحرة أو المناطق التي بها نقص إلكتروني.

تستخدم نجوى ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. معرفة المزيد حول سياسة الخصوصية لدينا.