Teoria kwasów i zasad Lewisa – teoria określająca właściwości kwasowe i zasadowe substancji chemicznej na podstawie jej zdolności akceptorowo-donorowych. Kwas Lewisa to związek chemiczny (oznaczany zazwyczaj symbolem "A"), który może przyjąć parę elektronową od zasady Lewisa ("B"), będącej donorem pary elektronowej. W ten sposób powstaje tzw. addukt AB:

A + :B → A−B

Definicję powyższą zaproponował w 1923 amerykański chemik Gilbert N. Lewis, bazując na teorii wiązania chemicznego. W tym samym roku Brønsted i Lowry zaproponowali swoją teorię kwasów i zasad. Obie teorie się różnią, chociaż częściowo się uzupełniają. Każda zasada Lewisa jest zasadą Brønsteda-Lowry'ego, ale kwas Lewisa nie musi być kwasem według definicji Brønsteda-Lowry'ego (i odwrotnie).

Definicja Lewisa nie obejmuje klasycznych kwasów (tj. kwasów protonowych np. HCl), które według teorii Brønsteda-Lowry'ego są kwasami, w myśl definicji Lewisa kwasami nie są. Stanowią one zaś addukty kwasowo-zasadowe.

Według definicji Lewisa kwasami są natomiast związki chemiczne mające silny deficyt elektronów, mimo że w ogóle nie mają w swojej strukturze atomu wodoru (np. chlorek glinu AlCl3, bromek cynku ZnBr2). Kwasami Lewisa mogą też być związki metaloorganiczne, np. CH3AlCl2 lub (C2H5)2AlCl[1].

Zobacz też

Bibliografia

  • Adam Bielański: Chemia ogólna i nieorganiczna. Warszawa: PWN, 1981. ISBN 83-01-02626-X.
  • Włodzimierz Trzebiatowski: Chemia nieorganiczna, wyd. VIII, Warszawa: PWN, 1978

Przypisy

  1. ↑ Lewis Acid Catalysis of the Diels-Alder Reaction. W: Francis A. Carey, Richard J. Sundberg: Advanced Organic Chemistry. Part B. Reactions and Synthesis. Wyd. 5. Springer, 2007, s. 481. ISBN 978-0-387-68350-8.
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.