Scheikunde
Analytische scheikunde
 Zuur-base volgens Lewis



Gilbert Lewis

Arrhenius formuleerde een zuur-base theorie die de chemici toeliet zuur-base reacties in waterig milieu te beschrijven en te verklaren. In 1932 breidden Brønsted en Lowry deze theorie uit zodat voortaan ook zuur-base reacties waar water niet aan te pas kwam, konden worden verklaard. De Brønsted-Lowry theorie had aan het lijstje zuren en basen een hele reeks verbindingen en reacties toegevoegd. Alles wat een proton kon afstaan of opnemen werd voortaan zuur of base.

Desondanks Arrhenius en Brønsted-Lowry kende men tal van neutralisatiereacties met zuur-base kenmerken waarbij noch het zuur en/of noch de base voldeden aan de definitie van beide. Een voorbeeld van zo'n met Arrhenius of Brønsted-Lowry niet te verklaren reactie is het oplossen van koolstofdioxide in water. Dit oplossen van CO2 in water vindt iedere seconde wereldwijd plaats in onze wereldzeëen en oceanen, onder vorming van het waterstofcarbonaation. CO2 heeft geen waterstofatoom om af te splitsen en kan dus ook geen proton-donor zijn. OH-, waarmee het CO2 het waterstofcarbonaation vormt, neemt bij deze reactie geen proton op. Bij deze reactie, die duidelijk zuur-base kenmerken heeft, speelt er een nog andere factor een rol dan Arrhenius of Brønsted-Lowry in hun theorie gebruikten.

In 1932 formuleerde Gilbert Lewis, nadat hij zich intensief had bezig gehouden met de studie van elektronenparen, een zeer ruime definitie van zuur-base gedrag bij neutralisatiereacties. Hij verschoof na Brønsted en Lowry de aandacht bij de zuur-base theorie opnieuw, dit keer van het proton naar het bindende elektronenpaar. Hierdoor werd niet alleen het oplossen van CO2 in water verklaarbaar, het lijstje van zuren en basen breidde nog maar eens uit. Net zoals de Brønsted-Lowry theorie doet ook de Lewis-theorie geen afbreuk aan haar voorgaanden. Zij is een uitbreiding op de twee toen reeds bestaande theorieën.


Naar boven

Lewis-zuren

Lewis definieerde een zuur als een deeltje dat een elektronenpaar kan accepteren om via dit elektronenpaar een covalente binding met de donor aan te gaan.

Een zuur is een elektronenpaar-acceptor



Naar boven

Lewis-basen

Als een zuur een deeltje is dat een elektronenpaar kan accepteren, dan moet de base wel een deeltje zijn dat het elektronenpaar afstaat. Lewis definieerde de base dan ook als volgt: een base is een deeltje dat een vrij elektronenpaar bezit en dit vrij elektronenpaar kan afstaan om met de acceptor ervan, een covalente binding te vormen.

Een base is een elektronenpaar-donor



Naar boven

Neutralisatie volgens Lewis

Volgens de theorie van Lewis is het neutraliseren van een zuur en een base het covalent binden van beide stoffen nadat de base het gemeenschappelijke en bindende elektronenpaar afstond en het zuur dit accepteerde.

Bij het CO2 is het koolstofatoom aan elk van beide zuurstofatomen dubbel covalent gebonden. Een vrij elektronenpaar van het OH--ion wordt afgestaan en OH- is hier dan ook de base. Dit vrij elektronenpaar valt één van de dubbele bindingen aan die hierdoor deels verbroken en enkelvoudig wordt. Het elektronenpaar afkomstig van de verbroken dubbele binding wordt door het zuurstofatoom van het CO2-molecuul opgenomen en krijgt ook zo de negatieve lading. OH- wordt aan het CO2-molecuul gebonden. Het CO2-molecuul nam het vrije elektronenpaar aan en is in deze reactie het zuur.




Naar boven




 Ook interessant:

Sascha Gowy © 2002 - 2025, hosting: one.com