Lewis-emäs
Lewis-emäs on Gilbert Newton Lewisin teorian mukaan molekyylit tai ionit, jonka korkeimmalla miehitetyllä orbitaalilla (HOMO) on lokalisoitunut elektronipari.[1] Elektronipari vuorovaikuttaa toisen molekyylin tyhjän orbitaalin kanssa ja muodostuu kovalenttinen sidos.[2]
Lewis-emäksinä voi toimia myös jotkin nukleofiiliset siirtymämetallit, metallit, sekä erilaiset karbeenit.[1]
Lewis-teorian ja muiden teorioiden erot[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Ensimmäinen teoria happojen ja emästen kemiallisesta määrittelemisestä on Arrheniuksen teoria vuodelta 1884. Sen mukaan emäksiä ovat aineet, jotka lisäävät OH- -ionien pitoisuutta vesiliuoksessa. Ioniyhdisteet, joissa on OH- -ioni, kuten natriumhydroksidi, NaOH, ovat Arrhenius-emäksiä, koska ne hajoavat vedessä, minkä seurauksena syntyy OH- -ioneja.[3]
Brønsted–Lowryn teorian mukaan emäs ottaa vastaan vetyionin (H+), eli protonin. Lewisin teoria on laajempi kuin Bronsted-Lowryn tai Arrheniuksen teoriat[4] ja Lewisin teoriassa emäksen määrittely ei perustu vain vetyioniin tai liuoksen OH- -ionien pitoisuuteen.
Lewisin teoria määrittelee emäksen aineeksi, jolla on vapaa elektronipari, joka voidaan jakaa. Lewisin teorian avulla voidaan selittää myös niiden molekyylien toimintaa, joissa ei ole vetyionia[5]. Molekyylien toiminta tarkoittaa esimerkiksi sitä, miten molekyyli reagoi tai muodostaa kemiallisia sidoksia toisten molekyylien kanssa. Usein vain niitä emäksiä, jotka ovat Lewisin teorian mukaisia, mutta eivät Bronsted-Lowryn tai Arrheniuksen teorian mukaisia, kutsutaan Lewisin emäksiksi. Esimerkiksi eetterit, kuten dietyylieetteri, on Lewisin emäs, koska sillä on kaksi vapaata elektroniparia keskellä sijaitsevassa hapessa[6], jotka se voi jakaa.
Orgaanisia Lewis-emäksiä[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Useat happea ja typpeä sisältävät orgaaniset yhdisteet ovat Lewisin emäksiä, koska niillä on vapaa elektronipari. Esimerkiksi alkoholit, eetterit, aldehydit, ketonit, esterit, amidi ja amiinit voivat toimia Lewis-emäksiä. Jos molekyylissä on useammalla atomilla vapaita elektronipareja, muodostuu vain se molekyyli, joka on vakain, eli jossa on vahvimmat sidokset.[2]
Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
- ↑ a b Salminen Roope: Lewis-emäskatalysoidut pelkistysreaktiot. pro gradu. Jyväskylän yliopisto, 2020. http://urn.fi/URN:NBN:fi:jyu-202006023649. Teoksen verkkoversio (viitattu 9.5.2023).
- ↑ a b McMurry, John. Organic Chemistry. Ninth edition. Boston, MA, USA: Cengage Learning, 2016. Print. s.50-53” Viitattu 3.4.2023
- ↑ https://chem.libretexts.org/Courses/Brevard_College/CHE_104%3A_Principles_of_Chemistry_II/07%3A_Acid_and_Base_Equilibria/7.01%3A_Arrhenius_Acids_and_Bases Viitattu 7.5.2023
- ↑ https://peda.net/p/Mika%20Timonen/jopo/kemia-8/em%C3%A4kset. Viitattu 3.4.2023
- ↑ https://fi.thpanorama.com/articles/qumica/teoras-de-cidos-y-bases-teora-de-lewis-brnsted-lowry-y-arrhenius.html Viitattu 23.4.2023
- ↑ https://socratic.org/questions/57728ac77c014920d8d46756 Viitattu 3.5.2023