1.7. Luisove kiseline i baze

            Luisova kiselina je od strane IUPACA definisana kao "molekularni entitet (i odgovarajuće hemijske vrste) koji je primalac elektronskog para i zbog toga u mogućnosti da reaguje sa Luisovom bazom pri čemu se stvara zajednički adukt, tako što se deli elektronski par koji je dala Luisova baza. Ilustrativni primer je reakcija između trimetilbora i amonijaka pri čemu se dobije adukt Me₃BNH₃.

            Luisova kiselina je definisana kao bilo koja vrsta koja prihvata elektronski par. Luisova baza je bilo koja vrsta koja daje elektronski par. Zbog toga je H⁺ Luisova kiselina zbog toga što može prihvatiti elektronski par, a OH^- i NH₃ su Luisove baze zato što mogu donirati slobodan elektronski par.

           

            U mnogim slučajevima interakcija između bora i azota se označava sa strelicom Me₃B← :NH₃ pri čemu njen smer ide od Luisove baze do Luisove kiseline. Neki izvori označavaju Luisovu bazu sa parom tačaka na Luisovoj bazi kao i na aduktu, kao što je prikazano:

Me₃B + :NH₃ → Me₃B:NH₃

            U opštem slučaju veza između donora i akceptora se posmatra kao korak između kovalentne i jonske veze. Ovaj koncept je prvi predstavio Gilbert Njutn Luis koji je predložio teoriju hemijske veze 1923. Iste godine je bila objavljena Bronsted-Lourijeva teorija kiselina i baza. Dve teorije su različite ali komplementarne. Luisova baza je ujedno i Bronsted-Lourijeva baza, ali Luisova kiselina ne mora biti ujedno i Bronsted-Lourijeva kiselina.

            Zatim je 1963. slijedio koncept klasifikacije u jake i slabe baze i kiseline. Jačina interkacija između Luisovih baza i kiselina (slika 4) se mjeri standardnom entalpijom stvaranja adukta i može biti predviđena Drago-Vajlandovom jednačinom sa dva parametra.

Slika 4. Formiranje kovalentne veze prema Luisovoj teoriji

            Luis je 1916. godine predložio koncept po kome se hemijska veza stvara tako što dva atoma dele zajednički elektronski par koji ih drži na okupu. Kada svaki atom doprinese sa po jednim svojim elektronom onda se zove kovalentna veza. Kada oba elektrona dolaze od samo jednog od atoma onda se veza naziva dativna kovalentna ili koordinatna veza. Razlika između ovih veza nije čvrsta. Tako na primer tokom formiranja amonijum jona između amonijaka i vodonika molekul amonijaka donira elektronski par jonu vodonika, ali identitet elektrona je izgubljen u amonijum jonu koji je formiran. Luis je takođe predložio da donor elektronskog para bude klasifikovan kao baza a akceptor elektronskog para kao kiselina.

            Moderna definicija Luisove kiseline ja da je to atomska ili molekulska vrsta koja ima lokalizovanu praznu atomsku ili molekulsku orbitalu. Molekulska orbitala sa najnižom energijom (LUMO) može primiti elektronski par.

            Luisova baza je često i Bronsted-Lourijeva baza pošto može donirati elektronski par protonu, proton je Luisova kiselina pošto može prihvatiti elektronski par. Konjugovana baza Bronsted-Lourijeve kiseline je takođe Luisova baza pošto nakon gubitka protona iz kiseline na mestu gdje je bila veza A—H ostaje slobodni elektronski par na konjugovanoj bazi. Luisove baze se mogu teško protonizovati ali reaguju sa Luisovim kiselinama. Na primer ugljen monoksid je slaba Bronsted-Lourijeva baza ali formira jak adukt sa BF₃.

            Luisove baze i kiseline se obično klasifikuju na osnovu njihove jačine ili slabosti. U ovom kontekstu jak označava mali i nepolarizabilan a slabe označavaju veće atome koji se lakše polarizuju, te se klasifikuju prema sledećem:

·         tipične jake kiseline: H⁺, katjoni alkalnih metala, borani, Zn²⁺,

·         tipične slabe kiseline: Ag⁺, Mo(0), Ni(0), Pt²⁺,

·         tipične jake baze: amonijak i amini, voda, karboksilati, fluoridi i hloridi,

·         tipične slabe baze: organofosfini, tioetri, ugljen-monoksid i jodidi.

Na primjer amin će zamijeniti fosfin iz adukta sa kiselinom BF3. Na isti način se mogu klasifikovati i baze. Na primjer baze koje doniraju slobodni elektronski par sa atoma kiseonika su jače nego baze koje doniraju sa atoma azota. Iako ova klasifikacija nije nikada bila kvantifikovana pokazalo se da je vrlo korisna u predviđanju jačine stvaranja adukta pri čemu se koriste ključni koncepti:

·         interakcija jaka kiselina-tvrda baza je jača od interakcije jaka kiselina-slaba baza ili slaba kiselina-jaka baza.

·         Interakcija slaba kiselina-slaba baza je jača od interakcije slaba kiselina-jaka baza ili jaka kiselina-slaba baza.

            Dalja istraživanja termodinamike interakcija je pokazala da su interakcija jako-jako favorizovane entalpijski, a reakcije slabo-slabo su entropijski favorizovane.