Kas ir Lūisa skābe?

1883. gadā zviedru ķīmiķis Svante Arrhenius definēja skābi kā vielu, kas ūdens šķīdumā veido ūdeņraža jonus (H+), bet bāzi kā vielu, kas veido hidroksīda (OH-) jonus. H+ joni, kas ir vienkārši protoni, ir pārāk reaģējoši, lai pastāvētu ūdens šķīdumā, un saistās ar ūdens molekulām, veidojot hidronija (H3O+) jonus. Arrhenius definīcija izrādījās ļoti noderīga un aptver lielāko daļu savienojumu, ko parasti uzskata par skābēm. Piemēram, sālsskābe, ūdeņraža hlorīda gāzes šķīdums ūdenī, nodrošina H+ jonus, kas šķīdumā veido hidronija jonus: HCl + H2O → H3O+ + Cl-. Šī definīcija palika par standartu līdz pat 20. gadsimtam, un to joprojām bieži izmanto arī mūsdienās.

Visu skābju raksturīga iezīme ir tā, ka tās neitralizē bāzes, veidojot sāļus. Piemērs ir sālsskābes reakcija ar nātrija hidroksīdu (NaOH), lai iegūtu nātrija hlorīdu un ūdeni (H2O): H3O+Cl- + Na+OH- → Na+Cl- + H2O. Šeit sālsskābes nodrošinātie H+ joni ir apvienojušies ar nātrija hidroksīda nodrošinātajiem OH-joniem, veidojot ūdeni, savukārt Na+ un Cl- joni ir apvienojušies, veidojot sāli saskaņā ar Arrēniusa teoriju; tomēr līdzīgas reakcijas var notikt starp savienojumiem, kas neatbilst Arrhenius skābju un bāzu definīcijām. Piemēram, gāzveida hlorūdeņradis var reaģēt ar gāzveida amonjaku, veidojot amonija hlorīda sāli: HCl + NH3 → NH4+Cl-. Divi savienojumi ir apvienojušies, veidojot sāli, bet, tā kā tie neatrodas šķīdumā, tajā nav H+ vai OH- jonu, tāpēc reaģenti saskaņā ar Arrhenius nav kvalificējami kā skābe un bāze.

1923. gadā divi ķīmiķi — Johaness Bronsteds un Tomass Lorijs — neatkarīgi nāca klajā ar jaunu definīciju. Viņi ierosināja, ka skābe ir protonu donors, bet bāze – protonu akceptors. Skābes-bāzes reakcijā skābe nodrošina bāzei protonu jeb H+jonu; tomēr nevienam reaģentam nav jābūt šķīdumā, jo H+ vai OH- joni faktiski atrodas pirms reakcijas. Šī definīcija ietver visas Arrhenius skābes un bāzes, bet arī izskaidro gāzveida ūdeņraža hlorīda un amonjaka apvienošanos kā skābes-bāzes reakciju: kovalentais hlorūdeņradis ir nodrošinājis amonjakam protonu, veidojot amonija (NH4+) jonu, kas veido jonu savienojums ar Cl-jonu.

Amerikāņu ķīmiķis Gilberts N. Lūiss arī 1923. gadā ierosināja paplašinātu jēdzienu par skābēm un bāzēm kā attiecīgi elektronu pāru akceptoriem un donoriem. Saskaņā ar šo definīciju skābes-bāzes reakcija ietver reaģentus, kas veido koordinātu saiti – kovalento saiti, kurā abi kopīgie elektroni nāk no viena atoma – ar elektroniem, kas nāk no bāzes. Iepriekš aprakstītajā HCl-NaOH reakcijā H+ jons, ko nodrošina HCl, pieņem elektronu pāri no OH- jona, ko nodrošina NaOH, veidojot ūdeni.

Tāpēc saskaņā ar šo teoriju Lūisa bāze ir savienojums, kurā savienošanai ir pieejams nesaistīts elektronu pāris. Lūisa skābes struktūra ir tāda, ka tā var sasniegt stabilu konfigurāciju, veidojot koordinātu saiti ar Lūisa bāzi. Bāzēm nav jāsatur hidroksīda joni vai jāpieņem protoni, un Lūisa skābei nav jāsatur ūdeņradis vai protoni. Lūisa skābes definīcija ietver visas Arrhenius un Bronsted-Lowry skābes, kā arī daudzas vielas, kas neatbilst Bronsted-Lowry vai Arrhenius kritērijiem.

Labs šādas vielas piemērs ir bora trifluorīds (BF3). Šajā savienojumā bors, kura ārējā apvalkā parasti ir trīs elektroni, ir izveidojis kovalentās saites, kopīgu elektronu pāri ar katru no trim fluora atomiem. Lai gan savienojums ir stabils, tā ārējā apvalkā ir vieta vēl diviem elektroniem. Tādējādi tas var veidot koordinātu saiti ar elektronu pāra donoru – citiem vārdiem sakot, bāzi.

Piemēram, tas var apvienoties ar amonjaku (NH3), kurā ir slāpekļa atoms ar nesaistītu elektronu pāri, jo trīs no pieciem elektroniem slāpekļa ārējā apvalkā ir kovalentās saitēs ar trim ūdeņraža atomiem. Tādējādi bora trifluorīda un amonjaka kombinācija ir šāda: BF3 +:NH3 → BF3:NH3 — “:” apzīmē elektronu pāri no amonjaka slāpekļa atoma. Tādējādi bora trifluorīds darbojas kā Lūisa skābe un amonjaks kā bāze.