लुईस अम्ल व क्षार की अवधारणा - Lewis Acid And Bases Concept or Theory

संयोजकता के इलेक्ट्रॉनिक सिद्धान्त के आधार पर जी ॰ एन॰ लुईस (G.N.Lewis) नामक Scientist ने सन् 1923 मेँ अम्ल तथा क्षार की नई व्यापक धारणा की , जिसे इलेक्ट्रॉन दाता ग्राही सिद्धान का नाम दिया गया । इस सिद्धान्त के अनुसार -


1. लुईस अम्ल (Lewis Acid) :-
वे पदार्थ/अणु जो किसी रासायनिक अभिक्रिया मेँ एकांकी इलेक्ट्रॉन युग्म (lone pair o electron) ग्रहण कर उप-सहसंयोजक बन्ध Co-ordinate bond बनाते हैं । लुईस अम्ल कहलाते हैं । और इलेक्ट्रॉन युग्म ग्राही Electron pair acceptor को भी लुईस अम्ल कहते हैँ ।
उदाहरण :-
बोरॉन ट्राइफ्लुओराइड (BF3) , अमोनिया (NH3) से एक इलेक्ट्रॉन युग्म ग्रहण करके बोरॉन ट्राइफ्लुओराइड अमोनिया यौगिक बनाता है -

यहाँ BF3 एक इलेक्ट्रॉन युग्म ग्रहण (Accept) करता है , अतः BF3 लुईस अम्ल है ।


➤ लुईस अम्लोँ का वर्गीकरण (Classification of lewis acids ) :-
लुईस अम्लोँ का वर्गीकरण निम्न प्रकार है -
A. वे अणु जिनके केन्द्रीय परमाणु का अष्ठक पूर्ण नहीँ होता है .
B. वे अणु जिनके केन्द्रीय परमाणु मेँ रिक्त d-कक्षक होते हैँ .
C. धनावेशित आयन


A. वे अणु जिनके केन्द्रीय परमाणु का अष्ठक पूर्ण नहीँ होता है :-
इस वर्ग मेँ वे यौगिक आते हैँ , जिनके केन्द्रीय परमाणु को अपना अष्ठक पूर्ण करने के लिए एक (1) या एक से अधिक इलेक्टॉन युग्मोँ की आवश्यकता होती है ।
उदाहरण :- BF3 , SO3, AlCl3, BaCl2, FeCl3, ZnCl2 आदि ।


B. वे अणु जिनके केन्द्रीय परमाणु मेँ रिक्त d-कक्षक होते हैँ :-
वे यौगिक जिनके केन्द्रीय परमाणु मेँ रिक्त d-आर्बिटल होते हैँ तथा ये लुईस क्षार से इलेक्ट्रॉन युग्म ग्रहण करके co-ordinate bond बना लेते हैँ ।
उदाहरण:- SF6, SeF4, SnCl4, PCl5,TiCl4 आदि ।


C. धनावेसित आयन Positive ions :-
सभी धनायनोँ के पास electron की कमी होने के कारण ये lewis acid की तरह व्यवहार ( behaviour) करते हैँ ।
उदाहरण :- Ag+ , Cu2+ , NH4+ , Cl-, Br+ , I+, H3O+ , NO2+ आदि ।


2. लुईस क्षार (Lewiss Base) :-
वे पदार्थ जो रासायनिक अभिक्रिया में इलेक्ट्रॉन युग्म त्याग (electron pair donate ) कर सकते हैं , लुईस क्षार Lewiss acid कहलाते हैं । और इलेक्ट्रॉन युग्म दाता electron pair donor को लुईस क्षार कहते हैं |


इस अभिक्रिया मेँ NH3 एक इलेक्ट्रॉन युग्म H+ का त्याग करता है , अतः NH3 लुईस क्षार है ।


➤ लुईस क्षार का वर्गीकरण (Classification Of Lewiss Bases) :-
A. वे परमाणु जिनके किसी एक परमाणु पर एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म होता है .
B. ऋणावेशित आयन


A. वे उदासीन परमाणु जिनके किसी एक परमाणु पर एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म होता है :-
जिस अणु के पास या एक से अधिक एकाकी electron युग्म होता है , तथा वे इलेक्ट्रॉन युग्म दाता (electron pair donor ) का कार्य करते हैँ , अर्थात् वे लुईस क्षार की भांति व्यवहार करते हैँ ।
उदाहरण :-


(1) H (2)
| ••
H—N : R O H
| ••
H प्राथमिक
(अमोनिया) ऐल्कोहल


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(3) R —O— R
••
ईथर


B. ऋणावेशित आयन (Negative ion ) :-


सभी ऋणायनोँ पर एकाकी इलेक्ट्रॉन युग्म उपस्थित होते है तथा वे Lewis अम्ल को donate कर सकते हैं।
उदाहरण :- Cl- , I- , Br- , OH- , CN- आदि ।


➤ अम्लोँ तथा क्षारोँ की शक्ति या प्रबलता (strength of acids and bases) :-


अम्लों की प्रबलता (strength of acids) :-
किसी अम्ल को शक्ति या प्रबलता उसकी प्रोटॉन (H+) त्याग्ने की प्रवृति पर निर्भर करती है । समान ताप व तनुता पर जो अम्ल वियोजित होकर जितने अधिक Hydrogen ion (H+ ) उदाहरण : N/10 -HCl का वियोजन 92% , N/10 -CH3COOH का वियोजन 1.3% , इत्यादि । इसी कारण HCl अम्ल , CH3COOH तथा H2CO3 की अपेक्षा अधिक प्रबल होता है ।
कुछ अम्लोँ की प्रबलता का क्रम निम्न प्रकार है -


A. HI>HBr>HCl>HF


B. HCl >HNO3 > H2SO4 > HCl > CH3COOH > H2CO3 > NH4+


2. क्षारोँ की प्रबलता (strength of bases ) :-
किसी क्षार की शक्ति या प्रबलता उसके प्रोटॉन ग्रहण करने की क्षमता पर निर्भर करती है । समान ताप व समान तनुता पर जो क्षार जितने अधिक OH- आयन उत्पन्न करता है , वह उतना ही अधिक प्रबल होता है ।
उदाहरण :-

N/10 -NaOH का वियोजन 84% N/10 -NH4OH का वियोजन 1.3% होता है । अतः NaOH , NH4OH , की तुलना मेँ अधिक प्रबल क्षारक है । कुछ क्षारकोँ की घटती हुई प्रबलता का क्रम निम्न है -


A. KOH > NaOH > NH4OH > B(aOH)2


B. NaOH > NH4OH > NH3 > H2O

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NH3 लुईस क्षारक कि तरह‌ कार्य करता है

Nh3 लुईस क्षारक की तरह काम करता है क्यों ?

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लेविस सिद्धान्त अमल और भस्म के लिए वर्णन करे

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