Lewis-Säuren und -Basen

Das Brønsted-Lowry-Modell definiert Säuren und Basen in Form von Protonen, wobei Säuren Protonendonatoren und Basen Protonenakzeptoren sind. Im Gegensatz dazu definiert das Lewis-Modell Säuren und Basen in Form von Elektronenpaaren, wobei Lewis-Säuren Elektronenpaarakzeptoren und Lewis-Basen Elektronenpaardonatoren sind.

In einer Brønsted-Säure kann der Wasserstoff wie Essigsäure auch als Lewis-Säure wirken, da er ein leeres Orbital hat, um Elektronen aufzunehmen, die von einer Base wie Wasser abgegeben werden, die als Lewis-Base fungiert.

Der Vorteil des Lewis-Modells besteht darin, dass es den Wissenschaftlern ermöglicht, eine größere Anzahl von Verbindungen als Säuren zu klassifizieren – einschließlich solcher, die keine ionisierbaren Protonen enthalten. Zum Beispiel kann Bortrifluorid nach dem Brønsted-Lowry-Modell nicht als Säure eingestuft werden, da es keinen Wasserstoff enthält.

Bortrifluorid besitzt jedoch ein unvollständiges Oktett mit einem leeren Orbital, das ein Elektronenpaar von einer Lewis-Base, wie z. B. Ammoniak, aufnehmen und daher als Lewis-Säure wirken kann.

Das resultierende Produkt, das durch solche Lewis-Säure-Base-Reaktionen gebildet wird, wird als Lewis-Säure-Base-Addukt bezeichnet.

Einige Moleküle, wie Kohlendioxid, können ihre Elektronen so umanordnen, dass sie als Lewis-Säure wirken.

Bei der Reaktion zwischen Wasser und Kohlendioxid wandert beispielsweise ein Elektronenpaar von der Kohlenstoff-Sauerstoff-Pi-Bindung zum terminalen Sauerstoff des Kohlendioxids.

Das resultierende leere Orbital am Kohlenstoffatom ermöglicht es ihm, das Elektronenpaar von einem Wassermolekül aufzunehmen und als Lewis-Säure zu wirken. Wenn das Wassermolekül das Elektronenpaar abgibt, fungiert es als Lewis-Base.

Bei weiterer Umlagerung wird ein Proton vom Wassersauerstoff auf den terminalen Sauerstoff des Kohlendioxids übertragen, wodurch das Kohlensäureaddukt gebildet wird.

Kleine Metallkationen wie Al(III) können Elektronenpaare wieder aufnehmen und als Lewis-Säuren wirken. Zum Beispiel nimmt Al(III) einsame Elektronenpaare aus Wasser auf und bildet Hexaaquaaluminium-Ionen. Hier geben Wassermoleküle Elektronenpaare ab und fungieren als Lewis-Base.