15.14: Lewis-Säuren und -Basen

Im Jahr 1923 schlug G. N. Lewis eine verallgemeinerte Definition des Säure-Base-Verhaltens vor, in der Säuren und Basen durch ihre Fähigkeit identifiziert werden, ein Elektronenpaar aufzunehmen oder abzugeben und eine koordinative kovalente Bindung zu bilden.

Eine koordinative kovalente Bindung (oder dative Bindung) entsteht, wenn eines der Atome in der Bindung beide Bindungselektronen bereitstellt. Eine koordinative kovalente Bindung entsteht beispielsweise, wenn sich ein Wassermolekül mit einem Wasserstoffion zu einem Hydroniumion verbindet. Eine koordinative kovalente Bindung entsteht auch, wenn sich ein Ammoniakmolekül mit einem Wasserstoffion zu einem Ammoniumion verbindet. Beide Gleichungen werden hier gezeigt.

Reaktionen, die die Bildung koordinativer kovalenter Bindungen beinhalten, werden als Lewis-Säure-Base-Chemie klassifiziert. Die Spezies, die das Elektronenpaar spendet, aus dem die Bindung besteht, ist eine Lewis-Base, die Spezies, die das Elektronenpaar aufnimmt, ist eine Lewis-Säure, und das Produkt der Reaktion ist ein Lewis-Säure-Base-Addukt. Wie die beiden obigen Beispiele veranschaulichen, stellen Brønsted-Lowry-Säure-Base-Reaktionen eine Unterkategorie der Lewis-Säure-Reaktionen dar, insbesondere solche, bei denen die Säurespezies H⁺ ist. Nachfolgend werden einige Beispiele für andere Lewis-Säuren und -Basen beschrieben.

Das Boratom in Bortrifluorid, BF₃, hat nur sechs Elektronen in seiner Valenzschale. Da BF₃ nicht über das bevorzugte Oktett verfügt, ist es eine sehr gute Lewis-Säure und reagiert mit vielen Lewis-Basen; Ein Fluoridion ist in dieser Reaktion die Lewis-Base und spendet eines seiner freien Elektronenpaare:

Bei der folgenden Reaktion gibt jedes der beiden Ammoniakmoleküle, Lewis-Basen, ein Elektronenpaar an ein Silberion, die Lewis-Säure, ab:

Nichtmetalloxide wirken als Lewis-Säuren und reagieren mit Oxidionen, Lewis-Basen, unter Bildung von Oxyanionen:

Bei vielen Lewis-Säure-Base-Reaktionen handelt es sich um Verdrängungsreaktionen, bei denen eine Lewis-Base eine andere Lewis-Base aus einem Säure-Base-Addukt verdrängt oder bei denen eine Lewis-Säure eine andere Lewis-Säure verdrängt:

Eine andere Art der Lewis-Säure-Base-Chemie beinhaltet die Bildung eines komplexen Ions (oder eines Koordinationskomplexes), das ein Zentralatom, typischerweise ein Übergangsmetallkation, umfasst, das von Ionen oder Molekülen, sogenannten Liganden, umgeben ist. Diese Liganden können neutrale Moleküle wie H₂O oder NH₃ oder Ionen wie CN^– oder OH^– sein. Oft fungieren die Liganden als Lewis-Basen und geben ein Elektronenpaar an das Zentralatom ab.

Dieser Text wurde angepasst von Openstax, Chemistry 2e, Section 15.2: Lewis Acids and Bases.

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.