5.2 : Lewis-Säuren und -Basen

Diese Lektion befasst sich mit Lewis-Säuren und -Basen im Kontext der Oktettregel für elektronenarme Verbindungen. Hier wird das Konzept diskutiert, wobei der Schwerpunkt auf den Elementen der Gruppe 13 wie Bor oder Aluminium liegt. Da Elemente der Gruppe 13 drei Valenzelektronen besitzen, bilden sie dreiwertige Verbindungen mit einem Elektronensextett und einem freien Orbital für das Zentralatom. Folglich nehmen diese elektronenarmen Verbindungen Elektronen von anderen Spezies auf, um ihr Oktett in einer chemischen Reaktion zu vervollständigen. Sie werden gemäß der von Gilbert N. Lewis vorgeschlagenen „verallgemeinerten Theorie der Säuren und Basen“ als Lewis-Säuren bezeichnet.

Lewis‘ Theorie befasste sich mit Verbindungen, die nicht in den Geltungsbereich von Brønsteds Definition fielen. Er schlug vor, dass die elektronenarmen Verbindungen als Lewis-Säure wirken, wobei ihre Valenzschalen-Oktette in einer chemischen Reaktion vervollständigt werden. Daher ist eine Lewis-Säure die Spezies, die ein Elektronenpaar aufnimmt, um eine neue Bindung zu bilden.

Im Gegensatz dazu ist eine Lewis-Base als die Spezies definiert, die ein Elektronenpaar abgibt. Dies wird am konkreten Beispiel der Reaktion von Aluminiumchlorid mit Ammoniak unter Bildung eines Lewis-Säure-Base-Addukts verdeutlicht. Hier wird das Elektronenpaar zwischen den entgegengesetzt geladenen Spezies übertragen, um das Oktett zu erfüllen. Das Konzept der Lewis-Säuren und -Basen wird durch die Reaktion zwischen elektronenarmem Bortrifluorid und elektronenreichem Ammoniak weiter verdeutlicht, wie in Abbildung 1 dargestellt.

Abbildung 1. Die Reaktion zwischen Bortrifluorid und Ammoniak

Hier wird eine erhebliche Ladung an der Spezies entwickelt. Da das Borzentrum über ein leeres Orbital verfügt, das ein Elektron aufnehmen könnte, lokalisiert es eine positive Ladung. Im Gegensatz dazu akkumuliert das Stickstoffzentrum in Ammoniak aufgrund des Vorhandenseins eines freien Elektronenpaars eine negative Ladung. Wenn sie interagieren, wird das freie Elektronenpaar in der Valenzschale des Stickstoffs auf das Boratom in BF_3 übertragen, was durch den gebogenen Pfeil oben angezeigt wird. Somit sind die formalen Ladungen an Bor und Stickstoff ausgeglichen, und als Ergebnis besitzt das Lewis-Säure-Base-Addukt keine Nettoladung.

Die Lewis-Theorie stellt eine Ergänzung zur Brønsted-Theorie dar, die nur den Protonentransfer verwendet, um Säure-Base-Reaktionen zu definieren, indem sie den Transfer eines freien Elektronenpaars einbezieht. Während daher alle Brønsted-Lowry-Säuren protische Säuren sind, können Lewis-Säuren protisch oder aprotisch sein. Dies wird am Beispiel der Salzsäure verdeutlicht. HCl ist gemäß der Brønsted-Lowry-Definition aufgrund seiner Fähigkeit, ein Proton abzugeben, eine Säure. Es ist auch eine Lewis-Säure, da ihr Wasserstoffatom die gemeinsamen Elektronen an Chlor verliert und gleichzeitig das Elektronenpaar von Ammoniak aufnimmt.