5.2 : Acidi e basi di Lewis

Questa lezione approfondisce gli acidi e le basi di Lewis nel contesto della regola dell'ottetto per i composti carenti di elettroni. Qui viene discusso il concetto, enfatizzando gli elementi del gruppo 13 come il boro o l'alluminio. Poiché gli elementi del gruppo 13 possiedono tre elettroni di valenza, formano composti trivalenti con un sestetto di elettroni e un orbitale vacante per l'atomo centrale. Di conseguenza, questi composti carenti di elettroni accettano elettroni di altre specie per completare il loro ottetto in una reazione chimica. Sono indicati come acidi di Lewis secondo la "teoria generalizzata degli acidi e delle basi" proposta da Gilbert N. Lewis.

La teoria di Lewis trattava composti che non rientravano nell'ambito della definizione di Brønsted. Egli propose che i composti carenti di elettroni agiscano come un acido di Lewis in cui i loro ottetti del guscio di valenza vengono completati in una reazione chimica. Quindi, un acido di Lewis è la specie che accetta una coppia di elettroni per formare un nuovo legame.

Al contrario, una base di Lewis è definita come la specie che dona una coppia di elettroni. Ciò viene chiarito utilizzando l'esempio specifico del cloruro di alluminio che reagisce con l'ammoniaca per formare un addotto acido-base di Lewis. Qui, la coppia di elettroni viene trasferita tra le specie con carica opposta per soddisfare l'ottetto. Il concetto di acidi e basi di Lewis è ulteriormente ribadito dalla reazione tra il trifluoruro di boro carente di elettroni e un'ammoniaca ricca di elettroni, come mostrato nella Figura 1.

Figura 1. La reazione tra trifluoruro di boro e ammoniaca

Qui si sviluppa una carica significativa sulla specie. Poiché il centro del boro ha un orbitale vuoto che potrebbe accettare un elettrone, localizza una carica positiva. Al contrario, il centro dell’azoto nell’ammoniaca accumula una carica negativa a causa della presenza di una coppia solitaria di elettroni. Quindi, quando interagiscono, la coppia solitaria di elettroni nel guscio di valenza dell'azoto viene trasferita all'atomo di boro in BF3, indicato dalla freccia curva sopra. Pertanto, le cariche formali del boro e dell'azoto sono bilanciate e, di conseguenza, l'addotto acido-base di Lewis non possiede carica netta.

La teoria di Lewis fornisce un'aggiunta alla teoria di Brønsted, che utilizza solo il trasferimento di protoni per definire le reazioni acido-base incorporando il trasferimento di una coppia solitaria. Pertanto, mentre tutti gli acidi di Brønsted-Lowry sono acidi protici, gli acidi di Lewis possono essere protici o aprotici. Questo è delineato usando l'esempio dell'acido cloridrico. HCl è un acido, secondo la definizione di Brønsted-Lowry, data la sua capacità di donare un protone. È anche un acido di Lewis poiché il suo atomo di idrogeno cede gli elettroni condivisi al cloro e contemporaneamente accetta la coppia di elettroni dell'ammoniaca.