Was ist eine Lewis-Säure?
Der Begriff Lewis-Säure ist nach dem amerikanischen Chemiker Gilbert N. Lewis benannt. Frühe Chemiker erkannten eine Säure als eine Substanz mit einem sauren Geschmack, die mit einigen Metallen reagiert und Basen oder Alkalien neutralisiert und ein Salz erzeugt. Seit dem späten 19. Jahrhundert wurde jedoch versucht, Säuren und Basen strenger zu definieren und zu erklären, was bei einer Säure-Base-Reaktion tatsächlich geschieht. Lewis ist die umfassendste Definition.
1883 definierte der schwedische Chemiker Svante Arrhenius eine Säure als Substanz, die in wässriger Lösung Wasserstoffionen (H + ) bildet, und eine Base als Substanz, die Hydroxidionen (OH - ) bildet. Die H + -Ionen - die einfach Protonen sind - sind zu reaktiv, um in einer wässrigen Lösung zu existieren, und verbinden sich mit Wassermolekülen, um Hydronium (H 3 O + ) -Ionen zu bilden. Arrhenius 'Definition erwies sich als sehr nützlich und deckt die meisten Verbindungen ab, die üblicherweise als Säuren angesehen werden. Beispielsweise liefert Salzsäure, eine Lösung des Gases Chlorwasserstoff in Wasser, H + -Ionen, die in Lösung Hydroniumionen bilden: HCl + H 2 O → H 3 O + + Cl - . Diese Definition blieb bis weit ins 20. Jahrhundert der Standard und wird bis heute häufig verwendet.
Alle Säuren zeichnen sich dadurch aus, dass sie Basen zu Salzen neutralisieren. Ein Beispiel ist die Umsetzung von Salzsäure mit Natriumhydroxid (NaOH) zu Natriumchlorid und Wasser (H 2 O): H 3 O + Cl - + Na + OH - → Na + Cl - + H 2 O Von der Salzsäure bereitgestellte H + -Ionen haben sich mit den vom Natriumhydroxid bereitgestellten OH - -Ionen zu Wasser verbunden, während sich die Na + - und Cl - -Ionen gemäß Arrhenius 'Theorie zu Salz verbunden haben; Es können jedoch ähnliche Reaktionen zwischen Verbindungen auftreten, die nicht den Arrhenius-Definitionen für Säuren und Basen entsprechen. Beispielsweise kann gasförmiger Chlorwasserstoff mit gasförmigem Ammoniak reagieren, um das Salz Ammoniumchlorid zu bilden: HCl + NH 3 → NH 4 + Cl - . Zwei Verbindungen haben sich zu einem Salz verbunden, aber da sie nicht in Lösung sind, sind keine H + - oder OH - -Ionen vorhanden, sodass die Reaktanten nach Arrhenius nicht als Säure und Base gelten.
1923 entwickelten zwei Chemiker - Johaness Bronsted und Thomas Lowry - unabhängig voneinander eine neue Definition. Sie schlugen vor, dass eine Säure ein Protonendonor und eine Base ein Protonenakzeptor ist. Bei einer Säure-Base-Reaktion liefert die Säure ein Proton oder H + -Ion an die Base; Keiner der Reaktanten muss jedoch in Lösung sein, wobei H + - oder OH - -Ionen tatsächlich vor der Reaktion vorliegen. Diese Definition umfasst alle Arrhenius-Säuren und -Basen, erklärt aber auch die Kombination von gasförmigem Chlorwasserstoff und Ammoniak als Säure-Base-Reaktion: Der kovalente Chlorwasserstoff hat dem Ammoniak ein Proton zur Bildung eines Ammoniumions (NH 4 + ) verliehen, das bildet mit dem Cl - Ion eine ionische Verbindung.
Der amerikanische Chemiker Gilbert N. Lewis schlug ebenfalls 1923 ein erweitertes Konzept von Säuren und Basen als Elektronenpaarakzeptoren bzw. -donoren vor. Nach dieser Definition bilden die Reaktanten bei einer Säure-Base-Reaktion eine Koordinatenbindung - eine kovalente Bindung, bei der beide Elektronen vom gleichen Atom stammen - und die Elektronen von der Base. Bei der oben beschriebenen HCl-NaOH-Reaktion nimmt das von der HCl bereitgestellte H + -Ion ein Elektronenpaar von dem von der NaOH bereitgestellten OH - -Ion auf, um Wasser zu bilden.
Nach dieser Theorie ist eine Lewis-Base daher eine Verbindung, bei der ein ungebundenes Elektronenpaar zur Bindung zur Verfügung steht. Die Lewis-Säure-Struktur ist so, dass sie eine stabile Konfiguration durch Bilden einer Koordinatenbindung mit einer Lewis-Base erreichen kann. Basen müssen keine Hydroxidionen enthalten oder Protonen aufnehmen, und eine Lewis-Säure muss weder Wasserstoff enthalten noch Protonen abgeben. Die Lewis-Säure-Definition umfasst alle Arrhenius- und Bronsted-Lowry-Säuren sowie viele Substanzen, die die Bronsted-Lowry- oder Arrhenius-Kriterien nicht erfüllen.
Ein gutes Beispiel für eine solche Substanz ist Bortrifluorid (BF 3 ). In dieser Verbindung hat Bor, das normalerweise drei Elektronen in seiner Außenhülle hat, kovalente Bindungen gebildet, die ein Elektronenpaar mit jedem der drei Fluoratome teilen. Obwohl die Verbindung stabil ist, bietet sie in ihrer Außenhülle Platz für zwei weitere Elektronen. Es kann also eine Koordinatenbindung mit einem Elektronenpaardonor eingehen, also eine Base.
Beispielsweise kann es sich mit Ammoniak (NH 3 ) verbinden, das ein Stickstoffatom mit einem ungebundenen Elektronenpaar aufweist, da drei der fünf Elektronen in der äußeren Hülle des Stickstoffs kovalent mit den drei Wasserstoffatomen verbunden sind. Die Kombination von Bortrifluorid und Ammoniak ist somit wie folgt: BF 3 +: NH 3 → BF 3 : NH 3 - das ":" steht für das Elektronenpaar aus dem Stickstoffatom des Ammoniaks. Bortrifluorid verhält sich also wie eine Lewis-Säure und Ammoniak als Base.