Lewis-Säuren und Basen

Zahlreiche anorganische und organische Stoffe lassen sich je nach Verhaltensweise in chemischen Reaktionen in sauer oder basisch einteilen. Dabei gibt es diverse Definitionen der beiden Begriffe Säure und Base.

Die Definition, die Du vielleicht kennst, ist die Definition nach Br​ønsted bei der die Säure als Protonendonator und die Base als Protonenakzeptor gilt. In einer Reaktion gibt es stets ein korrespondierendes Säure/Basen-Paar. Zu der Protonen abgebenden Säure existiert nämlich auch immer eine Base, welches die Protonen der Säure aufnimmt. Die Br​ønsted Säuren und Basen lassen sich auch nach ihrer Stärke einteilen (Gleichgewichtskonstante $$K_s$$​).

Eine weitere wichtige Definition für Säuren und Basen ist jene von Lewis. Sie teilt Säuren und Basen auf Grundlage ihres Verhaltens bezüglich Elektronen ein. Auch hier gibt es stets ein korrespondierendes Säure/Basen-Paar. Elektronen aufnehmende Säuren erhalten ihre Elektronen von den Elektronen abgebenden Basen. Die Stärke der Säuren und Basen gründet sich auf dem Bestreben Elektronen aufzunehmen.

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Definition nach Lewis

Ob eine chemische Verbindung eine Lewis Säure oder Base ist, hängt vom Bestreben nach Aufnahme oder Abgabe von Elektronen ab. Die Idee dahinter liegt dem Prinzip kovalenter Bindungen innerhalb eines Moleküls zugrunde, die sich durch Elektronenpaare bilden. Die ionischen Bindungen erfolgen durch Redoxreaktionen und Elektronenübertragung. Hierbei entspricht die Stärke der Säure oder Base dem Bestreben, die Anzahl ihrer Valenzelektronen zu vervollständigen (Edelgasregel bzw. Oktettregel).

Lewis-Säure

Säuren sind nach Lewis definitionsgemäss chemische Verbindungen, die Elektronen aufnehmen können. Sie sind elektrophil und streben eine Vervollständigung ihrer Valenzelektronen an.

• Kationen
  
• teilweise positiv polarisierte Moleküle
• chemische Verbindungen, die keine Edelgaskonfiguration besitzen (noch kein Elektronenoktett haben) also das Bestreben nach Aufnahme von Elektronen haben. Sie werden auch Elektronenmangelverbindungen genannt. (z.B. $$AlCl_3, B(OH)_3$$)​

Lewis-Base​

Basen sind nach Lewis definitionsgemäss chemische Verbindungen, welche Elektronen abgeben können. Sie sind nukleophil und streben die Abgabe ihrer Valenzelektronen an.

• ​Anionen
• Moleküle mit freiem, lokalisiertem Elektronenpaar

Beispiele

Beispiel 1:

Salzsäure + Wasser $$\rightarrow$$​ Oxonium-Ion + Chlorid-Ion

​$$HCl + H_2O \rightarrow H_3O^+ + Cl^-$$​​

• Nach Brønsted: $$HCl$$​ gibt ein Proton an $$H_2O$$​ ab. $$HCl$$ ist hier Protonendonator, also die Brønsted-Säure. Entsprechend ist $$H_2O$$​ die Brønsted-Base.
  
• Nach Lewis: $$HCl$$​ nimmt ein Elektronenpaar von $$H_2O$$​ auf. $$HCl$$ ist hier Elektronenakzeptor, also die Lewis-Säure. Entsprechend ist $$H_2O$$​ die Lewis-Base.
  

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Fazit Beispiel 1: Brønsted Säuren bzw. Basen sind in diesem Beispiel auch Lewis Säuren bzw. Basen.

Beispiel 2:

Ammonium + Salzsäure $$\rightarrow$$ Ammoniak + Chlorid-Ion

$$NH_3 + HCl \rightarrow NH_4 + Cl^-$$

• Nach Brønsted: $$NH_3$$ nimmt ein Proton von $$HCl$$​ auf. $$NH_3$$ ist hier Protonenakzeptor, also die Brønsted-Base. Entsprechend ist $$HCl$$​ die Brønsted-Säure.
• Nach Lewis: $$NH_3$$​ gibt ein Elektronenpaar an $$HCl$$​ ab. $$NH_3$$ ist hier Elektronendonator, also die Lewis-Base. Entsprechend ist $$HCl$$​ die Lewis-Säure.
  

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Fazit Beispiel 2: Brønsted Säuren bzw. Basen sind in diesem Beispiel auch Lewis Säuren bzw. Basen.

Beispiel 3:

Bortrifluorid + Ammonium $$\rightarrow$$​ Amminboran

$$BF_3 + NH_3 \rightarrow BF_3NH_3$$

• Nach Brønsted: keine Säure/Basen Reaktion. Es erfolgt keine Übertragung von Protonen.
  
• Nach Lewis: $$BF_3$$​ nimmt ein Elektronenpaar von $$NH_3$$​ auf. $$BF_3$$​ ist hier Elektronenakzeptor, also die Lewis-Säure. Entsprechend ist $$NH_3$$​ die Lewis-Base.

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Fazit Beispiel 3: Da hier keine Protonenübertragung stattfindet, sind $$BF_3$$​ und $$NH_3$$​ keine Brønsted Säuren bzw. Basen. Es finden jedoch Übertragungen von Elektronenpaaren statt, weshalb hier nach Lewis-Definition ein Säure/Base-Paar vorliegt.

Beispiel 4:

Kupfer + Wasser $$\rightarrow$$ Hexaaqua-Kupfer-(II)-Komplex

​$$Cu^{2+}_{(aq)} + 6 H_2O \rightleftharpoons [Cu[H_2O]_6]^{2+}_{[aq]}$$​

• Nach Brønsted: keine Säure/Basen Reaktion. Es erfolgt keine Übertragung von Protonen.
  
• Nach Lewis: $$BF_3$$ Jedes $$H_2O$$​ Molekül gibt ein Elektronenpaar an das $$Cu^{2+}$$​Ion ab. $$H_2O$$​ ist hiermit die Lewis-Base. Das $$Cu^{2+}$$nimmt Elektronenpaare der Wasser-Moleküle auf und ist entsprechend die Lewis-Säure.
  

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Fazit Beispiel 4: Hier findet keine Protonenübertragung, jedoch eine Elektronenpaar-Übertragung statt. Die Wasser-Moleküle geben dem Kupfer jeweils ein Elektronenpaar, sie bilden gemeinsam den Hexaaqua-Kupfer-(II)-Komplex.

Hinweis: Lass Dich nicht verwirren. Die Lewis-Säuren und die Lewis-Strukturformeln sind nicht das Gleiche. Die Lewis Formel nennt man auch Elektronenformel und ist eine Strukturformel, die gerne für eine bildliche Darstellung von Atomen und Molekülen angewendet wird. Mit dieser Schreibweise werden Atome und ihre Valenzelektronen (Aussenelektronen), sowie ihre Bindungen zu anderen Atomen abgebildet.​​