Lewis-Säure-Base-Konzept

Grundidee des Lewis-Säure-Base-Konzepts

Das Lewis-Säure-Base-Konzept definiert Säuren und Basen unabhängig von Protonen. Es wurde 1923 von Gilbert Newton Lewis eingeführt. Eine Lewis-Säure nimmt ein Elektronenpaar auf, eine Lewis-Base stellt ein Elektronenpaar bereit. Treffen beide zusammen, entsteht eine kovalente Bindung: Das Reaktionsprodukt heißt Lewis-Säure-Base-Addukt, Koordinationsverbindung oder Akzeptor-Donator-Komplex.

Lewis-Säuren: Elektronenpaarakzeptoren

Eine Lewis-Säure ist ein elektrophiler Elektronenpaarakzeptor, also ein Teilchen, das Elektronenpaare anlagern kann.

Dazu gehören Verbindungen mit unvollständigem oder instabilem Elektronenoktett, etwa B(CH₃)₃, B(OH)₃, BF₃ und AlCl₃. Allgemeiner zählen Verbindungen dazu, in denen ein Atom keine Edelgaskonfiguration besitzt. Ein Beispiel ist Co³⁺: Im Komplex [Co(NH₃)₆]³⁺ erreicht es die Elektronenkonfiguration von Krypton.

Auch alle Metallkationen, die als Zentralatome in chemischen Komplexen auftreten können, sind Lewis-Säuren. Bei der Anlagerung von Liganden reagiert das Metallkation zum Komplex; dies gilt auch für Ionen wie Cr³⁺, die im Komplex keine Edelgaskonfiguration besitzen. Weitere Lewis-Säuren sind Moleküle mit polarisierten Doppelbindungen, zum Beispiel CO₂ und SO₃, sowie Halogenide mit „ungesättigter Koordination“ wie SiCl₄ oder PF₅.

Lewis-Basen: Elektronenpaardonatoren

Eine Lewis-Base ist ein Elektronenpaardonator. Sie kann ein Elektronenpaar für die Bildung einer Bindung zur Verfügung stellen.

Typisch sind Verbindungen mit mindestens einem freien Elektronenpaar an einem Atom, das damit eine Einfachbindung bilden kann. Beispiele sind Ammoniak, Cyanid-, Fluorid- und andere Anionen, Wasser sowie Kohlenstoffmonoxid. Auch Alkene sind Lewis-Basen, weil ihre reaktiven Doppelbindungen, also π-Bindungen, ähnlich wie freie Elektronenpaare wirken können.

Lewis-Basen treten in Metallkomplexen häufig als Liganden auf. Liganden sind Teilchen, die sich mit ihrem Elektronenpaar an ein Metallion als Zentralatom binden.

Stärke, Härte und Abgrenzung zu Redoxreaktionen

Für Lewis-Säuren und Lewis-Basen reicht die Einteilung in stark und schwach nicht aus. Zusätzlich werden sie im HSAB-Konzept, auch Pearson-Konzept, qualitativ als hart oder weich klassifiziert. Die Paarung zweier harter Spezies führt zu einer eher ionischen und starken Bindung. Zwei weiche Spezies bilden eher eine kovalente und schwache Bindung. Als quantitatives Maß für die Härte kann der energetische Abstand zwischen dem höchsten besetzten Molekülorbital (HOMO) und dem niedrigsten unbesetzten Molekülorbital (LUMO) dienen. Die Einteilung hilft beispielsweise, Komplexbildungs- und Fällungsgleichgewichte vorherzusagen.

Anders als bei Redoxreaktionen findet bei Lewis-Säure-Base-Reaktionen häufig nur ein teilweiser Übergang eines Elektronenpaares statt, während eine kovalente Bindung entsteht. Meist ändern sich die Oxidationszahlen der Reaktionspartner nicht. Sie bleiben jedoch nur dann unverändert, wenn die Lewis-Säure eine geringere Elektronegativität besitzt als die Lewis-Base.

Frustrierte Lewis-Paare

Frustrierte Lewis-Paare bestehen aus einer Lewis-Säure und einer Lewis-Base, die aus sterischen oder elektronischen Gründen keinen Donor-Akzeptor-Komplex bilden können. Sterische Gründe betreffen dabei die räumliche Behinderung der Annäherung.

Solche Paare können Hydrierungen katalysieren. Sie können außerdem kleine Moleküle wie Kohlenstoffdioxid, Distickstoffmonoxid, Stickstoffmonoxid, Kohlenstoffmonoxid oder Schwefeldioxid binden und aktivieren. Dabei können auch optisch aktive Produkte entstehen; deshalb sind frustrierte Lewis-Paare Gegenstand intensiver Forschung.