Lewis-Säuren und Lewis-Basen
Lewis-Säuren nehmen Elektronenpaare auf, Lewis-Basen geben sie ab: Definition, Abgrenzung zu Brønsted und typische Beispiele von Borsäure bis Triphenylphosphan.
Das Wichtigste in Kürze
- Eine Lewis-Säure ist ein Elektronenpaarakzeptor mit Elektronenpaarlücke und damit ein Elektrophil, eine Lewis-Base ist ein Elektronenpaardonator. Bei ihrer Reaktion entsteht eine kovalente Bindung im Addukt.
- Jede Brønsted-Base und jede korrespondierende Base einer Brønsted-Säure ist eine Lewis-Base. \(\ce{HCl}\) hat dagegen keine Elektronenpaarlücke und ist keine Lewis-Säure.
- Borsäure reagiert in Wasser als Lewis-Säure: Sie lagert Hydroxid an und bildet \(\ce{[B(OH)4]-}\) und \(\ce{H3O+}\).
- Lewis-Säuren sind \(\ce{BF3}\), \(\ce{B2H6}\), \(\ce{Al^3+}\), \(\ce{Bi^3+}\), \(\ce{AlCl3}\), \(\ce{AlH3}\), \(\ce{ZnCl2}\), \(\ce{SnCl4}\), \(\ce{SiF4}\), \(\ce{PCl5}\), \(\ce{SbCl3}\), \(\ce{SbCl5}\) und \(\ce{SO2}\). Das abgesättigte \(\ce{CCl4}\) und \(\ce{NCl3}\) sind keine.
- \(\ce{PCl3}\) ist dank freiem Elektronenpaar am Phosphor Lewis-Base, kann aber auch als Lewis-Säure wirken. \(\ce{PPh3}\) reagiert als Lewis-Base.
Worum es geht
Das Konzept von Lewis beschreibt Säuren und Basen über Elektronenpaare statt über Protonen. Es erweitert den Brønsted-Begriff und erklärt zum Beispiel, warum Borsäure sauer reagiert, ohne ein eigenes Proton abzugeben. In der Pharmazie braucht man es für Katalysatoren wie \(\ce{AlCl3}\) und als Grundlage der Komplexchemie.
Definition
Eine Lewis-Base ist ein Elektronenpaardonator. Sie besitzt ein freies Elektronenpaar und stellt es einem anderen Teilchen zur Verfügung. Eine Lewis-Säure ist ein Elektronenpaarakzeptor. Das kann ein Molekül oder ein Ion sein, dem Elektronen bis zur stabilen Schale fehlen.
Ein leeres, energetisch erreichbares Orbital an einem Atom, in das ein fremdes Elektronenpaar aufgenommen werden kann. Typisch ist ein Elektronensextett wie am Bor in \(\ce{BF3}\).
Weil die Lewis-Säure Elektronen sucht, ist sie ein Elektrophil. Die Lewis-Base entspricht dem Nucleophil. Bei der Reaktion teilen sich beide Partner das Elektronenpaar der Base. So entsteht eine kovalente Bindung, die man auch koordinative Bindung nennt. Das Produkt heißt Lewis-Säure-Base-Addukt.
\[\ce{BF3 + NH3 -> F3B-NH3}\]
Ammoniak schiebt sein freies Elektronenpaar in die Lücke am Bor. Danach tragen Bor und Stickstoff jeweils ein Oktett. Anders als bei der Protolyse wandert hier kein Proton, es wird eine neue Bindung geknüpft.
Verhältnis zum Brønsted-Begriff
Jede Brønsted-Base ist auch eine Lewis-Base. Um ein Proton zu binden, braucht sie ein freies Elektronenpaar. Genau dieses doniert sie an das \(\ce{H+}\). Das Proton selbst ist mit seinem leeren 1s-Orbital eine Lewis-Säure.
Aus demselben Grund ist die korrespondierende Base jeder Brønsted-Säure eine Lewis-Base. Gibt die Säure ihr Proton ab, bleibt das Bindungselektronenpaar zurück. Im \(\ce{Cl-}\) aus \(\ce{HCl}\) steht es wieder als freies Elektronenpaar zur Verfügung.
Bei den Säuren decken sich die Begriffe dagegen nicht. Chlorwasserstoff ist eine starke Brønsted-Säure, besitzt aber keine Elektronenpaarlücke. Wasserstoff hat mit zwei, Chlor mit acht Elektronen eine volle Schale. \(\ce{HCl}\) ist daher selbst keine Lewis-Säure. Es liefert nur das Proton, das dann als Lewis-Säure wirkt. Umgekehrt tragen viele Lewis-Säuren wie \(\ce{BF3}\) oder \(\ce{AlCl3}\) gar kein Proton. Brønsted-Säuren können sie deshalb nicht sein.
Typische Lewis-Säuren
Die klassischen Lewis-Säuren sind Verbindungen des Bors. In \(\ce{BF3}\) hat das Bor nur ein Sextett und ein leeres p-Orbital. Auch Diboran \(\ce{B2H6}\) reagiert als Lewis-Säure, etwa mit Hydrid zum Tetrahydridoborat \(\ce{[BH4]-}\). Die Stoffchemie dazu steht bei den Bortrihalogeniden und den Boranen.
Ein Sonderfall ist die Borsäure \(\ce{B(OH)3}\), auch \(\ce{H3BO3}\) geschrieben. Sie reagiert in Wasser schwach sauer, gibt dabei aber kein eigenes Proton ab. Stattdessen lagert das Bor ein Hydroxid aus einem Wassermolekül an. Das übrige Proton geht auf ein zweites Wassermolekül über.
\[\ce{B(OH)3 + 2 H2O <=> [B(OH)4]- + H3O+}\]
Borsäure ist damit eine Lewis-Säure und keine Brønsted-Säure. Aus dem planaren Molekül wird das tetraedrische Tetrahydroxoborat. Mehr zu Struktur und Säurestärke steht bei der Borsäure.
Auch Metallkationen nehmen Elektronenpaare auf, etwa \(\ce{Al^3+}\) und \(\ce{Bi^3+}\). Hinzu kommen Halogenide und Oxide, deren Zentralatom eine Lücke hat oder seine Koordinationszahl erhöhen kann. Ab der 3. Periode gelingt das auch dann, wenn das Zentralatom formal schon ein Oktett trägt.
| Lewis-Säure | Warum Akzeptor | Typisches Addukt |
|---|---|---|
| \(\ce{AlCl3}\) | Sextett am Al | \(\ce{[AlCl4]-}\) |
| \(\ce{AlH3}\) | Sextett am Al | \(\ce{[AlH4]-}\) |
| \(\ce{ZnCl2}\) | Zn erhöht KZ auf 4 | \(\ce{[ZnCl4]^2-}\) |
| \(\ce{SnCl4}\) | Sn erhöht KZ auf 6 | \(\ce{[SnCl6]^2-}\) |
| \(\ce{SiF4}\) | Si erhöht KZ auf 6 | \(\ce{[SiF6]^2-}\) |
| \(\ce{PCl5}\) | P erhöht KZ auf 6 | \(\ce{[PCl6]-}\) |
| \(\ce{SbCl3}\), \(\ce{SbCl5}\) | Sb erhöht KZ | \(\ce{[SbCl6]-}\) aus \(\ce{SbCl5}\) |
| \(\ce{SO2}\) | elektrophiler Schwefel | \(\ce{HSO3-}\) mit \(\ce{OH-}\) |
Das freie \(\ce{Al^3+}\) ist eine Lewis-Säure. Im Hexaaquaaluminium-Ion \(\ce{[Al(H2O)6]^3+}\) sind die Lücken schon durch sechs Wassermoleküle besetzt. Es wirkt daher nicht mehr als Lewis-Säure, sondern als Brønsted-Säure, also als Kationsäure.
Keine Lewis-Säuren sind koordinativ abgesättigte Verbindungen wie \(\ce{CCl4}\) und \(\ce{NCl3}\). Kohlenstoff und Stickstoff gehören zur 2. Periode. Über ihr Oktett hinaus können sie kein weiteres Elektronenpaar aufnehmen. Am Kohlenstoff schirmen zudem vier Chloratome das Zentrum ab.
Lewis-Basen am Beispiel Phosphor
Dreibindiger Phosphor trägt neben seinen drei Bindungen ein freies Elektronenpaar. Deshalb ist Phosphortrichlorid \(\ce{PCl3}\) eine Lewis-Base. Es bindet zum Beispiel als Ligand an Nickel im Komplex \(\ce{[Ni(PCl3)4]}\). Das Molekül ist trigonal-pyramidal, das freie Elektronenpaar besetzt die vierte Tetraederposition.
\(\ce{PCl3}\) kann aber auch als Lewis-Säure auftreten. Als Element der 3. Periode kann Phosphor seine Koordinationszahl erhöhen. So nimmt er von starken Donoren ein Elektronenpaar auf. Die drei elektronegativen Chloratome machen das Phosphoratom zusätzlich elektrophil. Welche Rolle \(\ce{PCl3}\) übernimmt, entscheidet also der Reaktionspartner.
Deutlich ausgeprägter ist die Basizität bei Triphenylphosphan \(\ce{PPh3}\). Die Phenylgruppen ziehen weniger Elektronendichte vom Phosphor ab als Chlor. \(\ce{PPh3}\) reagiert deshalb klar als Lewis-Base. Es ist ein verbreiteter Ligand, etwa im Wilkinson-Katalysator \(\ce{[RhCl(PPh3)3]}\). Mit Methyliodid bildet es ein Phosphoniumsalz, die Vorstufe der Wittig-Reaktion.
\[\ce{PPh3 + CH3I -> [CH3PPh3]+ I-}\]
Zum Vergleich zeigt die Abbildung \(\ce{NCl3}\). Es hat dieselbe Pyramidenform und ebenfalls ein freies Elektronenpaar. Als Lewis-Säure scheidet es aber aus, weil Stickstoff sein Oktett nicht erweitern kann. Wie Metalle solche Liganden binden, behandelt der Aufbau von Komplexverbindungen.
Quiz
Aussage 1
\(\ce{PCl3}\) kann ausschließlich als Lewis-Base reagieren, weil sein Phosphoratom ein freies Elektronenpaar trägt.
\(\ce{PCl3}\) ist zwar Lewis-Base, kann aber auch als Lewis-Säure wirken, da Phosphor seine Koordinationszahl erhöhen kann.
Aussage 2
Borsäure reagiert in Wasser sauer, weil sie direkt eines ihrer OH-Protonen an Wasser abgibt.
Borsäure ist eine Lewis-Säure. Das Bor lagert Hydroxid aus Wasser an, es entsteht \(\ce{[B(OH)4]-}\), und das Proton des Wassers bildet \(\ce{H3O+}\).
Aussage 3
Chlorwasserstoff ist als starke Brønsted-Säure zugleich eine Lewis-Säure.
\(\ce{HCl}\) besitzt keine Elektronenpaarlücke und ist daher keine Lewis-Säure. Lewis-Säure ist erst das abgegebene Proton.
Aussage 4
Die korrespondierende Base einer Brønsted-Säure ist stets auch eine Lewis-Base.
Nach der Protonenabgabe bleibt das Bindungselektronenpaar als freies Elektronenpaar zurück, das gespendet werden kann.
Aussage 5
\(\ce{SnCl4}\) kann zwei Chlorid-Ionen zu \(\ce{[SnCl6]^2-}\) anlagern und ist damit eine Lewis-Säure.
Zinn kann als schweres Element seine Koordinationszahl auf 6 erhöhen und nimmt dabei Elektronenpaare auf.
Aussage 6
Eine Lewis-Säure ist ein Elektrophil, das ein Elektronenpaar in eine Lücke aufnimmt.
Die Lewis-Säure ist ein Elektronenpaarakzeptor mit Elektronenpaarlücke. Weil sie Elektronen sucht, ist sie ein Elektrophil.
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