Lewis – Säuren und Basen

Guten Tag und herzlich willkommen. Könnt ihr euch noch an diesen Herrn erinnern? Richtig! Es ist Gilbert Newton Lewis. Das heutige Video heißt: Säuren und Basen nach Lewis. Gehen wir etwas in die Geschichte: Ich hoffe ihr habt das Video über die Säure-Base-Theorie von Arrhenius gesehen. Arrhenius nutzte bei seinen Überlegungen die Dissoziation aus. Chlorwasserstoff HCl dissoziiert in H+ und Cl-. NaOH dissoziiert in Na+ und OH-. Das Chlorwasserstoffmolekül HCl liefert ein Wasserstoffion H+. Daher ist es eine Säure. Das Natriumhydroxidmolekül NaOH liefert ein Hydroxidion OH-, deshalb ist es eine Base. Die Theorie von Arrhenius wurde von Brønsted erweitert. Wenn das Wassermolekül H2O mit einem Ammoniakmolekül NH3 reagiert, kommt es zu einer Übertragung von Wasserstoffionen H+ vom Wassermolekül H2O zum Ammoniakmolekül NH3. Es entstehen die Reaktionsprodukte OH- und NH4+. Ein Hydroxidion und ein Ammoniumion. Das Wassermolekül H2O liefert das Wasserstoffion H+, daher ist es eine Säure. Das Ammoniakmolekül NH3 nimmt das Wasserstoffion H+ auf, daher ist es eine Base. Nehmen wir nun einen Problemfall: Bortrifluorid BF3 reagiert mit einem Fluorion F- zu einer stabilen Verbindung BF4-, offensichtlich einem Ion. Wie kommt das? BF3 ist doch offensichtlich elektrisch neutral und wo ist hier ein Wasserstoffion und wo ist hier ein Hydroxidion OH-? Es gibt hier kein Wasserstoffion H+, genauso wenig wie an dieser Reaktion ein Hydroxidion OH- beteiligt ist. Was hat das dann aber, so frage ich, mit einer Säure-Base-Theorie zu tun? Kann man die Theorien von Arrhenius und Brønsted wirklich erweitern? An dieser Stelle nun entwickelte Lewis seine Säure-Base-Theorie. Nehmen wir zunächst das Fluoridion F-. Man kann es sich so vorstellen, dass es zumindest über ein Elektronenpaar verfügt und das ist sicher richtig. Das Fluoridion erfüllt die Oktettregel, erinnert euch. Bortrifluorid BF3 erfüllt die Oktettregel nicht. Ihm fehlt ein Elektronenpaar, um eine stabile Achterschale zu erreichen. Dabei kann ihm das Fluoridion helfen. Es stellt sozusagen sein Elektronenpaar zur Verfügung, damit die Achterschale für Bortrifluorid erreicht wird. Es bildet sich ein Gebilde, wie man es weiter rechts sieht. Und im Endeffekt erhalten wir ein stabiles Ion BF4-. Nach den Vorstellungen von Lewis ist das Fluoridion F- eine Base. Es liefert ein Elektronenpaar. Das Bortrifluoridmolekül BF3 ist hingegen eine Säure. Es nimmt ein Elektronenpaar auf. Es geht hier also weder um Wasserstoffionen H+, noch um Hydroxidionen OH-, sondern rein und allein um Elektronenpaare. Betrachten wir nun einige Beispiele: Das Chloridion Cl- reagiert mit seinem Elektronenpaar mit Aluminiumchlorid AlCl3, welches sich durch ein Fehlen eines solchen überschüssigen Elektronenpaars auszeichnet. Es bildet sich ein Gebilde, wie wir weiter rechts sehen und letztendlich erhalten wir das Ion AlCl4- ganz rechts. Damit ist das Chloridion Cl- eine Base und das Aluminiumchlorid AlCl3 eine Säure. Ein weiteres Beispiel. Das Wassermolekül verfügt am Sauerstoffatom über zwei nicht-bindende Elektronenpaare. Eines habe ich durch die einzelnen Elektronen und das Kästchen blau markiert. Das Wassermolekül soll nun mit einem Wasserstoffion H+ reagieren. Das Wasserstoffion verfügt über keine Elektronenpaare, deswegen ist sein rotes Kästchen leer. Für eine chemische Bindung mit dem Sauerstoffatom stellt ihm das Sauerstoffatom aus dem Wassermolekül das Elektronenpaar aus dem blauen Kästchen zur Verfügung. Im Ergebnis sind alle Bindungen zwischen den Wasserstoffatomen und dem Sauerstoffatom gleich. Es bleibt ein nicht-bindendes Elektronenpaar am Sauerstoffatom übrig und dort befindet sich auch die positive elektrische Ladung. Das Wassermolekül liefert ein Elektronenpaar, es ist eine Base. Das Wasserstoffion nimmt ein Elektronenpaar auf, es ist eine Säure. Ein drittes Beispiel. Die Neutralisation von Natriumhydroxid NaOH und Salzsäure HCl. NaOH plus HCL reagieren zu NaCl plus H2O. Man hat zuerst den Eindruck, dass hier die Vorstellungen von Lewis nicht greifen. Die Situation ändert sich vollständig, wenn ich die Ladungen an die einzelnen Teilchen anschreibe, so als ob bereits eine Dissoziation stattgefunden hat. Das Hydroxidion OH- hat ein Elektronenpaar, das es in einer chemischen Bindung zur Verfügung stellen kann. Zwei blaue Pünktchen im blauen Kästchen. Das Wasserstoffion hingegen H+ verfügt über ein solches Elektronenpaar nicht, daher ein rotes leeres Kästchen. Formal gesprochen liefert das Natriumhydroxidmolekül NaOH das Elektronenpaar, es ist daher eine Base. Das Salzsäuremolekül HCl nimmt das Elektronenpaar auf, es ist daher eine Säure. Kommen wir nun zum Formalen: Definition: Säuren sind Moleküle, die bei einer chemischen Reaktion Elektronenpaare aufnehmen. Basen sind Moleküle, die bei einer chemischen Reaktion Elektronenpaare abgeben. Die Situation nach der Reaktion: Die Elektronenpaare gehören nun beiden Reaktionspartnern.   Betrachten wir noch zwei Anwendungen: Als Erstes das Teilchen NH3 hier als Strukturformel dargestellt, mit einem nicht-bindenden blau dargestellten Elektronenpaar, ist eine Lewis-Base. Das Salzsäuremolekül, das Chlorwasserstoffmolekül HCl hingegen ist eine Lewis-Säure, dargestellt durch das rote leere Kästchen, welches kein Elektronenpaar enthält. Durch die Abgabe und Aufnahme des Elektronenpaares geschieht es, dass das Wasserstoffteilchen vollständig am Stickstoffteilchen zu sitzen kommt. Daher bilden sich jetzt vier Stickstoff-Wasserstoffbindungen aus. Die positive Ladung geht an den Stickstoffatom. Außerdem entsteht am Chloratom eine negative Ladung, es bildet sich Chlorid. Im Ergebnis entsteht ein Salz, Ammoniumchlorid. Eine weitere Anwendung. Nehmen wir an, wir haben das Ethanolmolekül. Das Ethanolmolekül verfügt über freie Elektronenpaare. Eines dieser Elektronenpaare habe ich in das blaue Kästchen eingezeichnet und mit den beiden Punkten dargestellt. Als Reaktionspartner hat es das Ethylion, das ist ein organisches Ion. Dieses ist eine Lewis-Säure, weil es an dem Kohlenstoffatom, das die positive Ladung trägt, kein Elektronenpaar hat, welches eine chemische Bindung eingehen kann. Die Lewis-Base gibt ihr Elektronenpaar an die Lewis-Säure ab und es entsteht eine chemische Bindung. Es ergibt sich ein Reaktionsprodukt, wie unten in der Mitte dargestellt. Man kann das Molekül auch wie rechts unten darstellen. Es ist ein Oxonium-Ion entstanden. Betrachten wir nun die Anwendungsbreite der drei Säure-Base-Theorien nach Arrhenius, Brønsted und Lewis: Nach Arrhenius, spielten das Wasserstoffion H+ und Hydroxidion OH- die entscheidende Rolle. Wenn eine H+ Abgabe möglich ist, ist es eine Säure. Bei einer OH- Abgabe eine Base. Brønsted betrachtete nur noch das Wasserstoffion H+. Wasserstoffionen-Abgabe: Säure. Wasserstoffionen-Aufnahme: Base. Lewis betrachtete schließlich nur noch Elektronenpaare. Elektronenpaar-Aufnahme: Säure. Elektronenpaar-Abgabe: Base. Das bedeutet in der Hierarchie, dass die Theorie Brønsteds die Theorie Arrhenius in sich einschließt. Und Lewis schließlich die Theorien von Arrhenius und Brønsted in sich vereinigt. Bringen wir nun das Gelernte auf eine Kurzformel: Basen sind Elektronendonatoren. Säuren sind Elektronenakzeptoren. Häufig schreibt man Basen einfach als B mit dem freien Elektronenpaar im Kästchen und den beiden Punkten und Säuren mit einem leeren Kästchen. Das deutet darauf hin, dass sie über kein freies Elektronenpaar verfügen. Basen und Säuren bilden ein gemeinsames Elektronenpaar, was von beiden im Reaktionsprodukt genutzt werden kann. Ich danke für die Aufmerksamkeit. Auf Wiedersehen.