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Für die Chemie sind Bindungen das Konstrukt, welches den Aufbau sehr großer und komplexer Moleküle aus verschiedenen Atomen ermöglicht. Bindungen bestehen jedoch aus Elektronen. Genauer gesagt besteht eine Bindung aus zwei Elektronen, also aus einem Elektronenpaar.
Hierbei ist es wichtig zu verstehen, dass Bindungen dadurch entstehen, dass ein Atom bzw. eine Verbindung ein Elektronenpaar zur Verfügung stellt, während ein anderes Atom bzw. eine andere Verbindung dieses Elektronenpaar nutzt, um eine Bindung herzustellen.
Diese grundlegende Unterscheidung zwischen Teilchen, die Elektronen zur Verfügung stellen und Teilchen, welche diese Elektronen zwecks Bindung ,,akzeptieren"/nutzen hat schon der US-Amerikanische Chemiker Gilbert Newton Lewis unternommen und sein ,,Lewis-Säure-Base-Konzept" entwickelt.
Dieses Konzept ist die Grundlage aller Reaktionsmechanismen der Chemie, aber insbesondere der organischen Chemie.
Elektronen befinden sich in der Chemie, anders als es in der Physik sein kann, immer an einem Atom und sind nie alleine. Dabei sind sie entweder bereits an einer Bindung beteiligt oder liegen als freie Elektronenpaare vor, welche für neue Bindungen genutzt werden können.
Verbindungen, die ein freies Elektronenpaar haben, welches für neue Bindungen genutzt werden kann, nennt man Lewis-Basen. Sie sind Elektronendonatoren (engl. to donate = spenden/geben).
Verbindungen, die dieses freie Elektronenpaar nutzen, um eine Bindung zur Lewis-Base auszubilden, nennt man Lewis-Säuren. Sie sind Elektronenakzeptoren (weil sie Elektronen akzeptieren/nutzen).
Es ist wichtig zu verstehen, dass die Ausbildung einer neuen (kovalenten) Bindung nicht zwischen zwei Lewis-Basen bzw. Lewis-Säuren stattfinden kann. Denn wenn beide Verbindungen Elektronen zu Verfügung stellen, nutzt keine Verbindung das freie Elektronenpaar der anderen Verbindung.
Das ist ein grundlegendes Konzept, nämlich das ,,Donator-Akzeptor-Prinzip", welches zum Beispiel auch bei Redoxreaktionen (siehe entsprechenden Artikel) Anwendung findet und die ganze Chemie durchzieht:
,,Einer muss geben, der andere nehmen!"
Lewis-Basen müssen (mindestens) ein freies Elektronenpaar besitzen, um eins zur Verfügung stellen zu können.
Um zu wissen, ob und an welchem Atom eine Verbindung ein freies Elektronenpaar besitzt, schaut man sich die Strukturformel an.
Ammoniak ist beispielsweise eine Lewis-Base, da das Ammoniakmolekül ein freies Elektronenpaar besitzt.
Abbildung 1: Strukturformel von Ammoniak, Quelle: strukturformelzeichner.de
Lewis-Säuren hingegen müssen die Fähigkeit oder das ,,Bestreben" haben Elektronen anzuziehen, etwa durch eine positive (bzw. partiell positive) Ladung. Sie müssen also elektrophil sein. Elektrophil bedeutet so viel wie ,,elektronenliebend".
Die Fähigkeit von Lewis-Säuren Elektronen anzuziehen bzw. selbst von diesen angezogen zu werden, beruht auf elektrostatische Wechselwirkung; das heißt ganz einfach, dass sich gegensätzliche Ladungen anziehen (die negative Ladung des Elektrons und die positive Ladung der Lewis-Säure).
Damit Lewis-Säuren eine Bindung zu einer Lewis-Base ausbilden können, darf die Elektronegativität der Lewis-Säure weder zu stark noch zu schwach sein.
Der Unterschied zur Elektronegativität der Lewis-Base (die Elektronegativitätsdifferenz) darf nicht zu hoch sein.
Die Elektronegativität ist eine positive, einheitslose Zahl, die angibt, wie stark ein Atom Elektronen zu sich ziehen kann. Die größte Elektronegativität von 4 gehört zu Fluor.
Je größer die Elektronegativität ist, desto stärker zieht ein Atom Elektronen an sich.
Die Elektronegativität kannst du am Periodensystem ablesen.
Die Elektronegativitätsdifferenz zwischen Lewis-Säure und Lewis-Base darf zwecks Bindungsausbildung deshalb nicht zu hoch sein, weil sonst
Die Elektronegativitätsdifferenz muss für eine kovalente Bindung kleiner als ungefähr 1,7 sein (die Grenze variiert).
Man kann es sich so vorstellen, dass Lewis-Base und Lewis-Säure beide tauziehen/seilziehen (das Tau/Seil stellt die Elektronen dar).
Wenn beim Tauziehen beide Teilnehmer (Säure und Base) in etwa gleich stark sind, bleibt das Seil (die Elektronen) zwischen den beiden Teilnehmern und das Seil wird geteilt (es entsteht eine kovalente Bindung).
Wenn hingegen ein Teilnehmer viel stärker zieht, wird das Seil zum stärkeren Teilnehmer hingezogen und dem schwächeren Teilnehmer entzogen (es entsteht keine Bindung).
Abbildung 2: Bindungen als Tauziehwettbewerb, Quelle: flaticon.com
Lewis-Säure und -Base ziehen an den Elektronen.
Wir betrachten ein Ammoniakmolekül, das ein freies Elektronenpaar hat.
Ammoniak ist also eine Lewis-Base.
Wie man an der Strukturformel sieht, gehört das freie Elektronenpaar zum Stickstoffatom.
Ein Wasserstoffkation/Proton (
) besitzt eine positive Ladung und ist damit eine Lewis-Säure.
Denn das Proton kann Elektronen anziehen bzw. selbst von diesen angezogen werden und ist somit elektrophil.
Damit eine Bindung zwischen dem Ammoniakmolekül und dem Proton ausgebildet wird, zieht das Proton am freien Elektronenpaar des Ammoniakmoleküls (genauer des Stickstoffatoms) und bildet somit eine Bindung zum Ammoniakmolekül aus (über das Stickstoffatom).
Betrachtet man die Elektronegativitäten von Wasserstoff (2.2) und von Stickstoff (3.04) fällt auf, dass Stickstoff zwar stärker an Elektronen zieht, aber auch, dass die Elektronegativitätsdifferenz von 3.04 - 2.2 = 0.84 kleiner als 1.7 ist.
Damit wird tatsächlich eine kovalente Bindung ausgebildet.
Wenn hingegen ein Natriumkation mit der Elektronegativität von 0.9 mit dem freien Elektronenpaar vom Ammoniakmolekül wechselwirkt, wird keine Bindung ausgebildet.
Denn die Elektronegativitätsdifferenz wäre dann 3.04 - 0.9 = 2.14, was deutlich größer als 1.7 ist.
Das freie Elektronenpaar würde beim viel stärker ziehenden Stickstoffatom verbleiben, während in Wechselwirkung mit dem Proton das Elektronenpaar unter Entstehung einer kovalenten Bindung geteilt wird.
Der Begriff der Säure bzw. Base findet sich auch in der Säure-Base-Theorie nach dem dänischen Chemiker Johannes Nicolaus Brønsted wieder.
Dabei gibt es eine Menge Parallelen mit kleinen Unterschieden zum Säure-Base-Konzept nach Lewis.
Erstens unterscheidet Brønsted auch Verbindungen nach Donatoren und Akzeptoren, jedoch nicht hinsichtlich Elektronen sondern hinsichtlich Protonen.
Zweitens nutzt Brönsted den Begriff der Säure und Base zwar auch, jedoch sind Säuren bei ihm die (Protonen-)donatoren und Basen bei ihm die (Protonen-)akzeptoren, während das Donator-Akzeptor-Verhältnis bei Lewis umgekehrt ist.
Drittens haben die Brønsted-Basen (Protonenakzeptoren) genauso wie die Lewis-Basen (Elektronendonatoren) ein freies Elektronenpaar.
Diese Parallelen zur Säure-Base-Theorie nach Brønsted zu kennen, erleichtert das Verständnis des Donator-Akzeptor-Prinzips und verdeutlicht weiterhin, dass dieses Prinzip Verständnisgrundlage sehr vieler Aspekte der Chemie ist.
Mehr zur Brønsted Säure-Base-Theorie findest du im entsprechenden Artikel.
Nein, nicht jede Brønsted-Säure ist auch zwangsläufig eine Lewis-Säure. Lewis-Säuren sind Elektronenakzeptoren, während Brønsted-Säuren Protonendonatoren sind. HCl (Salzsäure) zum Beispiel ist eine Brønsted-Säure, aber keine Lewis-Säure, da sie keine positive Ladung hat.
Lewis-Säuren sind Elektronenakzeptoren. Das Wassermolekül hat jedoch keine positive Ladung. Zwar haben die Wasserstoffatome jeweils eine partiell positive Ladung, jedoch zerfällt das Wassermolekül bei Ausbildung einer Bildung von den Wasserstoffatomen zu anderen Molekülen. Wasser ist somit keine Lewis-Säure, aber eine Lewis-Base, weil das Sauerstoffatom des Wassermoleküls zwei freie Elektronenpaare hat.
Lewis-Säuren erkennt man grundsätzlich an ihrer positiven Ladung, denn Lewis-Säuren sind Elektronenakzeptoren.
Nach Brønsted ist eine Säure eine Verbindung, die Protonen (Wasserstoffkationen bzw. H+) abgibt, während eine Base eine Verbindung ist, die Protonen aufnimmt.
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