Säuren und Basen

Der amerikanische Chemiker Gilbert N. Lewis entwickelte eine andere Theorie der Säuren und Basen. Nach Lewis sind auch derartige Verbindungen Säuren, die Brønsted-Basen neutralisieren, ohne Wasserstoff zu enthalten. Lewis-Säuren nehmen ein Elektronenpaar zur Bildung einer kovalenten Bindung auf (Elektronenpaar-Akzeptoren). Dagegen verfügen Lewis-Basen über ein einsames Elektronenpaar, das sie bei der Reaktion abgeben (Elektronenpaar-Donoren). Die Lewis-Theorie hat noch weitere Vorzüge: Zum einen ist sie auch auf Reaktionen anwendbar, die in nichtwässrigen Lösungsmitteln ablaufen. Zum anderen fordert sie nicht die Bildung eines Salzes oder von korrespondierenden Säure-Base-Paaren. Danach ist beispielsweise Ammoniak als Base anzusehen, weil sein Molekül ein Elektronenpaar an das Molekül des Bortrifluorids abgibt, wobei ein Säure-Base-Komplex entsteht. In der folgenden Reaktionsgleichung symbolisiert der Doppelpunkt das Elektronenpaar:

H3N: + BF3 ⇄ H3N8BF3

Ein weiteres Modell für Säuren und Basen ist das so genannte HSAB-Konzept (englische Abkürzung für Hard and Soft Acids and Bases: Harte und Weiche Säuren und Basen), wonach Säuren und Basen anhand bestimmter chemischer und physikalischer Eigenschaften in die Kategorien „hart” und „weich” eingeteilt werden. Unter bestimmten Voraussetzungen lassen sich mit Hilfe dieses empirischen Konzepts (auf Erfahrungen beruhend) Vorhersagen treffen, ob eine chemische Reaktion stattfindet oder nicht. Demzufolge reagieren harte Säuren bevorzugt mit harten Basen, weiche Säuren dagegen eher mit weichen Basen. Dieses Prinzip entwickelte der amerikanische Physikochemiker Ralph Pearson Anfang der sechziger Jahre.

Im Mittelpunkt des HSAB-Konzepts steht die Elektronenwolke, die das jeweilige Ion bzw. Molekül umgibt. Betrachtet werden dabei Eigenschaften wie Ladungskonzentration, Elektronenaffinität, Ionenradius und Polarisierbarkeit (im Sinne von Verschieben der Elektronenwolke). In diesem Zusammenhang handelt es sich bei harten Säuren (z. B. Li⁺, Al³⁺, CO₂) meist um hochgeladene Kationen mit kleinem Ionenradius, während weiche Säuren (z. B. Ag⁺, H₃C⁺, Br₂) hohe Elektronenaffinität, hohe Polarisierbarkeit und einen großen Ionenradius aufweisen. Harte Basen (z. B. F^-, OH^-, PO₄^3-) besitzen meist hohe Elektronenaffinität, hohe Ladung und kleinen Ionenradius. Im Gegensatz dazu haben weiche Basen (z. B. CN^-, Br^-, CO) einen großen Ionenradius und eine hohe Polarisierbarkeit.