Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 23.09.10


Vergleich der Konzepte nach Brönsted und Lewis anhand von Beispielen

Vortrag von Carolin Lenhard und Nadja Schwarzer im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen - Anorganische Chemie", WS 2007/2008 und WS 2009/2010


Gliederung:

1. Konzept nach Brönsted

2. Konzept nach Lewis

3. Vergleich der Konzepte nach Brönsted und Lewis anhand von Beispielen
     3.1 Säure- und Baseverhalten nach Brönsted und Lewis in wässriger Lösung
            3.1.1 Säureverhalten in wässriger Lösung
            3.1.2 Baseverhalten in wässriger Lösung
     3.2 Reaktionsverhalten von Säuren und Basen in der Gasphase
     3.3 Reaktionsverhalten von nicht-protonenhaltigen Säuren mit einer Base


Im Alltag werden wir immer wieder mit Säuren konfrontiert (z.B. Kohlensäure in Mineralwasser, Zitronensäure in Gummibärchen etc.). Was genau ist aber eine Säure? Wie ist sie definiert?

Wissenschaftler haben sich in der Vergangenheit damit beschäftigt; so auch Johannes Nikolaus Brönsted und Gilbert Newton Lewis.


1 Konzept nach Brönsted

Brönsted-Säuren sind Moleküle, die Protonen abgeben können. Sie werden deshalb auch als Protonendonatoren bezeichnet. Brönsted-Basen hingegen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen können und werden deshalb als Protonenakzeptoren bezeichnet. Die Aussagen von Brönsted lassen sich also wie folgt zusammenfassen:


Abb. 1: konjugiertes Säure-Base-Paar

Besteht zwischen einer Säure und einer Base eine solche Beziehung, so spricht man von einem konjugierten Säure-Base-Paar.

Auf Grund dessen, dass ein Proton unter normalen chemischen Bedingungen nicht frei vorliegen kann, erfolgt die Protonenabgabe der Säure und die Überführung in ihre entsprechend korrespondierende Base nur, wenn eine geeignete Base vorhanden ist, die unter Protonenaufnahme in die korrespondierende Säure übergeführt werden kann. Eine solche Säure-Base-Reaktion bezeichnet man dann als Protolyse oder Protonenübertragungsreaktion, bei der immer zwei konjugierte Säure-Base-Paare beteiligt sind.


Abb. 2: Protolyse


2 Konzept nach Lewis

Lewis-Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren, die zur Bildung einer neuen Elektronenpaarbindung Anlass geben. Sie sind also elektrophile Teilchen.

Lewis-Basen hingegen sind Elektronenpaar-Donatoren. Sie sind nucleophile Teilchen.


Abb. 3: Säure-Base-Komplex nach Lewis

Bei dieser Säure-Base-Reaktion ist entscheidend, dass eine Kombination zweier Teilchen durch ein für eine koordinative Bindung zur Verfügung gestelltes Elektronenpaar stattfindet.

Zu den Lewis-Säuren zählen: ·

  • Verbindungen mit unvollständigem Elektronenoktett wie: B(CH3)3, BF3, SO3, AlCl3

  • Moleküle mit polarisierten Doppelbindungen, beispielsweise CO2

  • Halogenide mit ungesättigter Koordination, beispielsweise SiCl4 oder PF5

  • Metall-Kationen als Zentralatome in chemischen Komplexen

Typische Lewis-Basen sind: NH3, H2O, F-, CN- oder CO


3 Vergleich der Konzepte nach Brönsted und Lewis anhand von Beispielen

3.1 Säure- und Baseverhalten nach Brönsted und Lewis in wässriger Lösung

3.1.1 Säureverhalten in wässriger Lösung

Eine Brönsted-Säure ist eine Verbindung, die ein Proton abgeben kann. Dazu muss eine Base vorhanden sein, der es möglich ist, das Proton aufzunehmen. Im ersten Beispiel ist Chlorwasserstoff die Säure (Protonendonator) und Wasser (ein sog. Amphoter) die Base (Protonenakzeptor). Wasser reagiert unter Protonenaufnahme zum Oxoniumion. Im zweiten Beispiel ist reine Essigsäure die Säure (Protonendonator) und Wasser die Base (Protonenakzeptor). Das Wasser reagiert unter Protonenaufnahme wieder zum Oxoniumion.


Abb. 4: Chlorwasserstoff in Wasser (Brönsted)

Durch Zugabe von Chlorwasserstoff in Wasser findet eine Protonenübertragungsreaktion zwischen Chlorwasserstoff und Wasser statt, wobei die Ionen der wässrigen Salzsäure entstehen.


Abb. 5: Reine Essigsäure (Brönsted)

Durch die Zugabe von reiner Essigsäure zu Wasser werden Protonen zwischen reiner Essigsäure und Wasser übertragen, wobei die Acetationen der reinen Essigsäure entstehen.

Bei Lewis herrscht ebenfalls ein Donator-Akzeptor-Prinzip vor, allerdings anders als bei Brönsted. Die Brönstedschen Protonensäuren stellen nach Lewis keine Säuren mehr dar. Im Gegensatz zu Brönsted werden nicht Partikel wie Protonen von einem selbstständigen Teilchen auf ein anderes, seinerseits selbstständiges Teilchen übertragen, sondern eine Kombination zweier Teilchen durch ein Elektronenpaar, das für eine kovalente Bindung zur Verfügung gestellt wird, erzielt. Er bezeichnet Säuren als Elektronenpaar-Akzeptoren. Betrachtet man das Proton jedoch als typische Lewis-Säure, so ist die Bildung einer Brönsted-Säure nichts anderes als eine Säure-Base-Reaktion nach Lewis.

Eine Säure-Base-Reaktion nach Brönsted ist nach dem Lewis-Konzept eine Reaktion, bei der eine Base durch eine andere verdrängt wird. Diese Aussage kann man folgendermaßen verallgemeinern:


Abb. 6: Säure-Base-Reaktion nach Lewis

Daraus kann die Reaktion von Chlorwasserstoff in Wasser auch nach dem Konzept von Lewis näher beschrieben werden.


Abb. 7: Chlorwasserstoff in Wasser (Lewis) 

Nach Lewis wird nun nicht mehr Chlorwasserstoff als Säure betrachtet, sondern nur das Proton. Dieses hat einen Elektronenmangel und geht deshalb mit Wasser, das ein Elektronenpaar zur Verfügung stellen kann, eine Bindung ein.


3.1.2 Basenverhalten in wässriger Lösung

Nach dem Konzept von Brönsted ist eine Base eine Verbindung, die imstande ist, ein Proton, das von einer Säure abgegeben wird, aufzunehmen. In diesem Fall hat das Wasser die Funktion einer Säure und gibt das Proton an die Brönsted-Base ab. Dadurch wird aus dem Wasser ein Hydroxid-Ion. Die Base nimmt das Proton auf und wird zu einem Kation.


Abb. 8: Ammoniak in Wasser (Brönsted)

Beim Lösen von flüssigem Ammoniak in Wasser entstehen durch eine Protonenübertragungsreaktion die Ionen. Dabei wird das Proton vom Wasser abgegeben und auf den Ammoniak übertragen.

Lewis-Basen sind Teilchen, die ein Atom mit mindestens einem freien Elektronenpaar besitzen, so dass einem Teilchen mit Valenzlücke ein Elektronenpaar zur Verfügung gestellt werden kann. Dabei entsteht eine neue Elektronenpaarbindung. Lewis versteht also eine Base als einen Elektronenpaar-Donator. Daraus folgt: Jede Brönsted-Base ist auch eine Lewis-Base, weil alle Elektronenpaar-Donatoren zur Aufnahme von Protonen befähigt sind.


Abb. 9: Ammoniak in Wasser (Lewis)

Auch hier kann die Reaktion von Ammoniak mit Wasser nach dem Lewis-Konzept beschrieben werden. Wasser zählt eigentlich zu den Lewis-Basen. Aufgrund seiner Autoprotolyse liegen jedoch Protonen vor, die mit Ammoniak als Base reagieren können.


Abb. 10: Lithiumhydrid in Wasser (Lewis)

Die Reaktion von Lithiumhydrid in Wasser verläuft nach dem Konzept von Lewis. Lithiumhydrid reagiert als Lewis-Säure mit der Lewis-Base Wasser.


3.2 Reaktionsverhalten von Säuren und Basen in der Gasphase

Reaktionen von Säuren und Basen nach dem Konzept von Brönsted sind nicht nur in wässriger Lösung möglich, sondern auch in der Gasphase. Allerdings muss wieder eine Protonenübertragungsreaktion möglich sein, d.h. es muss zwei korrespondierende Säure-Base-Paare geben, die miteinander reagieren.

Beispiel:   NH(g) + HCl (g)   --->    +NH4 + Cl- (s)

Versuch: Reaktion von Chlorwasserstoff mit Ammoniak

Material: 2 Uhrgläser, 2 Tropfpipetten, Glaswanne
Chemikalien: konz. Salzsäure, konz. Ammoniak-Lösung
Durchführung: Auf die zwei Uhrgläser werden jeweils Salzsäure und flüssiger Ammoniak gegeben und eng nebeneinander unter die Glaswanne gestellt.
Beobachtung: Rauchentwicklung
Deutung: NH3 (g) + HCl (g)  --->  +NH4 + Cl- (s)

Nach dem Konzept von Brönsted lässt sich die Reaktion so erklären, dass der Chlorwasserstoff ein Proton an den Ammoniak abgibt und somit das Ammonium- und Chlorid-Ion entsteht.

Lewis hingegen erklärt diese Reaktion so, dass Ammoniak als Base ein freies Elektronenpaar hat und somit mit dem Proton des Chlorwasserstoffes, das einen Elektronenmangel hat, eine Bindung eingeht.


3.3 Reaktionsverhalten von nicht-protonenhaltigen Säuren mit einer Base

Säuren sind nach der Vorstellung von Brönsted Protonendonatoren. Somit lassen sich Säure-Base-Reaktionen von nicht-protonenhaltigen Säuren mit einer Base nach Brönsted nicht mehr erklären. Hier erweitert Lewis das Konzept. Beispiel:


Abb. 11: Reaktion von Bortrifluorid und Ammoniak

Ammoniak reagiert mit Bortrifluorid, einer Verbindung mit unvollständigem Elektronenoktett, indem eine Bindung ausgebildet wird.


Zusammenfassung

  • Brönsted-Säuren sind Stoffe, die Protonen abgeben können. Sie sind Protonendonatoren. Brönsted-Basen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen können und werden als Protonenakzeptoren bezeichnet.
  • Das Konzept nach Brönsted bezieht sich auf Säure-Base-Reaktionen, die in wässriger Lösung, wasserähnlichen Lösungen und Reaktionen in der Gasphase stattfinden, sofern zwei konjugierte Säure-Base-Paare vorhanden sind, die eine Protonenübertragung ermöglichen. Reaktionen von nicht-protonenhaltigen Verbindungen mit einer Base können nach dem Konzept von Brönsted nicht mehr erklärt werden. Hier wird das Konzept durch das Konzept nach Lewis erweitert.
  • Lewis-Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren, die zur Bildung einer neuen Elektronenpaarbindung Anlass geben. Sie sind also elektrophile Teilchen. Lewis-Basen hingegen sind Elektronenpaar-Donatoren. Sie sind nucleophile Teilchen.
  • Bei der Reaktion einer Lewis-Säure mit einer Lewis-Base entsteht eine Koordinationsbindung.

Literatur

  • Holleman-Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie, 102. Auflage, Walter de Gruyter, Berlin 2007.

  • Christen,Meyer, Lehrbuch der allgemeinen und anorganischen Chemie, 9. Auflage, Otto Salle Verlag, Salle 1988.

  • Karl Häusler, Werner Pavenzinger, Unterricht Chemie, Aulis-Verlag, Köln 1992.

  • H.O. Hammer,Praxis der Naturwissenschaften Chemie, 44, 1995, 1.

  • Reiner Stein, Protolysen und Anwendungen des Massenwirkungsgesetzes auf Ionengleichgewichte, 1.Auflage, Klett-Verlag, Stuttgart 1997.

  • Gutmann, Viktor, Anorganische Chemie: eine Einführung, 5. Auflage, VCH, 1990

  • Jander, Blasius, Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 16. Auflage, S. Hirzel Verlag Stuttgart, 2006

  • www.wikipedia.de  23.09.2010

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