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Lewis – Säuren und Basen

Lewis erklärt Säuren als Elektronenakzeptoren und Basen als Elektronendonatoren. Lerne die Definition nach Lewis und Beispiele für Lewis-Säure-Base-Reaktionen kennen. Interessiert? Dies und vieles mehr findest du im folgenden Abschnitt!

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Die Autor*innen
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André Otto
Lewis – Säuren und Basen
lernst du in der Sekundarstufe 4. Klasse - 5. Klasse

Lewis – Säuren und Basen Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Lewis – Säuren und Basen kannst du es wiederholen und üben.
  • Definiere die Begriffe Säure und Base nach Lewis.

    Tipps

    Lewis betrachtet nicht mehr die Wanderung von Protonen, sondern konzentriert sich auf ein anderes Elementarteilchen.

    Lösung

    Lewis erweiterte die Theorien von Arrhenius und Brönsted. Dabei betrachtete er die Elektronenkonfigurationen, die für Säure-Base-Reaktionen notwendig sind. Mit seiner Theorie lassen sich mehr Reaktionen erklären als mit den beiden anderen Theorien.

  • Gib an, ob es sich um einen Elektronenpaar-Akzeptor oder -Donator handelt.

    Tipps

    Negativ geladene Ionen besitzen mindestens ein freies Elektronenpaar.

    Wie sind Lewis-Säure und -Base definiert?

    Lösung

    Lewis-Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren. Sie erfüllen die Oktettregel nicht und benötigen somit zusätzliche Elektronen, um eine stabile Verbindung zu bilden. Aus dem Video kennst du bereits $BF_3$ und $H^+$. Lewis-Basen sind Elektronenpaar-Donatoren. Sie besitzen freie Elektronenpaare, die sie zur Bindung bereitstellen können. Du hast hier zum Beispiel $F^-$ und $OH^-$ kennen gelernt.

  • Bestimme die Lewis-Säure und die Lewis-Base der Reaktionen.

    Tipps

    Welches Element bei den Ausgangsstoffen kann noch mehr Bindungen eingehen? Dieses hat dann in der neuen Verbindung mehr Elektronen zur Verfügung.

    Es ist also ein Elektronenpaar-Akzeptor.

    Lösung

    Die zweite Reaktion ist eine klassische Neutralisation. Es bilden sich Wasser und ein Salz. Der Sauerstoff der $OH$-Gruppe stellt hier ein Elektronenpaar zur Verfügung, um dem $H^+$ der Säure eine volle Außenschale zu ermöglichen. Im $H_2O$ hat Wasserstoff nun die Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon. Wasser fungiert in der Reaktion mit Nichtmetalloxiden, wie $CO_2$ und $SO_3$, als Lewis-Base. Ein freies Elektronenpaar des Sauerstoffs verschafft dem Nichtmetall dann eine vollbesetzte Außenschale. Im Ammoniak besitzt der Stickstoff ein freies Elektronenpaar, da er 5 Außenelektronen besitzt. Somit kann Ammoniak als Lewis-Base wirksam werden.

  • Stelle die Säure-Base-Theorien von Arrhenius, Brönsted und Lewis einander gegenüber.

    Tipps

    Welche allgemeinen Aussagen machen die Theorien der Forscher?

    Lewis hat die Säure-Base-Theorien von Arrhenius und Brönsted erweitert, indem er Elektronenpaare in den Fokus stellte.

    Bei Brönsteds Theorie ist die Reaktion mit Wasser von entscheidender Bedeutung.

    Lösung

    Arrhenius ging davon aus, dass die saure oder basische Wirkung eines Stoffes zustande kommt, indem er zerfällt. Eine Säure zerfällt also in $H^+$-Ionen und Säurerest-Ionen. Brönsted griff dies auf und erweiterte die Theorie. Er fand heraus, dass die saure oder basische Wirkung eines Stoffes erst durch die Reaktion mit Wasser eintritt. So kann Arrhenius die basische Wirkung von Ammoniak ($NH_3$) nicht erklären. Erst bei der Reaktion mit Wasser entstehen die Hydroxid-Ionen ($OH^-$). Lewis fasste den Säure-Base-Begriff nun noch weiter und beschränkte sich nicht auf die Wanderung von Protonen, wie Brönsted, sondern betrachtete die freien Elektronenpaare, die an der Reaktion beteiligt sind. So konnte er auch Reaktionen erklären, die mit den anderen Theorien nicht nachvollziehbar waren.

  • Gib an, welche Aussagen richtig sind.

    Tipps

    Erinnere dich an Aufgabe 1: Wie sind die Lewis-Base und -Säure definiert?

    Wie viele Elektronen müssen sich in der Außenschale befinden, damit die Oktettregel erfüllt ist?

    Lösung

    Lewis definiert eine Säure als Elektronenpaar-Akzeptor und eine Base als Elektronenpaar-Donator. Die Oktettregel besagt, dass eine mit 8 Elektronen besetzte Außenschale einen stabilen Zustand darstellt. Das liegt daran, dass damit (meist) die Außenschale voll besetzt ist und ein energiearmer Zustand erreicht wurde. Fluor, Brom und Chlor stehen alle in der 7. Hauptgruppe des Periodensystems. Sie sind sogenannte Halogene. Um eine vollbesetzte Außenschale zu erhalten, bilden sie Ionen, indem sie ein Elektron aufnehmen. Halogenid-Ionen, wie Fluorid, Bromid und Chlorid, erfüllen also die Oktettregel. Sie besitzen damit nicht nur ein, sondern sogar 4 freie Elektronenpaare.

  • Erläutere mithilfe der Säure-Base-Theorie von Lewis, warum Bortribromid mit Bromid reagiert.

    Tipps

    Achte auf die Groß- und Kleinschreibung.

    Dem Periodensystem kannst du die Elementsymbole und Hauptgruppennummern entnehmen.

    Lösung

    Diese Reaktion ist analog zu einer Reaktion im Video. Es wird erklärt, wie $BF_3$ mit $F^-$ reagiert. $Br^-$ ist wie $F^-$ ein Halogenid-Ion und besitzt 8 Außenelektronen. Es hat somit sogar 4 freie Elektronenpaare und kann sehr gut als Elektronenpaar-Donator dienen. Bor ist mit jedem seiner drei Partner ($Br$) durch eine Elektronenpaarbindung verbunden. Diese beiden Elektronen werden nun von beiden benutzt, um eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen. Mit drei Partnern hat das Bor allerdings nur 6 Elektronen insgesamt. Es braucht also noch 2 Elektronen zusätzlich, um die Oktettregel zu erfüllen. Dabei hilft ihm dann das Bromid-Ion in der Reaktion, indem es ein Elektronenpaar bereitstellt.