AndreaObzerova/iStock/GettyImages
Acidi e basi sono concetti familiari in chimica, eppure il termine acido di Lewis si riferisce ad una classe distinta di reagenti. Mentre il modello di Brønsted-Lowry si concentra sul trasferimento di protoni, G.N. Lewis ha ampliato la definizione per comprendere qualsiasi reazione in cui vengono scambiate coppie di elettroni, includendo così i processi non protonici.
Gli acidi di Lewis accettano coppie di elettroni, mentre le basi di Lewis le donano. Una specie carente di elettroni o caricata positivamente funziona tipicamente come un acido di Lewis.
Nel 1923 Lewis dimostrò questo principio utilizzando uno ione idrogeno (H⁺) e lo ione idrossido (OH⁻). Mentre la teoria di Brønsted-Lowry descrive OH⁻ che accetta un protone per formare acqua, Lewis vedeva lo ione idrogeno come un accettore di elettroni che forma un legame covalente con la coppia di elettroni dell'idrossido.
Un acido di Lewis è qualsiasi specie chimica in grado di formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da un'altra specie. Spesso questi acidi possiedono orbitali vuoti che possono accogliere gli elettroni in arrivo.
Al contrario, una base Lewis è una specie che dona una coppia di elettroni per formare un legame covalente. La relazione tra acidi e basi di Lewis è analoga al classico accoppiamento acido-base ma è definita dal trasferimento di coppie di elettroni anziché dal trasferimento di protoni.
Esempi di acidi di Lewis includono cationi metallici come Al³⁺ e Fe³⁺, la cui carica positiva attrae fortemente la densità elettronica.
Un catalizzatore acido di Lewis accelera una reazione chimica accettando elettroni da un substrato, aumentandone così la reattività. È importante sottolineare che il catalizzatore stesso non viene consumato nella reazione; si rigenera alla fine del ciclo catalitico.
AlCl₃ è un acido di Lewis da manuale. L'alluminio ha 17 elettroni di valenza, lasciando un orbitale p vuoto che può accettare una coppia di elettroni. Questa capacità di accettare elettroni consente ad AlCl₃ di facilitare numerose trasformazioni organiche.
L'ammoniaca contiene una coppia solitaria di elettroni sull'azoto, che le consente di donare quella coppia a una specie che accetta gli elettroni. Quando NH₃ reagisce con HCl in soluzione acquosa, l'azoto dona elettroni a H⁺, formando NH₄⁺.
Entrambi i concetti di Brønsted-Lowry e Lewis descrivono il comportamento chimico correlato ma da prospettive diverse:trasferimento di protoni rispetto a trasferimento di coppie di elettroni. Comprendere entrambi i framework fornisce una visione completa della chimica acido-base.
