Acidi e basi di Lewis: donatori e accettori di coppie di elettroni

Per molto tempo «acido» ha voluto dire una sola cosa: una sostanza che cede protoni. Ma esistono reazioni che si comportano in tutto e per tutto come reazioni acido-base e in cui di protoni non ce n’è nemmeno l’ombra. La teoria di Lewis risolve il problema spostando lo sguardo dal protone alla coppia di elettroni: un acido è chi la accetta, una base chi la dona. È la definizione più ampia e più usata in chimica inorganica.

Vediamo le due definizioni, che cosa è un addotto, perché la teoria di Brønsted è un caso particolare di questa, e quali categorie di sostanze si comportano da acidi di Lewis.

Acido e base secondo Lewis

La definizione, introdotta da G. N. Lewis nel 1923, è tanto semplice quanto potente. Una base di Lewis è una specie che mette a disposizione una coppia di elettroni (tipicamente una coppia di non legame, o «coppia solitaria»). Un acido di Lewis è una specie che possiede un orbitale vuoto e può accogliere quella coppia. Quando i due si incontrano si forma un legame in cui entrambi gli elettroni provengono dalla base: un legame dativo, o di coordinazione.

L’addotto: il prodotto della reazione

Il prodotto della reazione tra un acido e una base di Lewis si chiama addotto (o complesso). Si scrive A—B, dove il trattino rappresenta il nuovo legame condiviso. Un esempio classico è l’ammoniaca, NH₃, che possiede una coppia solitaria sull’azoto, che si lega al trifluoruro di boro, BF₃, molecola con l’atomo di boro a ottetto incompleto: il risultato è l’addotto H₃N—BF₃. Nessun protone si è spostato, eppure è a tutti gli effetti una reazione acido-base.

A + :B → A—B  (addotto)

Perché Brønsted è un caso particolare di Lewis

La definizione di Lewis non sostituisce quella di Brønsted-Lowry (acido = donatore di protoni): la ingloba. Il protone, infatti, è il più semplice degli acidi di Lewis, perché è una particella senza elettroni, avidissima di una coppia da accettare. Quando un acido di Brønsted cede un protone, sta in realtà offrendo un accettore di coppia di elettroni; quando una base di Brønsted lo cattura, sta donando la propria coppia. Per questo si dice che ogni acido di Brønsted «mostra» acidità di Lewis, e ogni base di Brønsted è anche una base di Lewis. La teoria di Lewis è più ampia proprio perché non richiede affatto un protone.

Chi si comporta da acido di Lewis

La forza della teoria sta nella varietà di sostanze che riesce a classificare. Si comportano da acidi di Lewis quattro categorie ricorrenti. Le molecole con ottetto incompleto, come BF₃ o B(CH₃)₃, che completano l’ottetto accettando una coppia. I cationi metallici, che accolgono le coppie solitarie dei leganti formando ioni complessi: lo ione Co²⁺ in acqua diventa l’esacquocomplesso, con sei molecole d’acqua che donano le loro coppie. Le molecole che, pur avendo l’ottetto completo, possono riorganizzare i propri elettroni per accettarne un’altra coppia, come la CO₂ che con uno ione idrossido forma lo ione bicarbonato. Infine le specie che possono espandere il proprio guscio di valenza, tipiche degli alogenuri degli elementi più pesanti del blocco p: SiF₄ lega due ioni fluoruro per dare lo ione esafluorosilicato.

Perché questa teoria è così usata

La teoria di Lewis è lo strumento di base della chimica di coordinazione e della catalisi: spiega come i leganti si legano ai metalli, perché certi composti agiscono da catalizzatori, e come reagiscono molte specie che non hanno nulla a che fare con i protoni. È anche il punto di partenza per la classificazione «duri e molli» (la teoria HSAB), che affina la previsione di quale acido prediliga quale base. Padroneggiare l’idea di donatore e accettore di coppia è quindi la chiave per leggere gran parte della chimica inorganica delle reazioni.

Le quattro famiglie di acidi di Lewis: riepilogo

Questa tabella raccoglie i quattro meccanismi con cui una specie può accettare una coppia di elettroni, con un esempio per ciascuno:

In tutti i casi il filo conduttore è lo stesso: un orbitale capace di accogliere elettroni incontra una coppia disponibile, e si forma un nuovo legame.

Domande frequenti

Che cos’è un acido di Lewis?

È una specie chimica capace di accettare una coppia di elettroni in un orbitale vuoto. La definizione, introdotta da Lewis nel 1923, è più ampia di quella basata sui protoni: comprende cationi metallici, molecole a ottetto incompleto come BF₃ e specie che possono espandere il proprio guscio di valenza.

Qual è la differenza tra acido di Lewis e acido di Brønsted?

Un acido di Brønsted dona protoni; un acido di Lewis accetta coppie di elettroni. La definizione di Lewis è più generale: il protone stesso è un acido di Lewis, quindi ogni acido di Brønsted mostra anche acidità di Lewis. Esistono però acidi di Lewis (come BF₃) che non hanno protoni da cedere.

Che cos’è un addotto?

È il prodotto della reazione tra un acido e una base di Lewis, scritto A—B. Si forma un legame dativo (o di coordinazione) in cui entrambi gli elettroni condivisi provengono dalla base. Un esempio è H₃N—BF₃, formato dall’ammoniaca (base) e dal trifluoruro di boro (acido).

Una base di Lewis è sempre anche una base di Brønsted?

Ogni base di Brønsted è una base di Lewis, perché accettare un protone significa donargli una coppia di elettroni. Non vale necessariamente il contrario in modo pratico: alcune basi di Lewis donano la coppia a centri diversi dal protone (per esempio a un catione metallico), ma in linea di principio anche queste potrebbero legare un protone.

Perché un catione metallico è un acido di Lewis?

Perché ha orbitali vuoti e una carica positiva che attrae le coppie di elettroni dei leganti. Quando uno ione come Co²⁺ si circonda di molecole d’acqua o di ammoniaca, sta accettando le loro coppie solitarie: forma un complesso ed è quindi l’acido di Lewis della reazione. È il principio alla base di tutta la chimica di coordinazione.