Lewis-Säure-Base-Komplexe

HSAB-Prinzip

Säuren und Basen 

-Das Konzept der elektrolytischen Dissoziation - 

Svante Arrhenius (1859 - 1927) 

Säuren dissoziieren in in Wasser in in 

Wasserstoff-Kationen und Säurerest- 

Anionen 

Die Die Wasserstoff-Kationen sind 

entscheidend für für die die Säuremerkmale. 

Basen sind Verbindungen, die die in in 

Wasser Hydroxid-Anionen und 

Metall-Kationen bilden. 

Die Die Hydroxid-Anionen sind 

entscheidend für für den 

Basencharakter.


-Welche Ionen bilden sich beim Lösen einer Säure - 

Dissoziation: 

H Cl H + + Cl – 

H + + O 

H 

H 

H 

O 

H 

H 

+ 

Hydroxonium-Ion 

HCl + H 2O H 3O + + Cl –

Neutralisation 

-Begriffsbildung - 

Neutralisation: 

Vereinigung von Wasserstoffionen einer Säure mit den Hydroxidionen einer Base zu 

Wasser 

MOH + HR MR + H 2 O 

Base + Säure Salz + Wasser 

OH - + H 3 O + 2 H 2 O 

Hydrolyse: 

Umkehrung der Neutralisation 

Reaktion eines Salzes mit Wasser unter Bildung einer Säure und einer Base


-Nachteile der Arrhenius-Theorie - 

• Theorie ist auf wässrige Lösungen beschränkt 

• Basisches Verhalten von Verbindungen, welche keine OH-Gruppen enthalten (z.B. 

NH 3 ) kann nicht erklärt werden. 

• Es müssen Verbindungen postuliert werden (z.B. NH 4 OH), welche nicht existent 

sind.


-Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept - 

Johannes Nicolaus 

Brønsted (1879 - 1947) 

Thomas Martin Lowry 

(1874 - 1936) 

Säuren sind sind Teilchen, die die Protonen abgeben (Protonendonatoren) 

Basen sind Teilchen, die Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren) 

---> keine Abspaltung von OH – 

Basen sind Teilchen, die Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren) 

---> keine Abspaltung von OH –


-Kennzeichen von sauren und basischen Lösungen - 

Alle sauren Lösungen enthalten einen Überschuss an 

Hydroxonium-Ionen 

Moleküle, die bei einer Reaktion Protonen an andere 

Teilchen abgeben, werden als Protonendonatoren 

bezeichnet. (lat. donare = spenden) 

Alle alkalischen Lösungen enthalten einen Überschuss an 

Hydroxid-Ionen. 

Moleküle, die bei einer Reaktion Protonen von anderen 

Teilchen aufnehmen, werden als Protonenakzeptoren 

bezeichnet. (lat. accipere = aufnehmen)


- Brønsted Säuren und Basen - 

Jedes Teilchen, dass als Brønsted-Säure wirken möchte, 

benötigt die Anwesenheit einer Brønsted-Base. 

HCl + H2O H3O + + Cl – 

H 

Säure Base


- Elektronenpaar-Donator-Akzeptor-Konzept - 

Gilbert Newton Lewis (1875 - 1946) 

Säuren sind Elektronenpaar- 

Akzeptoren. 

Basen sind Elektronenpaar- 

Donatoren. 

Cl 

Cl 

Al 

Cl 

+ Cl – 

Lewis-SäureLewis-Base 

Cl 

Cl 

Al 

Cl 

Cl 

–

Lewis-Säuren und Basen 

- Beispiele - 

Lewis-Säuren Lewis-Basen 

(Elektronenpaar-Akzeptoren) (Elektronenpaar-Donatoren) 

BF3 AlH3 SO3 F – 

H 2 O 

OH – 

H + NH 3 

Fe 2+ CN –


- Lewis-Säure-Base-Komplexe - 

Lewis-Säure + Lewis-Base Säure-Base-Komplex 

S + :B S:B 

Säure-Base-Komplex = Säure-Base-Adukt = Koordinationsverbindung = 

Elektronenpaar-Akzeptor-Donator-Komplex 

Lewis-Säure-Base-Komplex Lewis-Säure Lewis-Base 

NaCl Na + Cl – 

[Fe(CN) 6] 4 – Fe 2+ CN – 

[Ag(OH) 2] – Ag + OH – 

H 2SO 4 SO 3 H 2O

Stärke von Lewis-Säuren und Basen 

Elemente sind umso saurer, je positiver und je kleiner sie sind 

Elemente sind umso basischer, je negativer und je größer sie sind 

AlCl 3 < AlCl 2 + < AlCl 2+ < Al 3+ 

H 2O < OH – < O 2– 

Säurestärke 

Basenstärke


- Stärke von Lewis-Säuren und Basen - 

Können Lewis-Säuren und Basen gemäß ihrer Stärke in eine Aciditätsreihe 

oder Basizitätsreihe eingeordnet werden? 

Lewis-Säure-Base Komplex ist umso stabiler, je acider die Lewis-Säure S 

und je basischer die Lewis-Base :B ist???? 

(CH3) 2O–BF3 ist stabiler als (CH3) 2S–BF3 schwach stark 

stark stark 

(CH 3) 2S–BH 3 ist stabiler als (CH 3) 2O–BH 3 

Einteilung ist nicht möglich 

Widerspruch!


- HSAB-Konzept von R. G. Pearson - 

“Harte“ Lewis-Säuren und Basen “Weiche“ Lewis-Säuren und Basen 

Schwer polarisierbar Leicht polarisierbar 

Bindung hat mehr Bindung hat mehr 

ionischen Charakter (CaF 2) kovalenten Charakter (HgI 2) 

Stabile Lewis-Säure-Base-Komplexe: 

Harte Lewis-Säure + harte Lewis-Base 

(H 3C) 2O: + BF 3 --> (H 3C) 2OBF 3 (hart/hart) 

Weiche Lewis-Säure + weiche Lewis-Base 

(H 3C) 2S: + BH 3 --> (H 3C) 2SBH 3 (weich/weich) 

Weniger stabile Lewis-Säure-Base-Komplexe: 

Harte Lewis-Säure + weiche Lewis-Base 

Weiche Lewis-Säure + harte Lewis-Base 

HSAB-Prinzip: principle of hard and soft acids and bases

Eigenschaften: 


- Eigenschaften von Lewis-Säuren - 

Akzeptoratom der harten Säuren Akzeptoratom der weichen Säure 

kleine räumliche Ausdehnung große räumliche Ausdehnung 

hohe positive Ladung kleine positive Ladung 

keine nichtbindenden Valenzelektronen freie Valenzelektronen 

(Kationen mit abgeschlossener (Kationen ohne Edelgas- 

s 2 p 6 -Edelgasschale) konfiguration, bevorzugt d 10 ) 

harte Lewis-Säuren weiche Lewis-Säuren 

H + Ni 2+ Cu + Zn 2+ Ga 3+ Ge 2+ 

Li + Be 2+ B 3+ C 4+ Pd 2+ Ag + Cd 2+ In 3+ Sn 2+ 

Na + Mg 2+ Al 3+ Si 4+ Pt 2+ Au + Hg 2+ Tl 3+ Pb 2+ 

K + Ca 2+ Sc 3+ Ti 4+ 

auch hart: Lanthanoiden, Actinoiden (obwohl f-Elektronen in der äußeren Schale) 

auch hart: kleine Metallkationen, mit hoher Ladung und weniger als d 10 , Cr 3+ , Fe 3+ , Co 3+

harte Säuren 


- Ionenradius - 

Bei steigendem Ionenradius nimmt die Härte ab, die Weichheit zu: 

Ionenradius 

Härte 

weiche Säuren 

nimmt zu 

Li + > Na + > K + > Rb + > Cs + 

nimmt ab 

Bei steigendem Ionenradius nimmt die Weichheit zu, die Härte ab: 

Ionenradius 

Härte 

nimmt zu 

Cu + > Ag + > Au + 

Zn 2+ > Cd 2+ > Hg 2+ 

nimmt ab 

> = ist härter als 

> = ist härter als


- Ladung und Oxidationsgrad - 

Mit steigender Ladung nimmt die Härte zu: 

Ladung 

Härte 

nimmt zu 

Na + < Mg 2+ < Al 3+ < Si 4+ 

nimmt zu 

Je niedriger die Oxidationsstufe, desto weicher: 

Oxidationsstufe 

Härte 

nimmt zu 

Cu + < Cu 2+ 

Fe 0 < Fe 2+ < Fe 3+ 

Ni 0 < Ni 2+ < Ni 4+ 

RS + < RSO + < RSO 2 + 

nimmt zu 

< = ist weicher als 

(weniger hart als) 

< = ist weicher als 

(weniger hart als)


- Einfluss von Liganden - 

Je mehr Ladung der Ligand auf das Akzeptoratom überträgt, 

desto kleiner wird dessen positive Ladung, 

desto weicher wird die Lewis-Säure. 

BH 3 = B 3+ + 3 H – ⇒ neutraler ⇒ weicher 

BF 3 = B 3+ + 3 F – ⇒ positiver ⇒ härter 

BF 3 = harte Lewis-Säure (F = stark elektronegativer Ligand, zieht die 

Elektronen an sich, nimmt dem Zentrum also Elektronendichte weg) 

BH 3 = weiche Lewis-Säure (H überträgt negative Ladung auf Zentralatom, 

führt also zu einer höheren Elektronendichte am Zentrum)


- Eigenschaften von Lewis-Basen - 

Donatoratome der Lewis-Basen sind umso härter, 

je kleiner der Radius (S2– > I – ) (Schwefeldianion ist kleiner als Iodidanion), 

je elektronegativer (Cl – > S2– ) (Chlor ist elektronegativer als Schwefel), 

je höher die Oxidationsstufe (SO3 > S2– ) (im Schwefeltrioxid OZ +VI, im 

Sulfiddianion OZ -II) 

> = ist härter als 

Donatoratome in Lewis-Basen: 

hart weich 

F > O > >N, Cl > Br, H > S, C > I, Se > P, Te > As > Sb


- Eigenschaften von Lewis-Basen - 

Die Ladung besitzt weniger Einfluss auf die Härte oder Weichheit einer 

Base: 

O 2– ≈ OH – ≈ H 2O S 2– ≈ HS – 

Auch der Einfluss von Liganden ist gering: 

PR 3 ≈ P(OR) 3

Beispiel 1: 


- Stabilität von Komplexen - 

Mg 2+ , Ca 2+ , Al 3+ bilden in der Natur überwiegend Oxide, Carbonate, Sulfate 

(hart / hart) 

Cu + , Hg 2+ , Pb 2+ bilden in der Natur überwiegend Sulfide 

(weich / weich) 

Beispiel 2: 

Hohe Oxidationsstufen von Metallkationen nur in Fluor- und 

Sauerstoffderivaten: SF 6, IF 7, PtF 6, CuF 4 – , ClO4 – , XeO6 4– , MnO4 – , OsO4 – 

(hart / hart) 

Beispiel 3: 

Stabile Komplexe der weichen Übergangsmetallkationen in niedrigen Oxi- 

dationsstufen nur mit weichen Basen wie CO, CN – , PR 3 

Ni(CO) 4, [Cr(CN) 6] 6– (weich / weich)


- Stabilität von Komplexen - 

Vorhersage der ablaufenden Reaktionen bei doppelten Lewis-Säure-Base- 

Umsetzungen: 

Beispiele: 

S : B + S‘ : B‘ ---> S : B‘ + S‘ : B 

Aqua-Komplexe der harten Säuren Li + oder Ca 2+ bilden mit der harten Lewis- 

Base F – schwerlösliche Fluoride 

Weiche Base NH 3 verdrängt die harte Base H 2O in Komplexliganden mit 

weichen Metallkationen wie [Cu(OH 2) 4] 2+ 

Aluminium fällt nicht als Sulfid, sondern bildet das Hydroxid!


- starke Säuren und starke Basen - 

Neben der Härte und Weichheit muss natürlich auch die Stärke der Säuren 

und Basen berücksichtigt werden: 

H + H – → H 2 

hart weich 

stark stark 

Elemente sind umso saurer, je positiver und je kleiner sie sind 

Elemente sind umso basischer, je negativer und je größer sie sind 

Säurestärke 

AlCl 3 < AlCl 2 + < AlCl 2+ < Al 3+ 

Basenstärke 

H 2O < OH – < O 2–

HSAB-Prinzip 

HSAB-Prinzip gilt besonders bei schwachen Säuren und Basen 

Hydrate, Ammoniakate 

Starke Säure und starke Base geben immer einen stabilen Komplex 

Schwache Säure und schwache Base: stabiler Komplex nur bei 

weich / weich und hart / hart 

Al 2S 3 + 3 HgO Al 2O 3 + 3 HgS + ∆H 

stark / stark stark / stark 

hart / weich weich / hart hart / hart weich / weich

Lewis-Säure-Base-Komplexe

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