LewisSäuren

Lewis-Säuren (englisch Lewis acids) sind chemische Spezies, die Elektronenpaarakzeptoren sind. Das Konzept stammt von Gilbert N. Lewis (1923) und beschreibt eine Reaktion, bei der eine Lewis-Säure mit einer Lewis-Base reagiert, die ein Elektronenpaar spenden kann, um ein Lewis-Säure-Base-Addukt zu bilden. Eine Lewis-Säure besitzt typischerweise ein offenes Akzeptanzzentrum, oft in Form eines leeren Orbitales, und kann neutral oder positiv geladen auftreten.

Zu den typischen Lewis-Säuren gehören Borverbindungen wie BF3 oder BCl3, Metallhalogenide wie AlCl3 oder TiCl4, sowie Metallkationen wie Fe3+ oder Al3+. Auch einige kleine Moleküle wie CO2 oder SO3 können als Lewis-Säuren auftreten, wenn sie Elektronenpaare von Basen akzeptieren. Anders als die Brønsted-Lowry-Säure ist eine Lewis-Säure nicht notwendigerweise ein Protonendonator; diese beiden Konzepte überlappen jedoch, denn H+ ist sowohl eine Brønsted-Lowry- als auch eine Lewis-Säure.

Die Stärke einer Lewis-Säure hängt oft von ihrer Fähigkeit ab, Elektronenpaare zu akzeptieren, und wird im Rahmen des Hard-Soft-Acid-Base-Konzepts (HSAB) charakterisiert. Harte Säuren passen zu harten Basen, weiche Säuren zu weichen Basen.

Wichtige Anwendungen finden sich in der organischen Synthese und Katalyse: Lewis-Säuren aktivieren Substrate, indem sie Elektronendichte an Erkennungsstellen des Reaktionspartners verringern, z. B. bei der Aktivierung von Carbonylverbindungen, in Friedel-Crafts-Reaktionen oder in Polymerisationsprozessen.