Un acido di Lewis è una specie capace di accettare un doppietto elettronico da una base. Una base è quella specie capace di donare un doppietto elettronico a un acido.
La definizione di acido di Lewis è successiva rispetto alla teoria di Arrhenius di acido e di base. Secondo il chimico svedese Svante Arrhenius, infatti, gli acidi sono sostanze in grado di liberare ioni H+ mentre le basi sono sostanze capaci di liberare ioni OH– in soluzione.
Tuttavia questa teoria innovativa non giustificava il comportamento basico di specie come l’ammoniaca e solo nel 1923 la teoria di Brønsted–Lowry ampliò la teoria degli acidi e basi secondo Arrhenius che non riusciva a giustificare l’acidità o la basicità di alcune specie. Tuttavia, in seguito, fu necessario elaborare altre teorie che potessero giustificare il comportamento di alcuni composti come la teoria di Pearson.
Comportamento in acqua di un acido di Lewis
Quando un sale contenente un metallo di transizione è disciolto in acqua forma complessi spesso colorati in cui l’acqua agisce da legante
Gli ioni dei metalli di transizione, che possono presentarsi come M2+ (Fe2+, Co2+ e Cu2+) o come M3+ (Al3+, V3+, Cr3+ e Fe3+) formano complessi del tipo [M(H2O)6]2+ e [M(H2O)6]3+ rispettivamente.
L’acquoione idrolizza in acqua cedendo uno ione H+ da una delle molecole di acqua a cui lo ione metallico è coordinato dando luogo alla formazione di [M(H2O)5 OH]2+ e di [M(H2O)5 OH]3+ rispettivamente e di H3O+.
Per comprendere come la presenza di un acido di Lewis influenzi il pH di una soluzione consideriamo, ad esempio, il cloruro di ferro (III) che in acqua si dissocia in Fe3+ e 3 Cl–.
I cationi metallici degli elementi di transizione spesso si idratano dando luogo alla formazione di complessi e, nello specifico, si ha la formazione dello ione esaacquoferro (III) [Fe(H2O)6]3+, in cui le sei molecole di acqua sono legate al ferro tramite un legame di coordinazione utilizzando il doppietto elettronico solitario dell’ossigeno.
La formazione del legame di coordinazione esplica un effetto sugli elettroni di legame tra l’ossigeno e l’idrogeno che si avvicinano all’ossigeno; gli atomi di idrogeno assumeranno quindi una parziale carica positiva maggiore rispetto a quella presente in un legame O-H.
Gli atomi di idrogeno risulteranno pertanto sufficientemente positivi e lo ione complesso agisce da acido donando un protone all’acqua secondo l’equilibrio:
[Fe(H2O)6]3+ + H2O ⇌ [Fe(H2O)5 OH]2+ + H3O+
regolato da una costante Ka dell’ordine di 10-4.
Il complesso esaacquoferro (III) si comporta pertanto da acido e, come per tutti gli acidi, il pH dipende dalla sua concentrazione.
pH di un acido di Lewis
Determinare il pH di una soluzione in cui 24.0 g di FeCl3 vengono disciolti in acqua e la soluzione risultante ha un volume di 230 mL. (Ka di [Fe(H2O)6]3+ = 8.9 ∙ 10-4
Moli di FeCl3 = moli di Fe3+ = 24.0 g/162.2 g/mol=0.148
[Fe3+] = [Fe(H2O)6]3+ =0.148/0.230 L= 0.643 M
All’equilibrio: [Fe(H2O)6]3+ = 0.643-x
[Fe(H2O)5 OH]2+= [H3O+] = x
Ka = 8.9 ∙ 10-4 =[Fe(H2O)5 OH]2+ [H3O+]/ [Fe(H2O)6]3+ = (x)(x)/ 0.643-x
Da cui x = [H3O+] = 0.024 M
pH = 1.6