1. Una prospettiva basata sugli elettroni
Nel 1923, lo stesso anno in cui Brønsted e Lowry pubblicarono la loro teoria sui protoni, il chimico americano Gilbert N. Lewis propose un modello ancora più generale e comprensivo per definire gli acidi e le basi.
Mentre le teorie precedenti focalizzavano l'attenzione sul trasferimento dello ione idrogeno ($\text{H}^+$), Lewis spostò l'analisi sui doppietti elettronici di non legame e sulla struttura elettronica delle molecole, legando il concetto di acidità alla condivisione di elettroni.
2. La definizione: Accettori e Donatori di doppietti elettronici
Nel modello di Lewis i ruoli si invertono concettualmente rispetto al flusso di carica negativa:
- Acido di Lewis: Qualsiasi specie chimica (molecola, atomo o ione) che possiede un orbitale vuoto e può accettare un doppietto elettronico.
- Base di Lewis: Qualsiasi specie chimica che possiede almeno un doppietto elettronico disponibile e può donare un doppietto elettronico.
L'acido (carenti di elettroni) e la base (ricchi di elettroni) reagiscono mettendo in comune il doppietto elettronico fornito dalla base, dando origine a un legame covalente dativo (o coordinativo).
3. Caratteristiche strutturali degli acidi e delle basi di Lewis
Per riconoscere una specie di Lewis bisogna osservare la configurazione elettronica e i diagrammi di Lewis:
- Le basi di Lewis sono identiche alle basi di Brønsted-Lowry: possiedono tutte doppietti elettronici solitari (liberi da legami) pronti per essere condivisi. Esempi classici includono l'ammoniaca ($\text{NH}_3$), l'acqua ($\text{H}_2\text{O}$) e lo ione ossidrile ($\text{OH}^-$).
- Gli acidi di Lewis comprendono non solo i protoni ($\text{H}^+$), ma un'ampia categoria di composti che possiedono un ottetto incompleto o orbitali $d$ vuoti in grado di accogliere elettroni. Rientrano in questa categoria i cationi metallici (es. $\text{Fe}^{3+}$, $\text{Ag}^+$, $\text{Cu}^{2+}$) e i composti del boro o dell'alluminio come il trifluoruro di boro ($\text{BF}_3$).
4. Esempi classici di reazioni di Lewis
Un tipico esempio che dimostra la potenza della teoria di Lewis è la reazione tra l'ammoniaca ($\text{NH}_3$) e il trifluoruro di boro ($\text{BF}_3$):
- L'ammoniaca agisce da base di Lewis mettendo a disposizione il doppietto solitario sull'atomo di azoto.
- Il trifluoruro di boro agisce da acido di Lewis poiché il boro ha solo sei elettroni di valenza e un orbitale vuoto capace di accettare il doppietto, formando un solido addotto con legame dativo.
Anche la classica dissoluzione di un protone in acqua per formare lo ione idronio rientra perfettamente in questo schema: lo ione $\text{H}^+$ (acido di Lewis) accetta il doppietto elettronico messo a disposizione dall'ossigeno dell'acqua (base di Lewis).
| Teoria | Acido | Base | Requisito chiave |
|---|---|---|---|
| Arrhenius | Rilascia $\text{H}^+$ | Rilascia $\text{OH}^-$ | Soluzione acquosa |
| Brønsted-Lowry | Donatore di $\text{H}^+$ | Accettore di $\text{H}^+$ | Trasferimento protonico |
| Lewis | Accettore di doppietto elettronico | Donatore di doppietto elettronico | Condivisione di elettroni (Legame dativo) |
5. Vantaggi e ampiezza del modello
La teoria di Lewis è la più generale e inclusiva tra le tre trattate nei percorsi scolastici superiori. Essa racchiude al suo interno tutte le definizioni precedenti: ogni acido di Arrhenius o di Brønsted è anche un acido di Lewis (poiché il protone libero è il massimo accettore di elettroni).
Inoltre, estende lo studio della chimica coordinata e dei complessi metallici, consentendo di spiegare fenomeni chimici complessi in chimica inorganica e organica dove non è presente alcuno scambio di protoni.
💡 Conclusione generale
Quando affronti problemi di chimica delle soluzioni, ricorda che puoi passare agevolmente da un modello all'altro: Arrhenius per la semplicità in acqua, Brønsted-Lowry per lo studio dei buffer e delle reazioni acido-base generali, e Lewis per comprendere la natura microscopica del legame chimico e degli elettroni coinvolti.