Non puoi capire adeguatamente la teoria degli acidi di Lewis rispetto agli elementi del gruppo principale se disegni solo semplici strutture di Lewis (che, per definizione, dovrebbero avere ottetti completi su tutti gli elementi del gruppo principale) e poi cerchi di trovare accettori di coppie di elettroni. Beh, per essere del tutto onesti, potreste essere fortunati con i composti del boro, ma il gioco finirebbe lì.
È relativamente chiaro alla maggior parte delle persone che i cationi metallici possono agire come acidi di Lewis: sono carichi positivamente perché hanno perso almeno un elettrone. Hanno anche orbitali relativamente bassi (per esempio quello che ha perso un elettrone) con cui le basi di Lewis possono interagire. Per analizzare una molecola come $ce{CO2}$, si dovrebbe cominciare a pensare alla polarità dei legami in questione. La tavola periodica o qualsiasi pagina di dati si voglia consultare ci dirà che l’ossigeno è molto più polare del carbonio; quindi i legami sono polarizzati verso l’ossigeno. Questo può essere esemplificato dal formalismo della carica parziale come mostrato qui sotto.
$$ce{overset{\delta -}{O}={overset{\delta +}{C}={overset{\delta -}{O}}}tag{1}$
Questa prima rappresentazione ci dice già che il carbonio è in qualche modo ‘privo di elettroni’. Mentre questo di per sé non è ancora una prova dell’acidità di Lewis, è un forte indizio. Andando più a fondo, si dovrebbero considerare gli orbitali molecolari di $ce{CO2}$. Ci sono due sistemi π equivalenti per simmetria ma perpendicolari, entrambi popolati da quattro elettroni; ed entrambi possono essere visti come un sistema π di tipo anione allilico. Poiché è completamente simmetrico, possiamo disegnare le seguenti tre strutture di risonanza (per chiarezza, anche l’anione allile $\ce{C3H5-}$ è stato incluso nello schema).
$$begin{array}{ccccccc}{O=C=O &<->& \overset{+}{O}#C-\overset{-}{O} &<->& O=\overset{+}{C}-\overset{-}{O}}\\\ce{H2\overset{-}{C}-CH=CH2 &<->& H2C=CH-\overset{-&<->& H2C=CH-{C}-{overset{+}{C}H-{C}H2{end{array} tag{2}$$
In questa rappresentazione, Ho scelto il doppio legame di sinistra per appartenere al sistema π perpendicolare e il doppio legame di destra per essere quello interessante analogo all’anione allile. Quindi, ci sarà sempre un legame in più nella metà sinistra dell’anidride carbonica rispetto all’anione allile. La carica negativa (cioè la coppia solitaria) presente sul carbonio dell’anione allilico più a sinistra corrisponde a una coppia solitaria dell’ossigeno più a sinistra nell’anidride carbonica; la coppia solitaria non è segnata come da convenzione.
In queste rappresentazioni possiamo osservare una struttura di risonanza dove il carbonio dell’anidride carbonica ha una carica positiva e quindi un sestetto di elettroni. Se si guardano gli orbitali reali in questione, i due orbitali di legame popolati (uno può essere chiamato non-bonding) hanno un alto contributo dell’ossigeno mentre l’orbitale π3 antibonding è principalmente centrato sul carbonio. Questo orbitale è anche il più basso orbitale molecolare non occupato (LUMO) e quindi quello che ci interessa quando si determina l’acidità di Lewis. Troviamo che è energeticamente basso e facilmente accessibile e quindi le basi di Lewis (per esempio idrossido, ammoniaca) possono interagire facilmente con esso.
La reazione acido-base di Lewis può anche essere indovinata guardando le strutture di risonanza. Poiché la base di Lewis interagisce con l’orbitale π3 in antibonding, romperà uno dei doppi legami $\ce{C=O}$ portando alla seguente struttura:
$$ce{color{cyan}{O}=C=O + \color{blue}{O}H- -> H{color{blue}{O}-C(=color{cyan}{O})-{overset{-}{O}}tag{3}$
Ho segnato gli ossigeni in blu e ciano (e nero) così possono essere distinti l’uno dall’altro.