Ácidos y bases de Lewis

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El químico estadounidense Gilbert N. Lewis dio una definición muy incompleta acerca del comportamiento de los acidos, la cual se puede definir como una sustancia que puede aceptar un par de electrones, y para una base como una sustancia que puede donar un par de electrones.[1] En 1923 y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos y bases:[2]

La diferencia entre el ácido y la base son sus electrones. El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.

De esta forma se incluyen elementos que se comportan como bases pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son ácidos de Lewis.

  • Ejemplos de ácidos de Brønsted-Lowry: HCl, HNO3, H3PO4.
  • Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3.

Se puede tener una idea de la fuerza de una sustancia como ácido o base de Lewis utilizando la constante de disociación de su aducto con una base o ácido de Lewis tomado como referencia. Por ejemplo, para comparar la basicidad del amoníaco, metilamina, dimetilamina y trimetilamina en fase gaseosa, se puede utilizar el trimetilborano.

Constantes de disociación de los compuestos trialquilboro-amina a 100°C

Ácido Base Kb
(CH3)3B NH3 4.6
(CH3)3B CH3NH2 0.0350
(CH3)3B (CH3)2NH 0.0214
(CH3)3B (CH3)3N 0.472

Como ejemplo podemos tomar el caso de la protonación del amoniaco, que actúa como una base de Lewis al donar un par de electrones al agua, transferencia que lleva a su hidrólisis en oxhidrilo y protón, que es recibido por el amoníaco para formar amonio. Esto nos dice que una reacción ácido-base de Lewis es aquella en que existen donaciones de un par de electrones de una especie a otra sin cambios en los números de oxidación de las especies que interactúan. Al poner un ácido a una base, o una base a un ácido se neutralizaran. [3]


Véase también[editar]

Referencias[editar]

  1. Chang, Raymond (2007). Química (9ª edición). McGraw-Hill Interamericana. p. 682. ISBN 9788420507828. 
  2. Morcillo, Jesús (1989). Temas básicos de química (2ª edición). Alhambra Universidad. p. 257. ISBN 9788420507828. 
  3. Chang, Raymond (2007). Química (9ª edición). McGraw-Hill Interamericana. p. 682. ISBN 9788420507828.