Ácidos y bases de Lewis

Gilbert N. Lewis dio una definición acerca del comportamiento de los ácidos y de las bases. Según esta, una base sería una especie que puede donar un par de electrones, y un ácido la que los puede aceptar.

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. 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, FeBr3.

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. [1]

Historia

El concepto se originó con Gilbert N. Lewis , quien estudió los enlaces químicos. En 1923, Lewis escribió «una sustancia ácida es una que puede emplear un par solitario de electrones de otra molécula para completar el grupo estable de uno de sus propios átomos». [3] La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry fue publicada en el mismo año. Las dos teorías son distintas pero complementarias. Una base de Lewis es también una base de Bronsted-Lowry, pero un ácido de Lewis no necesita ser un ácido de Brønsted-Lowry. La clasificación en ácidos y bases duros y blandos ( teoría ABDB) apareció en 1963. La fuerza de las interacciones ácido-base de Lewis, tal como se mide por la entalpía estándar de formación de un aducto puede ser predicha por la ecuación de dos parámetros de Drago–Wayland.

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