- Ácidos y bases de Lewis
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El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de la base, en donde se puede definir como una sustancia que puede donar un par de electrones, y para el acido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones.[1] En 1923 y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos y bases:[2]
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 sustancias que se comportan como ácidos 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 Un ejemplo, podemos ver el caso de la protonacion del amoniaco (〖NH〗_3^ ), que actua como una base de Lewis ya que dona un par de electrones al protón H^+ , con ello tiene el comportamiento de un acido de Lewis porque acepta el par de electrones.Esto nos puede decir que una reacción acido-base de Lewis es aquella que existen donaciones de un par de electrones de una especie a otra y a diferencia de los demás tipos es que no genera sal y agua.[3]
Véase también
Referencias
- ↑ Chang, Raymond (2007). Química (9ª edición). McGraw-Hill Interamericana.. p. 682. ISBN 9788420507828.
- ↑ Morcillo, Jesús (1989). Temas básicos de química (2ª edición). Alhambra Universidad. p. 257. ISBN 9788420507828.
- ↑ Chang, Raymond (2007). Química (9ª edición). McGraw-Hill Interamericana.. p. 682. ISBN 9788420507828.
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