Ácidos y bases de Lewis

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Ácidos y bases de Lewis
El químico estadounidense, inventor de la teoría de enlace covalente, Gilbert 
Newton Lewis, completó la historia de las teorías de los ácidos y bases, en 1923, 
con la introducción de un concepto de ácido y bases, más general que los que ya 
existían, anteriormente propuestos por Arrhenius y los químicos Bronsted y 
Lowry.
Lewis, junto a su concepto general, también introdujo el uso de las fórmulas de los 
electrones representados por puntos así, el empleo de pares de electrones en las 
representaciones químicas, proviene también de éste modelo ácido-base de Lewis.
Se definen como:
Ácido: un ácido de Lewis, se define como una sustancia capaz de compartir, o 
aceptar un par de electrones.
Base: una base de Lewis, es una sustancia con capacidad para compartir o dar 
pares de electrones.
Los ácidos, según Lewis, deben su octeto de electrones correspondientes 
incompleto, y las bases, tienen que tener un par de electrones solitarios.
Una base de Lewis, típica es el amoníaco, y una base, el trifluoruro de boro.
El resultado de la reacción de un ácido de Lewis, con una base del mismo, es un 
compuesto conocido como, de adición.
Muchos de los ácidos de Lewis, son importantes catalizadores en diversas 
reacciones orgánicas.
En una reacción ácido-base, tanto la base como el ácido, comparten un par de 
electrones, habiendo sido estos, cedido por la base. En esta reacción se forma un 
enlace covalente.
Se utiliza la constante de disociación para medir la fuerza que posea una sustancia 
ácida, o básica de Lewis, tomando como referencia a otro ácido o base de Lewis. 
Por ejemplo, para poder comprobar la basicidad de sustancias como el amoníaco, 
la metilamina, etc., en base gas, se usa como sustancia de referencia al 
trimetilborano.
Los ácidos fuertes o débiles, como ya habíamos mencionado, se pueden evaluar 
mediante la contante de equilibrio A + :B ↔ A-B, de donde B, sería la base de 
referencia.
La escala de la fuerza ácida de Lewis, depende de la base que se haya escogido 
como referente, de manera que un ácido puede ser más fuerte que otro frente a una
base, pero también puede ser en cambio, más débil frente a otra.
Existen reglas cualitativas que nos permiten poder predecir la fuerza de una 
sustancia, y estimar incluso, que tipo de base preferirá un ácido concreto o 
viceversa. Estas son:
Bases fuertes: Son aquellas sustancias que tienen un átomo que cede, cuya 
densidad electrónica se deforma difícilmente (polariza), debido a esto, por lo 
general, el átomo dador es de pequeño tamaño y bastante electronegativo, por 
ejemplo: F^-, OH^-, O^2-, etc.
Bases débiles: Son aquellas sustancias que poseen un átomo dador cuya densidad 
electrónica se deforma fácilmente. Dichos átomos suelen ser menos 
electronegativos, y de mayor tamaño que en las bases fuertes. Por ejemplo: Br^-, 
I^-, CN^-, CO, etc.
Ácidos fuertes: Se disocian completamente cuando se disuelven en agua, por 
tanto, ceden a la solución una cantidad de iones H+.
Ácidos débiles: no se disocian completamente con el agua, es decir, liberan una 
parte pequeña de sus iones H+. Los ácidos débiles no suelen causar daños en bajas 
concentraciones, pero por ejemplo el vinagre concentrado puede causar 
quemaduras. Ejemplo el ácido fosfórico, ácido sulfhídrico.