Ácidos y bases de Lewis

El químico estadounidense G. N. Lewis enunció en 1932 y desarrolló en 1938 su teoría más general de ácidos y bases, de la siguiente manera:
Las sustancias que pueden ceder pares de electrones son bases de Lewis y las que pueden aceptar pares de electrones son ácidos de Lewis. El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. El amoniaco 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 férrico son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.
De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero nocumplen 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 y 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 [continua]

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