Acidos y bases de lewis

Ácidos y bases de Lewis
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, ypara 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 basedebe 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 comoresultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, elcloruro 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 deLewis. 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 utilizandola 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 fasegaseosa, 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 actua como una base de Lewis al donar un par de electrones al agua, transferencia que lleva a su...