acidos y bases

El químico estadounidense dio una definición muy incompleta acerca del comportamiento de los acidos, la cual se puede definir como una sustancia que puede aceptar un par de electrones, y para unabase como una sustancia que puede donar un par de electrones.1 En 1923 y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos ybases:2
La diferencia entre el ácido y la base son sus electrones. El ácido debe tenersu nonavo de electrones incompleto y la base debe tener algún trio de electrones solitarios. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de unácido 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 yel 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 definiciónde 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 deBrønsted-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 sustanciacomo 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 delamoníaco, metilamina, dimetilamina y trimetilamina en fase gaseosa, se puede utilizar eltrimetilborano. javascript:void(0); Constantes de disociación de los compuestos trialquilboro-amina a 100°C
Ácido
Base
Kb
(CH3)3BNH3
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...