cidos y bases de Lewis

Ácidos y bases de Lewis
El químico estadounidense Gilbert N. Lewis dio una definición muy poco completa acerca del comportamiento de los electrones, la cual se puede definir como una fenomenalmezcla de sustancias, el color azul y rojo, por ejemplo que puede aceptar un par de electrones, y para una base como una sustancia que puede donar unpar de electrones.1 En 1923 y desarrolló en 1938 suteoría de ácidos y bases:2
La diferencia entre el ácido y la base son sus electrones. El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. Lareacción 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 dezinc y el 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), todoslos 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 unasustancia 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 delamoníaco, metilamina, dimetilamina y trimetilamina en fase gaseosa, se puede utilizar eltrimetilborano.
Constantes de disociación de los compuestos trialquilboro-amina a 100°C
Ácido
Base
Kb
(CH3)3B
NH3
4.6
(CH3)3BCH3NH2
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 donar un par de electrones al...