Química ilimitada
Moléculas de ácido y base de Lewis
Las bases de Lewis son donantes de pares de electrones, mientras que los ácidos de Lewis son aceptores de pares de electrones.
Objetivos de aprendizaje
Reconocer los ácidos y bases de Lewis en las reacciones químicas.
Conclusiones clave
Puntos clave
- Un ácido de Lewis es un aceptor de pares de electrones; una base de Lewis es un donante de pares de electrones.
- Algunas moléculas pueden actuar como ácidos de Lewis o como bases de Lewis; la diferencia es específica del contexto y varía según la reacción.
- Los ácidos y bases de Lewis dan como resultado la formación de un aducto en lugar de una simple reacción de desplazamiento, como ocurre con los ácidos y bases clásicos. Un ejemplo es HCl frente a H +: HCl es un ácido clásico, pero no un ácido de Lewis; H + es un ácido de Lewis cuando forma un aducto con una base de Lewis.
Términos clave
- enlace covalente: enlace químico en el que dos átomos están conectados entre sí compartiendo dos o más electrones
- nucleófilo: literalmente «amante de los núcleos», las bases de Lewis a menudo se denominan así porque buscan donar sus pares de electrones a especies pobres en electrones, como H +
Un ácido de Lewis se define como un aceptor de pares de electrones, mientras que una base de Lewis es un donante de pares de electrones. Bajo esta definición, no necesitamos definir un ácido como un compuesto que es capaz de donar un protón, porque según la definición de Lewis, el propio H + es el ácido de Lewis; esto se debe a que, sin electrones, el H + puede aceptar un par de electrones.
Una base de Lewis, por lo tanto, es cualquier especie que dona un par de electrones a un ácido de Lewis. La reacción de «neutralización» es aquella en la que se forma un enlace covalente entre una especie rica en electrones (la base de Lewis) y una especie pobre en electrones (la Ácido de Lewis). Por esta razón, las bases de Lewis a menudo se denominan nucleófilos (literalmente, «amantes de los núcleos»), y los ácidos de Lewis a veces se denominan electrófilos («amantes de los electrones»). Esta definición es útil porque no solo cubre toda la química ácido-base con la que ya estamos familiarizados, sino que describe reacciones que no pueden ser modeladas por la química ácido-base de Arrhenius o Bronsted-Lowry. Por ahora, sin embargo, consideraremos cómo se aplica la definición de Lewis a la neutralización ácido-base clásica.
Aplicación de la definición de Lewis a la química ácido-base clásica
Considere la reacción familiar de NaOH y HCl:
\ text {NaOH} (\ text {aq}) + \ text {HCl} (\ text {aq}) \ rightarrow \ text {NaCl} (\ text {aq}) + \ text {H} _2 \ text {O} (\ text {l})
Anteriormente describimos esto como una reacción de neutralización ácido-base en la que se forman agua y una sal. Esto sigue siendo completamente correcto, pero la definición de Lewis describe la química desde una perspectiva ligeramente diferente. Al considerar los ácidos y las bases de Lewis, la única reacción real de interés es la reacción iónica neta:
\ text {OH} ^ – (\ text {aq}) + \ text {H} ^ + (\ text {aq}) \ rightarrow \ text {H} _2 \ text {O} (\ text {l})
Según la definición de Lewis, el hidróxido actúa como la base de Lewis, donando su par de electrones a H + . Así, en esta versión de la reacción de neutralización, lo que nos interesa no es la sal que se forma, sino el enlace covalente que se forma entre OH– y H + para formar agua. Una característica importante de las reacciones ácido-base de Lewis es la formación de dicho enlace covalente entre las dos especies que reaccionan. El producto final de la reacción se conoce como aducto, porque se forma a partir de la adición de la base de Lewis al ácido de Lewis.
Ácidos y bases de Lewis: los ácidos de Lewis (BF3, superior y H +, inferior) reaccionan con las bases de Lewis (F–, superior, NH3, inferior) para formar productos conocidos como aductos. Tenga en cuenta que la primera reacción no puede ser descrita por la química ácido-base de Arrhenius o Bronsted-Lowry.
Más allá de la química ácido-base clásica
Tratando el ácido reacciones de base en términos de pares de electrones en lugar de sustancias específicas, la definición de Lewis puede aplicarse a reacciones que no se incluyen en otras definiciones de reacciones ácido-base. Por ejemplo, un catión de plata se comporta como un ácido de Lewis con respecto al amoníaco, que se comporta como una base de Lewis, en la siguiente reacción:
\ text {Ag} ^ + (\ text {aq}) + 2 \; \ text {NH} _3 \ rightarrow ^ +
Esta reacción da como resultado la formación de diaminaplata (I), un ion complejo; está perfectamente descrito por la química ácido-base de Lewis, pero no se puede clasificar según las definiciones más tradicionales de Arrhenius y Bronsted-Lowry.
Aplicación a la química orgánica
En química orgánica, es útil comprender que los nucleófilos son bases de Lewis y los electrófilos son ácidos de Lewis. Casi todas las reacciones en química orgánica pueden considerarse procesos ácido-base de Lewis.
¿Qué son los ácidos y las bases ?: Esta lección continúa describiendo los ácidos y las bases. según su definición.Primero miramos la teoría de Bronsted-Lowry y luego describimos los ácidos y bases de Lewis de acuerdo con la teoría de Lewis.