ACIDOS Y BASES DE LEWIS

ACIDOS Y BASES DE LEWIS

Teoría ácido-base de Lewis

Gilbert Newton Lewis químico Estadounidense Que en 1938 formuló la teoría del enlace covalente Donde propuso Que No Todas Las Reacciones ácido-base implican Transferencia de Protones, el pecado Pero Forman embargo siempre ONU enlace covalente dativo.

Propuso La escritura de Fórmulas utilizando Puntos de Encuentro párr resaltar los electrones.

Ácido: Sustancia Puede que Aceptar par un de electrones de Otros Grupos de Átomos, párr Formar ONU enlace covalente dativo. (H +)

Base: Sustancia Que Tiene pares de electrones Libres, CAPACES de Ser donados párr Formar enlaces covalentes dativos. (OH)

El Dębe ácido Tener su octeto de electrones incompleto y la base de Dębe ALGÚN Tener par de electrones solitarios. La reacción de la ONU con ácido Una Base de Lewis da Como un resultado m Compuesto de Adicion.

Todas las sustancias Químicas Que Son Ácidos o bases Segun las teorías de Arrhenius y de Brönsted Lowry Also lo hijo de Acuerdo con la teoría de Lewis; Pero MUCHOS Ácidos de Lewis, ningún hijo lo de Brönsted, EJEMPLO:

(BF3 +: → F3B  NH3 NH3). 

Segun la teoría de Lewis, Hidrógeno ión ONU (H +), ácido invariablemente Será un, y hidróxido ión de la ONU, (OH), siempre base de una sera; Pero las Protocol: de Lewis amplían el modelo ácido - base de Por Lo Que Tienen gran Importancia en la Química Orgánica ya Que El Concepto de Lewis: Además identifi Como Ácidos ciertas sustancias Que No contienen Hidrógeno Y Que Tienen La Misma Función Que Los Ácidos Comunes Que contienen Hidrógeno . 
Ej: SO3 + (O) 2 -> (SO4) 2 Donde el SO3 Actúa Como ácido y el (SO4) -2 base de Como.

O en La reacción AlCl3 + Cl- -> AlCl4- Donde el tricloruro de aluminio Actúa Como ácido y el tetracloruro de iones de aluminio Como base.

MUCHOS de Los Ácidos de Lewis, hijo Importantes Catalizadores en Diversas Reacciones Orgánicas.

Lewis determinó la base Una Como una Sustancia Que POSEE UN par de electrones compartir pecado, Con El Cual Puede del Formar ONU enlace covalente con Átomo un, Una Molécula o ión ONU. Un ácido Es Una Sustancia Puede que Formar ONU enlace covalente aceptando par un de electrones de la base.

Pará Los Ácidos y Las bases de Lewis, EXISTEN reglas cualitativas Que Nos permiten Poder predecir la fuerza de Una Sustancia, y estimar INCLUSO, Que tipo de base de preferirá ONU concreto ácido o viceversa. Estás reglas se pueden dividir v en:

Bases fuertes, hijo Aquellas Que sustancias ONU Tienen Que Átomo cede, Cuya densidad Electrónica se deforma dificilmente (polariza), DEBIDO una ESTO, Por lo general, el dador es el Átomo de pequeño Tamaño y Bastante electronegativo. Ej: F-, OH, O-2

Bases Débiles, en Cambio, hijo Aquellas sustancias Que Poseen ONU Átomo dador Cuya densidad Electrónica se deforma facilmente. Dichos Átomos Suele Ser Menos electronegativos, y De mayor Tamano Que En Las bases fuertes. Por ejemplo: Br-, I-, CN-, CO-

Las sustancias bases Que Son en El Sistema de Brönsted tambien bases hijo de Acuerdo con el Sistema de Lewis. : No obstante, la definition de Lewis de ácido ONU AMPLIA El Número de sustancias Que se clasifican Como Ácidos.

Un ácido de Lewis POSEE UN orbital desocupado Capaz de aceptar CORRECTO Parés de electrones de la base.

Las Especies Químicas Que Funcionan Como Ácidos de Lewis, INCLUYEN:

Moléculas o Átomos Que posean octetos incompletos, VARIOS cationes Sencillos, algunos adj Átomos metálicos y los Compuestos Que Tienen Átomos centrales CAPACES de extensor SUS Niveles de valencia.

En general, los Los Ácidos Que Forman mejor los enlaces con las bases fuertes, reciben el nombre de Ácidos fuertes, y Los Ácidos Que Forman Mejores enlaces con las bases Débiles, reciben el nombre de Ácidos Débiles.

Ácidos fuertes de Lewis: H + Li + Na + K + Be + 2 Mg + 2 Ca + 2 Sr + 2 Sn + 2 Al + 3 Si + 4

Ácidos Débiles de Lewis: Cu + Ag + Au + Ti + Hg + Cs + Pd + 2 Cd + 2 Pt + 2 Hg + 2

Diferencias De Las teorías Acido Base:

Teoría	Arrhenius	Brönsted-Lowry	Lewis
Definición de ácido	Cede H + en agua	Cede H +	Captador de e-
Definición de la base	Cede OH- en agua	Acepta H +	Donador de e-
Neutralización	Formación de agua	Transferencia de H +	Formación de enlace covalente Coordinado
Ecuación	H + + OH- → H2O	HA + B- A- → + BH	A + + B- → AB
Limitación	Solo Soluciones acuosas	Transferencia Solo de H +	Teoría general de