Química: 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, pero sin embargo forman siempre un enlace covalente dativo.

Propuso la escritura de fórmulas utilizando puntos para resaltar los electrones.

Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo. (H⁺)

Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser donados para formar enlaces covalentes dativos. (OH^-)

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición.

Todas las sustancias químicas que son ácidos o bases según las teorías de Arrhenius y de Brönsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis; pero muchos ácidos de Lewis, no lo son de Brönsted, ejemplo:

(BF₃ + :NH₃ → F₃B  NH₃).

Bases de LEWIS

Las definiciones de Arrhenius o de Brönsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.

También existen sustancias de Lewis, que pueden actuar como ácidos y bases a la vez, es decir, son anfóteras (ej: óxido de aluminio).

Según la teoría de Lewis, un ión hidrógeno (H⁺), invariablemente será un ácido, y un ión hidróxido, (OH^-), siempre será una base; pero las definiciones de Lewis amplían el modelo ácido - base por lo que tienen gran importancia en la química orgánica ya que el concepto de Lewis además identifica 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 como base.

O en la reacción AlCl₃ + Cl^- --> AlCl₄^- donde el tricloruro de aluminio actúa como ácido y el ion tetracloruro de aluminio como base.

Muchos de los ácidos de Lewis, son importantes catalizadores en diversas reacciones orgánicas.

Lewis determinó una base como una sustancia que posee un par de electrones sin compartir, con el cual puede formar un enlace covalente con un átomo, una molécula o un ión. Un ácido es una sustancia que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones de la base.

Para 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 preferirá un ácido concreto o viceversa. Estas reglas se pueden dividir en:

Bases fuertes, son aquellas sustancias que tienen un átomo que cede, cuya densidad electrónica se deforma difícilmente (polariza), debido a esto, por lo general, el átomo dador es de pequeño tamaño y bastante electronegativo. Ej: F^-, OH^-, O^-2

Bases débiles, en cambio, son aquellas sustancias que poseen un átomo dador cuya densidad electrónica se deforma fácilmente. Dichos átomos suele ser menos electronegativos, y de mayor tamaño que en las bases fuertes. Por ejemplo: Br^-, I^-, CN^-, CO^-

Las sustancias que son bases en el sistema de Brönsted también son bases de acuerdo con el sistema de Lewis. No obstante, la definición de Lewis de un ácido amplía el número de sustancias que se clasifican como ácidos.

Un ácido de Lewis posee un orbital desocupado capaz de aceptar pares 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 átomos metálicos y los compuestos que tienen átomos centrales capaces de extender sus niveles de valencia.

En general, 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 ácido base:

Teoría	Arrhenius	Brönsted-Lowry	Lewis
Definición de ácido	Cede H⁺ en agua	Cede H⁺	Captador de e^-
Definición de 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^- → A-B
Limitación	Solo soluciones acuosas	Solo transferencia de H⁺	Teoría general