Teoría Ácido-Base de Lewis

ACTIVIDAD 2 Teoría Ácido-Base de Lewis

ACTIVIDAD 2

El químico estadounidense Gilbert Newton Lewis, completó la historia de las teorías de los ácidos y bases, en 1923, con la introducción de un concepto de ácido y bases, más general que los que ya existían, anteriormente propuestos por Arrhenius y los químicos Bronsted y Lowry.

Lewis, junto a su concepto general, también introdujo el uso de las fórmulas de los electrones representados por puntos así, el empleo de pares de electrones en las representaciones químicas, proviene también de éste modelo ácido-base de Lewis.

Según Lewis, los ácidos y bases se definen como:

Ácido: un ácido de Lewis, se define como una sustancia capaz de compartir, o aceptar un par de electrones.

Base: una base de Lewis, es una sustancia con capacidad para compartir o dar pares de electrones.

De este modo, todas las sustancias que para las teorías de Arrhenius o Bronsted-Lowry, eran ácidos, para Lewis también lo son, ya que coinciden con su teoría, sólo que, Lewis amplia el concepto de ácido más allá de las anteriores teorías, pues según Bronsted, una base es una sustancia aceptadora de H^+, pero éste caso es tan sólo un caso particular para las bases de Lewis, pues para él, las sustancias con H^+, son ácidos. Pero muchos ácidos de Lewis, no lo son de Bronsted, como por ejemplo, BF3 (BF3 + : NH3 → F3B  NH3).

También existen sustancias de Lewis, que pueden actuar como ácidos, y bases a la vez, estas son sustancias conocidas como anfóteras (por ejemplo, el óxido de aluminio).

En una reacción ácido-base, tanto la base como el ácido, comparten un par de electrones, habiendo sido estos, cedido por la base. En esta reacción se forma un enlace covalente, A +: B → A  B.

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, por ejemplo: F^-, OH^-, O^2-, etc.

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, etc.

Generalmente, las bases débiles, deberían de ser más fuertes que las bases fuertes, pues ceden con mayor facilidad el par electrónico, en cambio, se han observado que determinados ácidos, forman enlaces bastante más estables con las bases fuertes que con las débiles.

Así, 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

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