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 fenomenal mezcla de

sustancias, el color azul y rojo, por ejemplo: un Acido que puede aceptar un par de electrones,

y para una base como una sustancia que puede donar un par de electrones.1 En 1923 y

desarrolló en 1938 su teoría 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. La reacción 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

de zinc 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

definición de 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), todos los 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 una sustancia 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 del amoníaco, metilamina, dimetilamina y

trimetilamina en fase gaseosa, se puede utilizar el trimetilborano.

Constantes de disociación de los compuestos trialquilboro-amina a 100°C

Ácido Base Kb

(CH3)3B NH3 4.6

(CH3)3B CH3NH2 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 agua, transferencia que lleva a su hidrólisis en

oxhidrilo y protón, que es recibido por el amoníaco para formar amonio. Esto nos dice que una

xuna especie a otra sin cambios en los números de oxidación de las especies que interactúan.

Al poner un ácido a una base, o una base a un ácido se neutralizaran.

seen un sabor

zanas.

nstituyente especial de

-

ndo sales

6. NOMENCLATURA DE LOS ÁCIDOS

7. EXPERIMENTO CON ÁCIDOS Zinc Acido clorhídrico Zn HClLos ácidos reaccionan con los

metales activos (como elNa, K, Ca, Al, Fe, Ni, Zn, Pb, etc.) y desprendenhidrógeno gaseoso.

8. HIDRÓXIDOS O BASES El esquema de la formación de un hidróxido por reacción de un óxido

elementos): un metal, oxígeno e hidrógeno. Pero en los hidróxidos el oxígeno y el hidrógeno se

encuentran formando uno o más grupos OH

-) los

la corriente eléctrica en disolución acuosa (son electró

con los ácidos para producir sales.

10. LOS ÁCIDOS DESCOMPONEN A LOS CARBONATOS Y BICARBONATOSMETÁLICOS,

LIBERANDO CO2 GASEOSO. acetato de sodioBicarbonato sódico ácido acético CO2 y H20

11. Ácidos BasesTienen sabor agrio (limón, vinagre, etc). Tiene sabor cáustico o amargo (a

lejía)En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de En disolución acuosa azulean el papel

o tintura detornasol tornasolDecoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases Enrojecen la

disolución alcohólica de la fenolftaleínaProducen efervescencia con el carbonato de calcio

Producen una sensación untuosa al tacto(mármol)Reaccionan con algunos metales

desprendiendo Precipitan sustancias disueltas por ácidoshidrógenoNeutralizan la acción de las

bases Neutralizan la acción de los ácidosEn disolución acuosa dejan pasar la corriente En

disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica,eléctrica, experimentando ellos, al mismo

tiempo una experimentando ellas, al mismo tiempo, unadescomposición química

descomposición químicaConcentrados destruyen los tejidos biológicos vivos Suaves al tacto

pero corrosivos con la piel (destruyen(son corrosivos para la piel) los tejidos vivos)Enrojecen

ciertos colorantes vegetales Dan color azul a ciertos colorantes vegetalesDisuelven sustancias

Disuelven grasas y el azufrePierden sus propiedades al reaccionar con bases Pierden sus

propiedades al reaccionar con ácidos Se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y

aceites

12. LA NEUTRALIZACIÓN El ión H+ se combinaría con el ión OH- para crear la moléculaH2O, o

simplemente agua:

puede concluir

que son sustancias que tienen propiedades opuestas y por ello, cuando se combinan estas

bases es necesario abordar diversos enfoques teóricos que los químicos han planteado en

función a la composición y estructura de las sustancias, cada teoría tiene sus ventajas y

desventajas, las cuales serán obvias al desarrollar dichas teorías.

del ión de hidrógeno

concentración de iones de hidrógeno

15. COMO CALCULAR PHNota: la concentración abreviada usandologaritmo, por consiguiente

H +] =concentración de ión de hidrógeno. Cuandose mide el pH, [H+] esuna unidad de moles

H+ por litro de solución

16. LOS INDICADORESPara poder comparar la acidez y la basicidad en lasdisoluciones se utiliza

una escala numéricallamada escala pH. Si la disolución tiene un pHmenor que 7 se dice que es

ácida; si el pH es mayorque 7, por el contrario, es básica.

se suministra en forma de una solución (llamada tintura) muy concentrada. En raras ocasiones

se utiliza puro, en forma de polvo violeta altamente colorante, o en tiras indicadoras.

- Es aquel que se ioniza casi totalmente

- Es la que se disocia completamente en

- Es aquella sustancia que no está

totalmente disociada en una solución acuosa.

comportamiento de las sustancias químicas cuyo estudio atrajo siempre la atención de los

químicos. En los albores mismos de la ciencia química, Boyle y Lavoisier estudiaron

sistemáticamente el comportamiento de las sustancias agrupadas bajo los términos de ácido y

álcali (base).

l de

21. IONES

disolución acuosa

ad al estar disuelta en

agua

disuelto en agua a incrementa la concentración de los iones hidróxido (OH-).

25. Ácidos:Bases:

26. EXPERIMENTO

27. ACIDOS FUERTES-

28. BASE FUERTE-

29. EJEMPLOS

30. NEUTRALIZACIÓN

-Solo es valido para disolucion -no es valido para sustancias

que no tuvieran H u OH- en su composición.

32. TEORÍA DE BRØNSTED Y LOWRY

sustancia capaz de aceptar un protónEl amoníaco, que no puede considerase como base según

la teoríade Arrhenius, sí lo es según la teoría de Brønsted y Lowry:

ácido pierde H+ se

convierte en su “base conjugada” y cuando una base acepta H+ se convierte en su “ácido

conjugado”

agua pura esta reacción ocurre y es una reacción

–Lowry : se expresa por el grado de su La

ionización en agua. Recordando la reacción general de un ácido (HA) con el agua: K es la

constante de disociación del áci

K, mayor es la fuerza del ácido A

dad que La tenga la

deslocalización de los A electrones , mayor basicidad

38. ELECTRONEGATIVIDAD

39. TAMAÑO

40. EN SÍNTESIS….

- fisicoquímico

En 1923, formuló la teoría del par electrónico para las reacciones ácido - base.

42. BASE

modelo de Lewis es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de

una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Esta representación se

usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros

formando enlaces.

44. LA REPRESENTACIÓN DE LEWIS Sodio (1 electrón ) Bario (2 electrones) Hidrógeno (1

electrón) Aluminio (3 electrones).

la mayoría de los átomos, al combinarse, tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta

que el número total

46. BERILIO ALUMINIOBORO

bases , tienen sus orígenes tras largos procesos de experimentación, en donde no solo existió

poseen características que los hacen esenciales, y son de importancia fundamental ya que se

encuentran insertos en nuestra v

pH y el papel tornasol dentro de los ácidos y bases