5.2 : Ácidos y bases de Lewis

Esta lección profundiza en los ácidos y bases de Lewis en el contexto de la regla del octeto para compuestos deficientes en electrones. Aquí se analiza el concepto, haciendo hincapié en los elementos del grupo 13 como el boro o el aluminio. Dado que los elementos del grupo 13 poseen tres electrones de valencia, forman compuestos trivalentes con un sexteto de electrones y un orbital vacante para el átomo central. En consecuencia, estos compuestos deficientes en electrones aceptan electrones de otras especies para completar su octeto en una reacción química. Se les conoce como ácidos de Lewis según la "teoría generalizada de ácidos y bases" propuesta por Gilbert N. Lewis.

La teoría de Lewis trataba de compuestos que no estaban dentro del ámbito de la definición de Brønsted. Propuso que los compuestos con deficiencia de electrones actúan como un ácido de Lewis donde sus octetos de capa de valencia se completan en una reacción química. Por tanto, un ácido de Lewis es la especie que acepta un par de electrones para formar un nuevo enlace.

Por el contrario, una base de Lewis se define como la especie que dona un par de electrones. Esto se aclara utilizando el ejemplo específico de la reacción del cloruro de aluminio con amoníaco para formar un aducto ácido-base de Lewis. Aquí, el par de electrones se transfiere entre especies con carga opuesta para satisfacer el octeto. El concepto de ácidos y bases de Lewis se reitera aún más en la reacción entre el trifluoruro de boro deficiente en electrones y un amoníaco rico en electrones, como se muestra en la Figura 1.

Figura 1. La reacción entre el trifluoruro de boro y el amoníaco.

Aquí se desarrolla una carga significativa sobre la especie. Como el centro del boro tiene un orbital vacío que podría aceptar un electrón, localiza una carga positiva. Por el contrario, el centro de nitrógeno del amoníaco acumula una carga negativa debido a la presencia de un par de electrones solitarios. Por lo tanto, cuando interactúan, el par solitario de electrones en la capa de valencia del nitrógeno se transfiere al átomo de boro en BF_3, indicado por la flecha curva arriba. Por tanto, las cargas formales del boro y el nitrógeno están equilibradas y, como resultado, el aducto ácido-base de Lewis no posee carga neta.

La teoría de Lewis proporciona un complemento a la teoría de Brønsted que sólo utiliza la transferencia de protones para definir reacciones ácido-base incorporando la transferencia de un par libre. Por lo tanto, si bien todos los ácidos de Brønsted-Lowry son ácidos próticos, los ácidos de Lewis pueden ser próticos o apróticos. Esto se delinea usando el ejemplo del ácido clorhídrico. El HCl es un ácido, según la definición de Brønsted-Lowry, dada su capacidad para donar un protón. También es un ácido de Lewis ya que su átomo de hidrógeno pierde los electrones compartidos por el cloro y al mismo tiempo acepta el par de electrones del amoníaco.