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[[FileArchivo:Lewis_bases_and_acids.jpg|derecha|miniaturadeimagen|395x395px300x300px| Diagrama de algunas {{Fontcolor|blue|bases}} y {{Fontcolor|red|ácidosacids}} de Lewis.]]
Un '''ácido de Lewis''' es una especie química que contiene un [[Orbital no enlazante|orbital]] vacío que es capaz de aceptar un [[par de electrones]] de una [[Base (química)|base]] de Lewis para formar un [[Aducto|aducto de]] Lewis. Una '''base de Lewis''', entonces, es cualquier especie que tengatiene un orbital lleno que contengacontiene un [[par de electrones]] que no estéestá involucrado en la [[Enlace covalente|unión]], pero que puede formar un [[Enlace de coordinación|enlace dativo]] con un ácido de Lewis para formar un [[aducto]] de Lewis. Por ejemplo, el [[Amoníaco|NH<sub>3</sub>]] es una base de Lewis, ya queporque puede donar su [[Par solitario|único par]] de electrones. El [[trimetilborano]] (Me<sub>3</sub>B) es un ácido de Lewis, ya que es capaz de aceptar un [[par solitario]]. En un aducto de Lewis, el ácido y la base de Lewis comparten un par de electrones proporcionado por la base de Lewis, formando un [[Enlace de coordinación|enlace dativo]]. <ref> [http://goldbook.iupac.org/L03508.html Libro de Oro IUPAC -Gold ácidoBook de Lewis] acid]</ref> En el contexto de una [[reacción química]] específica entre NH<sub>3</sub> y Me<sub>3</sub>B, el par solitario de NH<sub>3</sub> formará un enlace dativo con el orbital vacío de Me <sub>3</sub> B para formar un aducto NH<sub>3</sub> • BMe<sub>3</sub>. La terminología se refiere a las contribuciones de [[Gilbert N. Lewis]]. <ref name="lewisvalence">{{Cita libro|apellidos=Lewis|nombre=Gilbert Newton|título=Valence and the Structure of Atoms and Molecules|fecha=1923|editorial=Chemical Catalog Company|ubicación=New York, New York, U.S.A.|página=142|url=https://babel.hathitrust.org/cgi/pt?id=uc1.b3219599;view=1up;seq=148}} From p. 142: "We are inclined to think of substances as possessing acid or basic properties, without having a particular solvent in mind. It seems to me that with complete generality we may say that ''a basic substance is one which has a lone pair of electrons which may be used to complete the stable group of another atom'', and that ''an acid substance is one which can employ a lone pair from another molecule'' in completing the stable group of one of its own atoms. In other words, the basic substance furnishes a pair of electrons for a chemical bond, the acid substance accepts such a pair."</ref>
{{Ácidos y bases}}
 
Los términos '''[[nucleófilo]]''' y '''[[electrófilo]]''' son más o menos intercambiables con la base de Lewis y el ácido de Lewis, respectivamente. Sin embargo, estos términos, especialmente susus nombreformas abstractosustantivas abstractas, forman ''nucleofilicidadnucleofilia'' y ''electrofilicidadelectrofilia'', enfatizan el aspecto cinético de la reactividad, mientras que la basicidad de Lewis y la acidez de Lewis enfatizan el aspecto termodinámico de la formación de aductos de Lewis. <ref>{{Cita libro|url=https://www.worldcat.org/oclc/55600610|título=Modern physical organic chemistry|apellidos=1960-|nombre=Anslyn, Eric V.,|fecha=2006|editorial=University Science|otros=Dougherty, Dennis A., 1952-|isbn=1891389319|ubicación=Sausalito, CA|oclc=55600610}}</ref>
Un '''ácido de Lewis''' es una especie química que contiene un [[Orbital no enlazante|orbital]] vacío que es capaz de aceptar un [[par de electrones]] de una [[Base (química)|base]] de Lewis para formar un [[Aducto|aducto de]] Lewis. Una '''base de Lewis''', entonces, es cualquier especie que tenga un orbital lleno que contenga un [[par de electrones]] que no esté involucrado en la [[Enlace covalente|unión]], pero puede formar un [[Enlace de coordinación|enlace dativo]] con un ácido de Lewis para formar un [[aducto]] de Lewis. Por ejemplo, el [[Amoníaco|NH<sub>3</sub>]] es una base de Lewis, ya que puede donar su [[Par solitario|par]] de electrones. El trimetilborano (Me<sub>3</sub>B) es un ácido de Lewis, ya que es capaz de aceptar un [[par solitario]]. En un aducto de Lewis, el ácido y la base de Lewis comparten un par de electrones proporcionado por la base de Lewis, formando un [[Enlace de coordinación|enlace dativo]].<ref> [http://goldbook.iupac.org/L03508.html Libro de Oro IUPAC - ácido de Lewis] </ref> En el contexto de una [[reacción química]] específica entre NH<sub>3</sub> y Me<sub>3</sub>B, el par solitario de NH<sub>3</sub> formará un enlace dativo con el orbital vacío de Me<sub>3</sub>B para formar un aducto NH<sub>3</sub> • BMe<sub>3</sub>. La terminología se refiere a las contribuciones de [[Gilbert N. Lewis]].<ref>{{Cita libro|apellidos=Lewis|nombre=Gilbert Newton|título=Valence and the Structure of Atoms and Molecules|fecha=1923|editorial=Chemical Catalog Company|ubicación=New York, New York, U.S.A.|página=142|url=https://babel.hathitrust.org/cgi/pt?id=uc1.b3219599;view=1up;seq=148}}</ref>
 
== Representando los aductos ==
Los términos '''[[nucleófilo]]''' y '''[[electrófilo]]''' son más o menos intercambiables con la base de Lewis y el ácido de Lewis, respectivamente. Sin embargo, estos términos, especialmente su nombre abstracto, forman ''nucleofilicidad'' y ''electrofilicidad'', enfatizan el aspecto cinético de la reactividad, mientras que la basicidad de Lewis y la acidez de Lewis enfatizan el aspecto termodinámico de la formación de aductos de Lewis.<ref>{{Cita libro|url=https://www.worldcat.org/oclc/55600610|título=Modern physical organic chemistry|apellidos=1960-|nombre=Anslyn, Eric V.,|fecha=2006|editorial=University Science|otros=Dougherty, Dennis A., 1952-|isbn=1891389319|ubicación=Sausalito, CA|oclc=55600610}}</ref>
En muchos casos, la interacción entre la base de Lewis y el ácido de Lewis en un complejo se indica mediantecon una flecha que indica que la base de Lewis que dona electrones alhacia el ácido de Lewis usandoutilizando la notación de un [[Enlace de coordinación|enlace dativo]], por ejemplo, '''Me<sub>3</sub>B ← NH<sub>3</sub>'''. Algunas fuentes indican la base de Lewis con un par de puntos (los electrones explícitos que se donan), lo que permite una representación consistentecoherente de la transición de la propia base al complejo con el ácido:
 
: Me<sub>3</sub>B + :NH<sub>3</sub> '''Me<sub>3</sub>B:NH<sub>3</sub>'''
== Representando los aductos ==
En muchos casos, la interacción entre la base de Lewis y el ácido de Lewis en un complejo se indica mediante una flecha que indica que la base de Lewis dona electrones al ácido de Lewis usando la notación de un [[Enlace de coordinación|enlace dativo]], por ejemplo, '''Me<sub>3</sub>B ← NH<sub>3</sub>'''. Algunas fuentes indican la base de Lewis con un par de puntos (los electrones explícitos que se donan), lo que permite una representación consistente de la transición de la base al complejo con el ácido:
 
También se puede utilizarusar un punto central para representar un aducto de Lewis, como '''Me<sub>3</sub>B • NH<sub>3</sub>'''. Otro ejemplo es el dietileterato[[Eterato de dietilo de trifluoruro de boro|dietil eterato de trifluoruro de boro]], BF<sub>3</sub> • Et<sub>2</sub>O. (En un uso ligeramente diferente, el punto central también se usa para representar la [[Agua de cristalización|coordinación de hidratos]] en varios cristales, como en MgSO<sub>4</sub> • 7H<sub>2</sub>O para [[Sulfato de magnesio|sulfato de magnesio hidratado]], independientemente de si el agua forma un enlace dativo con el metal.)
: Me<sub>3</sub>B + :NH<sub>3</sub> → '''Me<sub>3</sub>B:NH<sub>3</sub>'''
 
Aunque ha habido intentos de usarutilizar criterios energéticos computacionales y experimentales para distinguir el enlace dativo de los enlaces covalentes no dativos, <ref>{{Cita web|url=https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S0010854515002696?via%3Dihubpublicación|título=On the nature of the dative bond: Coordination to metals and beyond. The carbon case|fechaaccesoapellidos=11 de marzo de 2019Lepetit|autornombre=Christine|nombreapellidos2=Maraval|fechanombre2=Valérie|sitiowebpublicación=www.sciencedirect.comCoordination Chemistry Reviews|volumen=308|páginas=59–75|doi=10.1016/j.ccr.2015.07.018|urlarchivoapellidos3=Canac|nombre3=Yves|apellidos4=Chauvin|nombre4=Remi|fechaarchivoaño=2016}}</ref> en su mayor parte, la distinción simplemente toma nota de la fuente del par de electrones y los enlaces dativos, una vez que se formanformados, se comportan simplemente como lo hacen otros enlaces covalentes, aunque típicamentenormalmente tienen un carácter polar considerable. Además, en algunos casos (p.por Ej.ejemplo, Sulfóxidossulfóxidos y óxidos de amina como R<sub>2</sub>S → O y R<sub>3</sub>N → O), el uso de la flecha de enlace dativo es solo una conveniencia de notación para evitar el trazadodibujo de cargoscargas formales. En general, sin embargo, el enlace donante-aceptor se considera simplemente comoen unalgún lugar de un continuo entre el [[enlace covalente]] idealizado y el [[enlace iónico]]. <ref name="March">March, J. “Advanced Organic Chemistry” 4th Ed. J. Wiley and Sons, 1992: New York. {{ISBN|0-471-60180-2}}.</ref>
También se puede utilizar un punto central para representar un aducto de Lewis, como '''Me<sub>3</sub>B • NH<sub>3</sub>'''. Otro ejemplo es el dietileterato de trifluoruro de boro, BF<sub>3</sub> • Et<sub>2</sub>O. (En un uso ligeramente diferente, el punto central también se usa para representar la [[Agua de cristalización|coordinación de hidratos]] en varios cristales, como en MgSO<sub>4</sub> • 7H<sub>2</sub>O para [[Sulfato de magnesio|sulfato de magnesio hidratado]], independientemente de si el agua forma un enlace dativo con el metal.)
 
Aunque ha habido intentos de usar criterios energéticos computacionales y experimentales para distinguir el enlace dativo de los enlaces covalentes no dativos, <ref>{{Cita web|url=https://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S0010854515002696?via%3Dihub|título=On the nature of the dative bond: Coordination to metals and beyond. The carbon case|fechaacceso=11 de marzo de 2019|autor=|nombre=|fecha=|sitioweb=www.sciencedirect.com|doi=10.1016/j.ccr.2015.07.018|urlarchivo=|fechaarchivo=}}</ref> en su mayor parte, la distinción simplemente toma nota de la fuente del par de electrones y los enlaces dativos, una vez que se forman, se comportan simplemente como lo hacen otros enlaces covalentes, aunque típicamente tienen un carácter polar considerable. Además, en algunos casos (p. Ej., Sulfóxidos y óxidos de amina como R<sub>2</sub>S → O y R<sub>3</sub>N → O), el uso de la flecha de enlace dativo es solo una conveniencia para evitar el trazado de cargos formales. En general, sin embargo, el enlace donante-aceptor se considera simplemente como un lugar entre el enlace covalente idealizado y el enlace iónico.<ref name="March">March, J. “Advanced Organic Chemistry” 4th Ed. J. Wiley and Sons, 1992: New York. {{ISBN|0-471-60180-2}}.</ref>
 
== Ejemplos ==
[[Archivo:NH3-BF3-adduct-bond-lengthening-2D.png|izquierda|miniaturadeimagen|364x364px270x270px| Los grandesprincipales cambios estructurales acompañan a la unión de la base de Lewis al ácido de Lewis planar coordinativamente insaturado, planar BF<sub>3 .</sub> ]]
Clásicamente, el término ''"ácido de Lewis"'' se restringe a [[Geometría molecular trigonal plana|las]] especies [[Geometría molecular trigonal plana|planas trigonales]] con un orbital p vacío, como BR<sub>3,</sub> donde R puede ser un sustituyente orgánico o un haluro. Para los finespropósitos de la discusión, incluso los compuestos complejos tales como [[Sesquicloruro de etilaluminio|Et<sub>3</sub> Al<sub>2</sub> Cl<sub>3</sub>]] y [[Cloruro de aluminio|AlCl <sub>3</sub>]] se tratan como ácidos de Lewis trigonalplanos planatrigonales. Los iones metálicos tales como Na <sup>+</sup>, Mg <sup>2+</sup> y Ce <sup>3+</sup>, que seinvariablemente complejanforman invariablementecomplejos con [[Ligando|ligandos]] adicionales, son a menudo fuentes de derivados [[Complejo (química)|coordinadamentederivados coordinativamente insaturados]] que forman [[Aducto|aductos]] de Lewis]] altras reaccionarla reacción con una base de Lewis. Otras reacciones podrían simplemente denominarse reacciones ''"catalizadas por ácido"''. Algunos compuestos, tales como el H<sub>2</sub>O, son tanto ácidos de Lewis ycomo bases de Lewis, ya queporque pueden aceptar un par de electrones o donar un par de electrones, dependiendo de la reacción.
 
Los ácidos de Lewis son diversos. Los más simples son aquellos que reaccionan directamente con la base de Lewis. Pero más comunes son aquellos que experimentan una reacción antes de formar el aducto.
 
Ejemplos de ácidos de Lewis basados en la definición general de aceptador de pares de electrones incluyen
 
Los ácidos de Lewis son diversos. Los más simplessencillos son aquelloslos que reaccionan directamente con la base de Lewis. Pero más comunes son aquellos que experimentan una reacción antes de formar el aducto. Ejemplos de ácidos de Lewis basados en la definición general de aceptor de pares de electrones incluyen:
<br />
 
** Elel protón (H<sup>+</sup>) y los compuestos ácidos [[OniumIon compoundsde onio|iónicosiones de onio]] compuestos ácidos, como el [[Amonio|NH<sub>4</sub><sup>+</sup>]] y el [[Ion hidronio|H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>.]]
** Cationescationes de metales de transición de alto estado de oxidación, por ejemplo, Fe <sup>3+</sup> ;
** Otrosotros cationes metálicos, como [[Litio|Li<sup>+</sup>]] y [[Magnesio|Mg<sup>2+</sup>]], a menudo como sus [[Complejo acuoso de metal|complejos aquo]] o éter,
** Especiesespecies planaresplanas trigonales, como [[Trifluoruro de boro|BF<sub>3</sub>]] y [[Carbocatión|carbocationscarbocationes]] H<sub>3</sub>C<sup>+</sup>
** Pentahalurospentahaluros de fósforo, arsénico y antimonio.
* Sistemas* π pobres en electrones, tales como [[EnonaEnone|enonesenonas]] y [[Tetracianoetileno|tetracianoetenostetracianoetilenos]] .
 
Una vez más, la descripción de un ácido de Lewis a menudo se usa a menudo de manera holgadaflexible. Por ejemplo, en solución, los protones desnudos no existen.
 
=== Ácidos de Lewis simples ===
Algunos de los ejemplos más estudiados de tales ácidos de Lewis son los trihaluros de boro y los [[Compuesto de organoboro|organoboranos]], pero otros compuestos exhiben este comportamiento:
 
: BF<sub>3</sub> + F<sup>-</sup> → BF<sub>4</sub><sup>-</sup>
 
En este aducto, los cuatro centros de fluoruro (o más exactamente, los [[Ligando|ligandos]]) son equivalentes.
 
: BF<sub>3</sub> + OMe<sub>2</sub> → BF<sub>3</sub>OMe<sub>2</sub>
 
Tanto BF<sub>4</sub><sup>-</sup> ycomo BF<sub>3</sub> OMe<sub>2</sub> son de Lewis aductos de base de Lewis de trifluoruro de boro.
 
En muchos casos, los aductos violan la [[reglaRegla del octeto|regla]] del octeto, como el anión [[Triyoduro|triyoduro: ]]
 
: I<sub>2</sub> + I<sup>−</sup> → I<sub>3</sub><sup>−</sup>
 
La variabilidad de los colores de las soluciones de yodo refleja las capacidades variables del solvente para formar aductos con el ácido de Lewis I<sub>2</sub>.
 
En algunos casos, el ácido de Lewis es capaz de unirse aunir dos bases de Lewis, siendo un ejemplo famoso es la formación de [[Ácido hexafluorosilícico|hexafluorosilicato]]:
 
: SiF<sub>4</sub> + 2 F<sup>−</sup> → SiF<sub>6</sub><sup>2−</sup>
 
=== Ácidos de Lewis complejos ===
La mayoría de los compuestos considerados como ácidos de Lewis requieren un paso de activación antes de la formación del aducto con la base de Lewis. LosCasos casos másbien conocidos son los trihaluros de aluminio, que sonen ampliamentegeneral vistosse comoconsideran ácidos de Lewis. Los trihaluros de aluminio, a diferencia de los trihalidestrihaluros de boro, no existen en la forma AlX <sub>3</sub>, sino como agregados y polímeros que deben ser degradados por la base de Lewis. <ref>Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann. {{ISBN|0-7506-3365-4}}.</ref> Un caso más simple es la formación de aductos de borano. MonoméricoEl BH<sub>3</sub> monomérico no existe apreciablementede manera apreciable, por lo que los productos de adiciónaductos de borano se generan por la degradación dedel diborano:
 
: B<sub>2</sub>H<sub>6</sub> + 2 H<sup>−</sup> &#x2192; 2 BH<sub>4</sub><sup>−</sup>
 
En este caso, se puede aislar un intermedio B <sub>2</sub> H <sub>7</sub> <sup>-</sup> puede ser aislado.
 
Muchos complejos metálicos sirven como ácidos de Lewis, pero generalmente solo después de disociar una base de Lewis unida más débilmente ligada, a menudo agua.
 
: [Mg(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>]<sup>2+</sup> + 6 NH<sub>3</sub> [Mg(NH<sub>3</sub>)<sub>6</sub>]<sup>2+</sup> + 6 H<sub>2</sub>O
 
=== H <sup>+</sup> como ácido de Lewis ===
El [[protón]] (H<sup>+</sup>) <ref name="hydron">Traditionally, but not precisely, [[Hidrón|H<sup>+</sup>&nbsp;ions]] are referred as "[[Protón|protons]]". See {{GoldBookRef|title=hydron}}</ref> es uno de los más fuertes, pero también es uno de los ácidos de Lewis más complicados. Es una convención ignorar el hecho de que un protón está muyfuertemente solvatado (unido a unal solvente). Con esta simplificación en mente, las reacciones ácido-base se pueden ververse como la formación de aductos:
 
* H<sup>+</sup> + NH<sub>3</sub> → NH<sub>4</sub><sup>+</sup>
* H<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup> → H<sub>2</sub>O
 
=== Aplicaciones de loslas ácidosbases de Lewis ===
Un ejemplo típico de un ácido de Lewis en acción es la [[Reacción de Friedel-Crafts|reacción de alquilación de Friedel-Crafts]]. <ref name="March">March, J. “Advanced Organic Chemistry” 4th Ed. J. Wiley and Sons, 1992: New York. {{ISBN|0-471-60180-2}}.</ref> El paso clave es la aceptación por parte de AlCl<sub>3</sub> de un par solitario de ióniones cloruro, formando AlCl<sub>4</sub><sup>-</sup> y creandola elcreación ionde carboniola fuertementeque ácidoes, esfuertemente decirácida, [[electrófilo]], .ion carbonio.
{{VT|Catálisis homogénea|l1=Catálisis homogénea}}
Un ejemplo típico de un ácido de Lewis en acción es la [[Reacción de Friedel-Crafts|reacción de alquilación de Friedel-Crafts]].<ref name="March">March, J. “Advanced Organic Chemistry” 4th Ed. J. Wiley and Sons, 1992: New York. {{ISBN|0-471-60180-2}}.</ref> El paso clave es la aceptación por parte de AlCl<sub>3</sub> de un par solitario de ión cloruro, formando AlCl<sub>4</sub><sup>-</sup> y creando el ion carbonio fuertemente ácido, es decir, [[electrófilo]] .
 
: RCl +AlCl<sub>3</sub> → R<sup>+</sup> + AlCl<sub>4</sub><sup>−</sup>
 
== Bases de Lewis ==
Una base de Lewis es una especie atómica o molecular donde el [[HOMO/LUMO/SOMO|orbital molecular ocupado más alto]] (HOMO) está altamente localizado. Las bases de Lewis típicas son [[Amina|aminas]] convencionales tales como amoníacoamoniaco y [[Alquilo|alquilaminas]]. Otras bases de Lewis comunes incluyen [[piridina]] y sus derivados. Algunas de las principales clases de bases de Lewis son:
 
* aminas de la fórmula NH<sub>3− <var>x</var></sub> R<sub><var>x</var></sub> donde R = alquilo o [[Grupo arilo|arilo]] . Relacionados con estos están la piridina y sus derivados.
* [[Fosfano|fosfinas]] de la fórmula PR<sub>3− <var>x</var></sub> A <sub><var>x</var></sub>, donde R = alquilo, A = arilo.
* compuestos de O, S, Se y Te en el estado de oxidación -2, incluyendo agua, [[Éter (química)|éteres]], [[Cetona (química)|cetonas]]
 
Las bases de Lewis más comunes son los aniones. La fuerza de lacorrelatos basicidad de Lewis se correlaciona con el {{Var|pK<sub>a</sub>}} del ácido parental:de losorigen: ácidos con alto {{Var|pK<sub>a</sub>}} dan buenas bases de Lewis. Como es habitual, un [[ÁcidoFuerza fuerteácida|ácido más débil]] tiene una [[Ácido conjugado|base conjugada]] más fuerte.
 
* Ejemplos de bases de Lewis basadas en la definición general de donante de pares de electrones incluyen:
** Anionesaniones simples, tales como [[Hidruro|H<sup>-</sup>]] y [[Fluoruro|F<sup>-</sup>]] .
** otras especies que contienen parpares solitariosolitarios, tales como H<sub>2</sub>O, NH <sub>3,</sub>, [[Hidróxido|OHHO<sup>-</sup>]], y CH<sub>3</sub><sup>-</sup>
** Anionesaniones complejos, como el [[sulfato]].
** Basesbases de Lewis del sistema π ricas en [[Acetileno|electrones, tales como [[Acetileno|etino]], [[Etileno|eteno]] y [[benceno]]
 
LaSe resistenciaha evaluado la fuerza de las bases de Lewis se ha evaluado para varios ácidos de Lewis, como I<sub>2</sub>, SbCl <sub>5</sub> y BF<sub>3</sub>. <ref>Christian Laurence and Jean-François Gal "Lewis Basicity and Affinity Scales : Data and Measurement"
Wiley, 2009. {{ISBN|978-0-470-74957-9}}.</ref>
{| class="wikitable collapsible" align="center" border="1" cellpadding="0" cellspacing="0" style="margin: 0 0 0 0em; background: #FFFFFF; border-collapse: collapse; border-color: #C0C030;"
|+ style="background:#ffdead;" |Calores de enlaceunión de varias bases a [[Trifluoruro de boro|BF<sub>3.</sub>]]
! style="background:#ffdead;" | Base de Lewis
! style="background:#ffdead;" | Átomo donante
! style="background:#ffdead;" | Entalpía de complejación (kJ / mol)
|-
| [[Trietilamina|Et<sub>3</sub>N]]
| N
| 135
|-
| [[quinuclidina ]]
| N
| 150
|-
| [[piridina]]
| N
| 128
|-
| [[Acetonitrilo]]
| N
| 60
|-
| [[Éter etílico|Et <sub>2</sub> O]]
| O
| 78.,8
|-
| [[Tetrahidrofurano|THF]]
| O
| 90.,4
|-
| [[acetona]]
| O
| 76.,0
|-
| [[Etanoato de etilo|EtOAc]]
| O
| 75.,5
|-
| [[Dimetilacetamida|DMA]]
| O
| 112
|-
| [[Dimetilsulfóxido|DMSO]]
| O
| 105
|-
| [[Tetrahidrotiofeno ]]
| S
| 51.,6
|-
| [[Trimetilfosfina ]]
| P
| 97.,3
|-
|}
 
=== Aplicaciones de las bases de Lewis ===
Casi todos los donantes de pares de electrones que forman compuestos medianteal launirse unión dea elementos de transición se pueden ververse como colecciones de las bases de Lewis, o [[Ligando|ligandos]] . Por lo tanto, una gran aplicación de las bases de Lewis es modificar la actividad y la selectividad de los catalizadores metálicos. LasPor basestanto, quiraleslas bases de Lewis quirales confieren [[Quiralidad (química)|quiralidad]] a un catalizador, permitiendolo que permite la [[Síntesis asimétrica|una catálisis asimétrica]], que es útil para la producción de [[Medicamento|productos farmacéuticos]].
 
Muchas bases de Lewis son "multidentadas", es decir, pueden formar varios enlaces con el ácido de Lewis. Estas bases de Lewis multidentadas se llamandenominan [[Agente quelante|agentes quelantes]].
 
== Clasificación débilduro y fuerteblando ==
Los ácidos y bases de Lewis se clasifican comúnmente de acuerdo consegún su dureza o suavidad. En este contexto, durofuerte implica pequeños y no polarizables y suavesdébil indica átomos más grandes que son más polarizables.
 
* '''Ácidos fuertesduros típicos:''' H <sup>+</sup>, cationes de metales alcalinos / alcalinotérreos, boranos, Zn <sup>2+</sup>
* ácidos'''Ácidos débilesblandos típicos:''' Ag <sup>+</sup>, Mo (0), Ni (0), Pt <sup>2+</sup>
* '''Bases fuertesduras típicas:''' amoníacoamoniaco y aminas, agua, carboxilatos, fluoruro y cloruro.
* '''Bases débilesblandas típicas:''' organofosfinas, tioéteres, monóxido de carbono, yoduro
 
Por ejemplo, una [[amina]] desplazará la [[Fosfano|fosfina]] del aducto con el ácido BF <sub>3</sub>. DelDe mismola modo,misma lasforma basesse podrían serclasificar clasificadaslas bases. Por ejemplo, las bases que donan un par solitario de un átomo de oxígeno son más difícilesduras que las bases que se donan a través de un átomo de nitrógeno. Aunque la clasificación nunca se cuantificó, demostró ser muy útil para predecir la concentraciónfuerza de la formación de aductos, utilizando los conceptos clave de que las interacciones entre ácido fuerteduro—base - base fuertedura y ácido débil - baseblando—base débilblanda son más fuertes que las interacciones ácido fuerteduro—base -blanda baseo débil oel ácido débil - baseblando—base fuertedura. La investigación posterior de la termodinámica de la interacción sugirió que selas favoreceninteracciones lasduro—duro son [[Entalpía|entalpías]]favorecidas entrepor fuertela y fuerteentalpía]], mientras que selas favoreceinteracciones blando—blando son favorecidas por la [[Entropía|entropía.]] débil y débil.
 
== Cuantificando la acidez de Lewis ==
== Modelo ECW ==
Se han ideado muchos métodos para evaluar y predecir la acidez de Lewis. Muchos se basan en firmas espectroscópicas, como cambios de señales de RMN o bandas de infrarrojos, por ejemplo, el [[método de Gutmann-Beckett]] y el método de Childs. <ref>{{Cita publicación|título=Lewis acid adducts of α,β-unsaturated carbonyl and nitrile compounds. A nuclear magnetic resonance study|apellidos=Childs|nombre=R.F|apellidos2=Mulholland|nombre2=D.L|publicación=Can. J. Chem.|volumen=60|número=6|páginas=801–808|doi=10.1139/v82-117|apellidos3=Nixon|nombre3=A.|año=1982}}</ref>
El modelo ECW es un modelo cuantitativo que describe y predice la fuerza de las interacciones de la base ácida de Lewis, −ΔH. El modelo asignó parámetros E y C a muchos ácidos y bases de Lewis. Cada ácido se caracteriza por una E<sub>A</sub> y una C<sub>A.</sub> Cada base se caracteriza igualmente por su propia E<sub>B</sub> y C<sub>B.</sub> Los parámetros E y C se refieren, respectivamente, a las contribuciones electrostáticas y covalentes a la fuerza de los enlaces que formarán el ácido y la base. La ecuación es
 
El [[modelo ECW]] es un modelo cuantitativo que describe y predice la fuerza de las interacciones de la ácido-base ácida de Lewis, −ΔH. El modelo asignó parámetros E y C a muchos ácidos y bases de Lewis. Cada ácido se caracteriza por unaun E<sub>A</sub> y unaun C<sub>A.</sub> Cada base se caracteriza igualmente por su propia E<sub>B</sub> y C<sub>B.</sub> Los parámetros E y C se refieren, respectivamente, a las contribuciones electrostáticas y covalentes a la fuerza de los enlaces que formarán el ácido y la base. La ecuación es
: −ΔH = E<sub>A</sub>E<sub>B</sub> + C<sub>A</sub>C<sub>B</sub> + W
 
: −ΔH = E E<sub>A</sub> E <sub>B</sub> + C <sub>A</sub> C <sub>B</sub> + W
El término W representa una contribución de energía constante para la reacción ácido-base tal como la escisión de un ácido o base dimérico. La ecuación predice la reversión de los ácidos y las fortalezas de la base. Las presentaciones gráficas de la ecuación muestran que no hay un solo orden de fuerzas de base de Lewis o fuerzas de ácido de Lewis.<ref>{{Cita publicación|título=The ECW Modeldoi=10.1021/ed073p701|apellidos=Vogel G. C.;Drago, R. S.|publicación=Journal of Chemical Education|volumen=73|páginas=701–707|bibcode=1996JChEd..73..701V|doi=10.1021/ed073p701|año=1996}}</ref>
 
El término W representa una contribución de energía constante para la reacción ácido-base tal, como la escisión de un ácido dimérico o baseuna diméricobase. La ecuación predice la reversión de los ácidos y las fortalezasconcentraciones de laácidos basey bases. Las presentaciones gráficas de la ecuación muestran que no hay un solo orden de fuerzasconcentraciones de basebases de Lewis o fuerzasde concentraciones de ácidoácidos de Lewis. <ref>{{Cita publicación|título=The ECW Modeldoi=10.1021/ed073p701Model|apellidos=Vogel G. C.;Drago, R. S.|publicación=Journal of Chemical Education|volumen=73|páginas=701–707|bibcode=1996JChEd..73..701V|doi=10.1021/ed073p701|año=1996}}</ref> <ref>. Cramer, R. E., and Bopp, T. T. (1977) The Great E & C Plot. A graphical display of the enthalpies of adduct formation for Lewis acids and bases.. Journal of Chemical Education 54 612–613.</ref> y que las escalas de propiedades individuales están limitadas a un rango más pequeño de ácidos o bases.
== No hay un orden único de fuerzas de las bases de Lewis ==
Las gráficas de Cramer-Bopp muestran gráficamente usando los parámetros E y C del [[ECW model|modelo ECW]] que no hay un solo orden de fortalezas de base de Lewis (o fortalezas ácidas).<ref> . Cramer, RE y Bopp, TT (1977) The Great E & C Plot. Una pantalla gráfica de las entalpías de la formación de aductos para ácidos y bases de Lewis. Journal of Chemical Education 54 612–613. </ref> Las propiedades individuales o las escalas variables están limitadas a una pequeña gama de ácidos o bases.
 
== Historia ==
[[Archivo:Dative_covalent_bond2.png|miniaturadeimagen| [[Diagrama de orbital molecular|Diagrama MO]] que representa la formación de un enlace covalente dativo entre dos átomos. ]]
El concepto se originó con [[Gilbert N. Lewis|Gilbert N. Lewis,]], quien estudió ellos [[enlaceEnlace químico|enlaces químicos]]. En 1923, Lewis escribió: ''Una sustancia ácida es unaaquella que puede emplear un par solitario de electrones solitarios de otra molécula para completar el grupo estable de uno de sus propios átomos.'' <ref name="lewis_0lewisvalence">{{Cita libro|apellidos=Lewis, GN,|nombre=Gilbert Newton|título=Valence yand lathe estructuraStructure deof losAtoms átomosand yMolecules|fecha=1923|editorial=Chemical lasCatalog moléculasCompany|ubicación=New (1923)York, New York, U.S.A.|página=142|url=https://babel.hathitrust.org/cgi/pt?id=uc1.b3219599;view=1up;seq=148}} From p. 142: "We are inclined to think of substances as possessing acid or basic properties, without having a particular solvent in mind. It seems to me that with complete generality we may say that ''a basic substance is one which has a lone pair of electrons which may be used to complete the stable group of another atom'', and that ''an acid substance is one which can employ a lone pair from another molecule'' in completing the stable group of one of its own atoms. In other words, the basic substance furnishes a pair of electrons for a chemical bond, the acid substance accepts such a pair."</ref> <ref name="lewis_1"> Miessler, LML. M., Tar, DAD. A., (1991) p. &nbsp; 166 - LaTable tablaof dediscoveries descubrimientosattributes atribuyethe la fecha dedate publicaciónof publication/release publicaciónfor dethe laLewis teoríatheory de Lewis aas 1923. </ref> La [[Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry|teoría del ácido-base de Brønsted-Lowry]] se publicó en el mismo año. Las dos teorías son distintas pero complementarias. Una base de Lewis es también es una base de BronstedBrønsted-Lowry, pero un ácido de Lewis no necesita ser un [[ácido]] de Brønsted-Lowry. La clasificación en ácidos y bases fuertesduros y débilblandos ([[Teoría ácido-base duro-blando|teoría de HSAB]]) siguió en 1963. La intensidadfuerza de las interacciones ácido-base de Lewis, medida por la [[entalpía]] estándar de formación de un aducto, se puede predecirpredecirse mediante la ecuación de dos parámetros de Drago-Wayland.
 
=== Reformulación de la teoría de Lewis ===
Lewis había sugerido en 1916 que dos [[Átomo|átomos]] se mantienen unidosjuntos en un enlace químico al compartir un par de electrones. <ref>{{Cita publicación|url=https://babel.hathitrust.org/cgi/pt?id=hvd.hs1t2w;view=1up;seq=772|título=The atom and the molecule|apellidos=Lewis|nombre=Gilbert N.|fecha=April 1916|publicación=Journal of the American Chemical Society|volumen=38|número=4|páginas=762–785|doi=10.1021/ja02261a002}}</ref> Cuando cada átomo contribuyócontribuía con un electrón al enlace, se lo llamó unllamaba [[enlace covalente]]. Cuando ambos electrones provienen de uno de los átomos, se le llamódenomina enlace covalente dativo o [[Enlace de coordinación|enlace coordinado]]. La distinción no esestá muy clara. Por ejemplo, en la formación de un ion amonio a partir de amoníaco e hidrógeno, la [[Amoníaco|molécula de [[amoníaco]] dona un par de electrones al [[Hidrón|protón]]; <ref name="hydron"/> la identidad de los electrones se pierde en el [[Amonio|ion [[amonio]] que se forma. SinNo embargoobstante, Lewis sugirió que un donante de parpares de electrones se clasificaraclasifique como una base y que un aceptor de parpares de electrones se clasificaraclasifique como ácido.
 
Una definición más moderna de un ácido de Lewis es una especie atómica o molecular con un orbital [[Orbitalorbital atómico|atómico]] o [[Orbital molecular|molecular]] vacío localizado de baja energía. Este orbital molecular de menor energía más baja ([[HOMO/LUMO/SOMO|LUMO]]) puede acomodar un par de electrones.
 
=== Comparación con la teoría de Brønsted-Lowry ===
Una base de Lewis es a menudo una base de Brønsted-Lowry, ya que puede donar un par de electrones a H<sup>+</sup>; <ref name="hydron">Traditionally, but not precisely, [[Hidrón|H<sup>+</sup>&nbsp;ions]] are referred as "[[Protón|protons]]". See {{GoldBookRef|title=hydron}}</ref> el protón es un ácido de Lewis, ya que puede aceptar un par de electrones. La base conjugada de un ácido de Brønsted-Lowry también es una base de Lewis, ya que la [[Deprotonación|pérdida de H<sup>+</sup>]] del ácido deja los electrones que se usaron para el enlace A-H como un par solitario en la base de conjugadoconjugada. Sin embargo, una base de Lewis puede ser muy difícil de [[Protonación|protonar]], y aun así reaccionar con un ácido de Lewis. Por ejemplo, el [[monóxido de carbono]] es una base muy débil de Brønsted-Lowry muy débil, pero forma un aducto fuerte aducto con BF <sub>3</sub> .
 
En otra comparación de Lewisla yacidez de BrönstedLewis y Brønsted-Lowry acidezrealizada por Brown y Kanner, <ref> Brown HC yand Kanner B. "PreparaciónPreparation yand reaccionesReactions deof 2,6-diDi- ''t'' -butilpiridinabutylpyridine yand relacionadasRelated impedidashindered basesBases. UnA casocase deof impedimentoSteric estéricoHindrance haciatoward elthe protónProton." MermeladaJ. Am. Chem. Soc. 88, 986 (1966). </ref> 2,6-di- ''t-'' -butilpiridina reacciona para formar la sal de hidrocloruroclorhidrato con HCl pero no reacciona con BF<sub>3.</sub>. Este ejemplo demuestra que los factores estéricos, además de los factores de configuración electrónica, desempeñanjuegan un papel en la determinación de la fuerza de la interacción entre la di- ''t'' -butilpiridina voluminosa y el protón pequeñodiminuto.
 
== Véase también ==
 
* [[Ácido]]
* [[Base (química)]]
* [[Reacción ácido-base]]
* [[Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry|Brønsted – Lowry acid – base theory]]
* [[Ácidos quirales de Lewis|Ácido quiral de Lewis quiral]]
* [[Par de Lewis frustrado|ParesPareja de Lewis frustradosfrustrada]]
* [[Método de Gutmann-Beckett]]
* [[ECW model|Modelo ECW]]
 
== Referencias ==
 
<references group="" responsive="1"></references>
 
== Otras lecturas ==
 
* {{Cita libro|título=The Lewis acid-base concepts : an overview|url=https://archive.org/details/lewisacidbasecon0000jens|apellidos=Jensen|nombre=W.B.|año=1980|editorial=Wiley|ubicación=New York|isbn=0-471-03902-0}}
* {{Cita libro|título=Lewis acid reagents : a practical approach|apellidos=Yamamoto|nombre=Hisashi|año=1999|editorial=Oxford University Press|ubicación=New York|isbn=0-19-850099-8}}
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[[Categoría:Bases]]
[[Categoría:Ácidos]]
[[Categoría:Química ácido-base]]
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