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Los ácidos y las bases son conceptos familiares en química, sin embargo, el término ácido de Lewis se refiere a una clase distinta de reactivos. Mientras que el marco de Brønsted-Lowry se centra en la transferencia de protones, G.N. Lewis amplió la definición para abarcar cualquier reacción en la que se intercambien pares de electrones, incluyendo así procesos no protónicos.
Los ácidos de Lewis aceptan pares de electrones, mientras que las bases de Lewis los donan. Una especie con deficiencia de electrones o carga positiva normalmente funciona como un ácido de Lewis.
En 1923, Lewis demostró este principio utilizando un ion hidrógeno (H⁺) y un ion hidróxido (OH⁻). Mientras que la teoría de Brønsted-Lowry describe que el OH⁻ acepta un protón para formar agua, Lewis veía el ion hidrógeno como un aceptor de electrones que forma un enlace covalente con el par de electrones del hidróxido.
Un ácido de Lewis es cualquier especie química capaz de formar un enlace covalente aceptando un par de electrones de otra especie. A menudo, estos ácidos poseen orbitales vacíos que pueden acomodar los electrones entrantes.
Por el contrario, una base Lewis Es una especie que dona un par de electrones para formar un enlace covalente. La relación entre los ácidos y las bases de Lewis es análoga al clásico emparejamiento ácido-base, pero se define por la transferencia de pares de electrones en lugar de la transferencia de protones.
Ejemplos de ácidos de Lewis incluyen cationes metálicos como Al³⁺ y Fe³⁺, cuya carga positiva atrae fuertemente la densidad de electrones.
Un catalizador ácido de Lewis acelera una reacción química al aceptar electrones de un sustrato, aumentando así su reactividad. Es importante destacar que el catalizador en sí no se consume en la reacción; se regenera al final del ciclo catalítico.
AlCl₃ es un ácido de Lewis de libro de texto. El aluminio tiene 17 electrones de valencia, lo que deja un orbital p vacío que puede aceptar un par de electrones. Esta capacidad de aceptación de electrones permite que el AlCl₃ facilite numerosas transformaciones orgánicas.
El amoníaco contiene un par de electrones solitarios en el nitrógeno, lo que le permite donar ese par a una especie que acepta electrones. Cuando el NH₃ reacciona con HCl en solución acuosa, el nitrógeno dona electrones al H⁺, formando NH₄⁺.
Tanto el concepto de Brønsted-Lowry como el de Lewis describen un comportamiento químico relacionado, pero desde diferentes perspectivas:transferencia de protones versus transferencia de pares de electrones. Comprender ambos marcos proporciona una visión integral de la química ácido-base.
