Ácidos y Bases de Lewis

Química GeneralÁcidos y BasesTeoría de Lewis

Ácidos y Bases de Lewis:

Lewis definió el comportamiento de los ácidos y las bases en función del comportamiento de sus electrones.

Según como transfieren dichos electrones, Lewis definió a los ácidos y las bases como: 


  • Base de Lewis: sustancia que puede compartir o donar un par de electrones.
  • Ácido de Lewis: sustancia que acepta o toma un par de electrones.

De esta manera, el ácido se queda con su octeto de electrones incompleto y la base tiene un par de electrones redundantes formándose entre ambos un enlace covalente.



Esto es así ya que el ácido y la base compartirán el par de electrones para formar dicho enlace: 


A + :B A—B-


Ejemplos de Ácidos de Lewis:


H+, Li+, Na+, K+,Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Sn2+...
 
Otras Teorías de Ácidos y Bases:

Teoría Arrhenius Brönsted-Lowry Lewis
Fundamento Ionización en medio acuoso Transferencia de protones Transferencia de electrones
Ácido Sustancia que dona H+ Sustancia que dona H+ Sustancia que dona 2 electrones
Base Sustancia que dona OH- Sustancia que capta H+ Sustancia que acepta 2 electrones
Ecuación HA + BOH H2O + A- + B+ AH + B A- + BH+
A + :B A—B-
Limitaciones Solo en disoluciones acuosas
Los ácidos deben tener H
Las bases deben tener OH
Los ácidos deben tener H Es la teoría general

Clasificación General de los Ácidos:

Los ácidos se pueden clasificar según diferentes criterios expuestos a continuación.
  • SEGÚN LA FUERZA DEL ÁCIDO:
    • Ácidos Fuertes: en disolución acuosa se disocia completamente (HA H+ + A-). HCl, H2SO4 ...
    • Ácidos Débiles: en disolución acuosa se disocia parcialmente (HA H+ + A-). CH3COOH, HCN ...
  • SEGÚN ÁTOMOS DE H QUE DONAN:
versión 4 (04/01/2014)