Teoria àcit-base de Lewis

Un àcit de Lewis és una espècie química que posseïx un orbital buit i és capaç d'acceptar un parell d'electrons procedent d'una base de Lewis per a formar un aducto de Lewis. Per la seua banda, una base de Lewis és qualsevol espècie que dispon d'un orbital ocupat en un parell d'electrons no compartit (parell solitari) que pot formar un enllace dativo en un àcit de Lewis.^[1] El concepte va ser introduït per Gilbert N. Lewis en 1923^[2] i constituïx una de les teories fonamentals de la química àcit-base, sent la més àmplia de les tres principals teories (Arrhenius, Brønsted-Lowry i Lewis).^[3]

Per eixemple, el amoníac (NH₃) actua com a base de Lewis al donar el seu parell solitari, mentres que el trimetilborano (Em₃B) actua com a àcit de Lewis en acceptar dit parell, formant el aducto Em₃B ← NH₃.^[1]

Els térmens nucleófilo i electrófilo són aproximadament equivalents a pur de Lewis i àcit de Lewis, respectivament. No obstant, els conceptes de nucleofilia/electrofilia emfatisen els aspectes cinètics (velocitat de reacció), mentres que la basicidad/acidea de Lewis es referix als aspectes termodinàmics (energia de formació del aducto).^[4]

Representació de aductos

La formació del aducto entre una base de Lewis (B:) i un àcit de Lewis (A) es representa habitualment per mig d'una flecha que indica la donació del parell electrònic des de la base cap a l'àcit:

M e_{3} B + : N H_{3} ⟶ M e_{3} B : N H_{3}

o per mig d'una flecha direccional: Em₃B ← NH₃. També és freqüent l'us d'un punt central per a denotar el aducto, com en Em₃B • NH₃ o BF₃ • Et₂O (dietil eterato de trifluoruro de bor). (En un context diferent, el punt central s'ampra per a indicar aigua de cristalisació, com en MgSO₄ • 7H₂O, independentment de la naturalea de l'enllaç.)

Encara que s'han propost criteris computacionals per a distinguir l'enllaç dativo d'atres enllaços covalente,^[5] en la pràctica, una volta format, l'enllaç dativo es comporta com qualsevol atre enllaç covalente, encara que en freqüència posseïx un marcat caràcter polar. En composts com els sulfóxidos (R₂S → O) o les N-òxits (R₃N → O), la flecha és una convenció per a evitar la representació de càrregues formals. En general, l'enllaç donor-acceptor se situa en un continu entre el enllaç covalente ideal i el enllaç iònic.^[6]

Àcit de Lewis

Archiu:Caps block 15 -adduct-bond-lengthening-2D.png

Canvis estructurals en la formació del aducto entre BF₃ (geometria plana) i NH₃: el bor adquirix geometria tetraèdrica.

Clásicamente, el terme àcit de Lewis es restringia a espècies en geometria trigonal plana i un orbital p buit, com els trihaluros de bor BR₃ (R = halur, llogue, arilo). No obstant, en l'actualitat el concepte s'ha estés a numeroses espècies que, encara que no complixen estrictament eixa descripció, actuen com aceptores de parells d'electrons.

Els àcit de Lewis són extraordinàriament diversos. Els més senzills reaccionen directament en la base de Lewis, pero els més comuns experimenten algun tipo de reacció prèvia (dissociació, canvi conformacional) abans de formar el aducto. Eixemples representatius inclouen:

El protón (H⁺) —l'àcit de Lewis més simple, encara que sempre es troba solvatado.
Cationes metàlics de metals alcalinos (Li⁺, Na⁺), alcalinotérreos (Mg²⁺, Ca²⁺) i de metals de transició en alt estat d'oxidació (Fe³⁺, Ce³⁺, Tu⁴⁺).
Espècies planes trigonals com BF₃, AlCl₃ (encara que este últim existix com a dímer A el₂Cl₆), i carbocationes (R₃C⁺).
Pentahaluros de fòsfor, arsènic i antimoni (PCl₅, etc.).
Composts π deficients en electrons, com enonas i tetracianoetileno (NC)₂C=C(CN)₂.
Molècules neutres en orbitales buits, com a I₂, que forma aductos en bases com a I⁻ (donant I₃⁻).

Àcit de Lewis simples

Alguns dels eixemples més estudiats són els trihaluros de bor i els organoboranos:

B F_{3} + F^{-} ⟶ B F_{4}^{-}

B F_{3} + O M e_{2} ⟶ B F_{3} O M e_{2}

En abdós casos es formen aductos estables. En el primer, els quatre ligandos fluorur són equivalents en el anión BF₄⁻.

El I₂ actua com a àcit de Lewis front a bases com el ion yodur:

I_{2} + I^{-} ⟶ I_{3}^{-}

La variació de color de l'I₂ en distints dissolvents reflectix la seua capacitat per a formar aductos de diferent intensitat.

El SiF₄ pot acceptar dos ions fluorur per a formar el anión hexafluorosilicato:

S i F_{4} + 2 F^{-} ⟶ S i F_{6}^{2 -}

Àcit de Lewis complexos

Molts composts considerats àcit de Lewis requerixen una etapa d'activació abans de la formació del aducto. Per eixemple, els trihaluros d'alumini no existixen com a monòmers AlX₃, sino com a dímers A el₂X₆ o polímero, que deuen ser desagregats per la base de Lewis.^[7]

El BH₃ no existix com a monòmer, per lo que els aductos de borano es preparen a partir de diborano:

B_{2} H_{6} + 2 H^{-} ⟶ 2 B H_{4}^{-}

En esta reacció s'ha detectat l'intermig B₂H₇⁻.

Els complexos acuosos de ions metàlics actuen com a àcit de Lewis despuix d'intercanviar ligandos:

[M g (H_{2} O)_{6}]^{2 +} + 6 N H_{3} ⟶ [M g (N H_{3})_{6}]^{2 +} + 6 H_{2} O

El protón com a àcit de Lewis

El protón (H⁺)^[8] és un dels àcit de Lewis més forts, encara que també dels més complexos pel seu inevitable solvatación. En esta simplificació, les reaccions àcit-base de Brønsted poden considerar-se casos particulars de formació de aductos de Lewis: $H^{+} + N H_{3} ⟶ N H_{4}^{+}$ $H^{+} + O H^{-} ⟶ H_{2} O$

Aplicacions dels àcit de Lewis

Un eixemple clàssic és la alquilación de Friedel-Crafts,^[6] a on AlCl₃ accepta un parell electrònic del clorur de llogue, generant un electrófilo carbonio:

R C l + A l C l_{3} ⟶ R^{+} + A l C l_{4}^{-}

Els àcit de Lewis s'ampren àmpliament com catalisadors en síntesis orgànica, polimerisació i processos industrials. La determinació quantitativa de la força d'un àcit de Lewis és fonamental per a establir la seua utilitat en aplicacions pràctiques, i s'han desenrollat diversos métodos per a això, incloent tècniques basades en fluorescència.^[9]

Referències

↑ ^1,0 ^1,1 «IUPAC Gold Book – Lewis acid» (en anglés). IUPAC. Consultat el 11 de març de 2026.
↑ Lewis, Gilbert Newton (1923). Valence and the Structure of Atoms and Molecules (en anglés), Nova York: Chemical Catalog Company, p. 142.
↑ «Acids and Bases - Three Concepts» (en anglés). aqion. Consultat el 11 de març de 2026.
↑ Anslyn, Eric V.; Dougherty, {{{nom2}}} (2006). Modern Physical Organic Chemistry (en anglés), University Science Books. ISBN 1891389319.
↑ (2016).Coordination Chemistry Reviews.308
59–75.doi:10.1016/j.ccr.2015.07.018.
↑ ^6,0 ^6,1 March, J. "Advanced Organic Chemistry", 4.ª ed., Wiley, 1992. ISBN 0-471-60180-2.
↑ Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements, 2.ª ed., Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
↑ Tradicionalment, encara que no en precisió, els ions H⁺ es denominen "protones". Vore Plantilla:GoldBookRef.
↑ (2019).Chem.5(6)
1567-1583.doi:10.1016/j.chempr.2019.03.008.

Este artícul conté una traducció derivada de «Teoría ácido-base de Lewis» de Wikipedia en castellà publicada baix la Llicència de documentació lliure de GNU i la Llicència Creative Commons Reconeiximent-CompartirIgual 4.0 Internacional.

[IUPAC_gold-1] 1,0 ^1,1 «IUPAC Gold Book – Lewis acid» (en anglés). IUPAC. Consultat el 11 de març de 2026.

[lewisvalence-2] Lewis, Gilbert Newton (1923). Valence and the Structure of Atoms and Molecules (en anglés), Nova York: Chemical Catalog Company, p. 142.

[aqion-3] «Acids and Bases - Three Concepts» (en anglés). aqion. Consultat el 11 de març de 2026.

[4] Anslyn, Eric V.; Dougherty, {{{nom2}}} (2006). Modern Physical Organic Chemistry (en anglés), University Science Books. ISBN 1891389319.

[5] (2016).Coordination Chemistry Reviews.308
59–75.doi:10.1016/j.ccr.2015.07.018.

[March-6] 6,0 ^6,1 March, J. "Advanced Organic Chemistry", 4.ª ed., Wiley, 1992. ISBN 0-471-60180-2.

[7] Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements, 2.ª ed., Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.

[hydron-8] Tradicionalment, encara que no en precisió, els ions H⁺ es denominen "protones". Vore Plantilla:GoldBookRef.

[fluorescence_method-9] (2019).Chem.5(6)
1567-1583.doi:10.1016/j.chempr.2019.03.008.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]