Bien, comencemos con los ácidos de Lewis. Un ácido de Lewis es una subestación que puede tomar un par adicional de electrones … se los llama aceptores de electrones. Estas sustancias a menudo tienen orbitales más dispuestos / capaces de aferrarse a un par de electrones o estabilizar la carga negativa una vez que se obtiene. Por lo tanto, estas sustancias a menudo tendrán átomos electronegativos en su estructura (O, N, F, Cl como ejemplos) que tienen orbitales que mantienen los electrones más fuertemente que la sustancia que los abandona. Las carboboraciones también son ejemplos de aceptores de electrones (tienen geometría planar trigonal y un orbital 2p vacío, este no es tan energético de un orbital, por lo tanto mantendrá los electrones más firmemente que los orbitales p de concha más altos). BF3 es también un ejemplo de un ácido de Lewis: planar trigonal con un orbital 2p vacío en el átomo central B.
Luego están los ácidos de Bronsted. Este comportamiento analiza la capacidad de una especie molecular (o aniónica) de ceder protones. En efecto, la sustancia que pierde el ion H + (protón en jerga química) es, por naturaleza de esta disociación, la que obtiene el par de electrones que formó el enlace covalente con el átomo de H. Entonces puede ver que las definiciones de Bronsted y Lewis son bastante similares; se enfocan en diferentes partículas que se intercambian. Un ácido de Bronsted debe tener una estructura que pueda estabilizar el par de electrones ganados una vez que el protón se va, y luego observamos los átomos electronegativos, los efectos inductivos y la estabilización de resonancia del anión resultante.
Diferiré la definición de Arrhenius por ahora, pero si desea obtener más información al respecto, consulte. ¡Espero que esto ayude!
