15.2: Los ácidos y las bases de Lewis
Habilidades para desarrollar
- Explique el modelo de Lewis para la química de ácido-base
- Escriba las ecuaciones para la formación de los aductos y iones complejos
- Haga cálculos de equilibrio involucrando las constantes de formación
En 1923, G.N. Lewis propuso una definición general para el comportamiento de ácido-base en el cual los ácidos y las bases se identifican por su habilidad de aceptar o donar un par de electrones y formar un enlace covalente de coordinación.
Un enlace covalente de coordinación (o enlace dativo) ocurre cuando uno de los átomos en el enlace proporciona los dos electrones de enlace. Por ejemplo, un enlace covalente de coordinación ocurre cuando una molécula de agua se junta con un ion de hidrogeno para formar un ion de hidronio. Un enlace covalente de coordinación también resulta cuando una molécula de amoniaco se junta con un ion de hidronio para formar un ion de amonio. Ambas de estas ecuaciones se muestran aquí.
Definición: Los ácidos y las bases Lewis
- Un ácido de Lewis es cualquier especie (molécula o ión) que puede aceptar un par de electrones, y una base de Lewis es cualquier especie (molécula o ión) que puede donar un par de electrones.
Una reacción de ácido-base de Lewis ocurre cuando una base dona un par de electrones a un ácido. Se forma un aducto de ácido-base de Lewis, un compuesto que contiene un enlace covalente coordinado entre el ácido de Lewis y la base de Lewis. Las siguientes ecuaciones muestran la aplicación general del concepto de Lewis.
El átomo de boro en el trifluoruro de boro, BF 3 , tiene solo seis electrones en su capa de valencia. Al estar por debajo del octeto preferido, BF 3 es un ácido de Lewis excelente y reacciona con muchas bases de Lewis; un ion de fluoruro es la base de Lewis en esta reacción, donando un par de sus electrones solitarios:
En la siguiente reacción, cada una de las dos moléculas de amoníaco, bases de Lewis, dona un par de electrones a un ión de plata, el ácido de Lewis:
Los óxidos no metálicos actúan como ácidos de Lewis y reaccionan con los iones de óxido que son bases de Lewis, para formar los oxianiones:
Muchas reacciones de ácido-base de Lewis son reacciones de desplazamiento en las que una base de Lewis desplaza a otra base de Lewis de un aducto ácido-base, o en las que un ácido de Lewis desplaza a otro ácido de Lewis:
La última reacción de desplazamiento muestra cómo la reacción de un ácido de Brønsted-Lowry con una base aplica al concepto de Lewis. Un ácido de Brønsted-Lowry, como el HCl, es un aducto ácido-base según el concepto de Lewis, y la transferencia de protones ocurre porque se forma un aducto ácido-base más estable. Por tanto, aunque las definiciones de ácidos y bases en las dos teorías son bastante diferentes, las teorías se superponen considerablemente.
Muchos sólidos iónicos un poco solubles se disuelven cuando la concentración del ión metálico en la solución disminuye mediante la formación de los iones complejos (poliatómicos) en una reacción de ácido-base de Lewis. Por ejemplo, el cloruro de plata se disuelve en una solución de amoníaco porque el ión de plata reacciona con el amoníaco para formar el ión complejo de \(\ce{Ag(NH3)2+}\). La estructura de Lewis del ion \(\ce{Ag(NH3)2+}\) es:
Las ecuaciones para la disolución de AgCl en una solución de NH 3 son:
\[\ce{AgCl}(s)⟶\ce{Ag+}(aq)+\ce{Cl-}(aq)\]
\[\ce{Ag+}(aq)+\ce{2NH3}(aq)⟶\ce{Ag(NH3)2+}(aq)\]
\[\textrm{Net: }\ce{AgCl}(s)+\ce{2NH3}(aq)⟶\ce{Ag(NH3)2+}(aq)+\ce{Cl-}(aq)\]
El hidróxido de aluminio se disuelve en una solución de hidróxido de sodio u otra base fuerte debido a la formación del ion complejo \(\ce{Al(OH)4-}\). La estructura de Lewis del ion de \(\ce{Al(OH)4-}\) es:
Las ecuaciones para la disolución son:
\[\begin{align*} \ce{Al(OH)3(s)} &⟶\ce{Al^3+}(aq)+\ce{3OH-}(aq) \\[5pt] \ce{Al^{3+}(aq)} + \ce{4OH-}(aq) &⟶\ce{Al(OH)4-}(aq) \\[5pt] \textrm{Net: }\ce{Al(OH)3}(s)+\ce{OH-}(aq) &⟶\ce{Al(OH)4-}(aq) \end{align*}\]
El sulfuro de mercurio (II) se disuelve en una solución de sulfuro de sodio porque el HgS reacciona con el ion de S 2 – :
\[\ce{HgS}(s)⟶\ce{Hg^2+}(aq)+\ce{S^2-}(aq)\]
\[\ce{Hg^2+}(aq)+\ce{2S^2-}(aq)⟶\ce{HgS2^2-}(aq)\]
\[\textrm{Net: }\ce{HgS}(s)+\ce{S^2-}(aq)⟶\ce{HgS2^2-}(aq)\]
Un ion complejo consiste en un átomo central, típicamente un catión de metal de transición, rodeado de iones o moléculas llamadas ligandos. Estos ligandos pueden ser moléculas neutras como H 2 O o NH 3 , o iones como CN – o OH – . A veces, los ligandos actúan como bases de Lewis, donando un par de electrones al átomo central. Los ligandos se juntan alrededor del átomo central, creando un nuevo ion con una carga igual a la suma de las cargas y, con mayor frecuencia, un ion metálico de transición. Esta disposición más compleja es la razón por la que el ion resultante se llama el ion complejo. No se puede predecir el ion complejo formado en estas reacciones; se debe determinar mediante un experimento. Los tipos de enlaces formados en los iones complejos se llaman los enlaces covalentes de coordinación, ya que los electrones de los ligandos se comparten con el átomo central. Debido a esto, los iones complejos a veces se llaman los complejos de coordinación. Esto se estudiará más en detalle en los próximos capítulos.
La constante de equilibrio para la reacción de los componentes de un ion complejo para formar el ion complejo en solución se llama el constante de formación (Kf) (a veces llamada el constante de estabilidad). Por ejemplo, el ión complejo de \(\ce{Cu(CN)2-}\) se muestra aquí:
Se forma por la reacción:
\[\ce{Cu+}(aq)+\ce{2CN-}(aq)⇌\ce{Cu(CN)2-}(aq)\]
A equilibrio:
\[K_\ce{f}=Q=\ce{\dfrac{[Cu(CN)2- ]}{[Cu+][CN- ]^2}}\]
La inversa de la constante de formación es la constante de disociación (Kd), la constante de equilibrio para la descomposición de un ion complejo en sus componentes en solución. Trabajaremos con las constantes de disociación más adelante en los ejercicios de esta sección. La Tabla E4 y la Tabla \(\PageIndex{1}\) son tablas conteniendo constantes de formación. En general, un constante de formación más grande representa un complejo más estable; sin embargo, como en el caso de los valores de Ksp, se debe considerar la estequiometría del compuesto.
| Substancia | K f a 25 °C |
|---|---|
| \(\ce{[Cd(CN)4]^2-}\) | 3 × 10 18 |
| \(\ce{Ag(NH3)2+}\) | 1.7 × 10 7 |
| \(\ce{[AlF6]^3-}\) | 7 × 10 19 |
Como un ejemplo de disolución por formación de iones complejos, consideremos lo que sucede cuando agregamos el amoníaco acuoso a una mezcla de cloruro de plata y agua. El cloruro de plata se disuelve un poco en el agua, produciendo una concentración pequeña de Ag + ([Ag + ] = 1.3 × 10 –5 M ):
\[\ce{AgCl}(s)⇌\ce{Ag+}(aq)+\ce{Cl-}(aq)\]
Sin embargo, si el NH 3 está presente en el agua, el ion complejo de \(\ce{Ag(NH3)2+}\), se puede formar de acuerdo con la ecuación:
\[\ce{Ag+}(aq)+\ce{2NH3}(aq)⇌\ce{Ag(NH3)2+}(aq)\]
con
\[K_\ce{f}=\ce{\dfrac{[Ag(NH3)2+]}{[Ag+][NH3]^2}}=1.7×10^7\]
Un constante de formación grande indica que la mayoría de los iones de plata libres producidos por la disolución de AgCl se juntan con NH 3 para formar \(\ce{Ag(NH3)2+}\). Como consecuencia, la concentración de iones de plata, [Ag + ], se reduce y el cociente de reacción para la disolución del cloruro de plata, [Ag + ] [Cl – ], esta por debajo del producto de solubilidad de AgCl:
\[Q=\ce{[Ag+][Cl- ]}<K_\ce{sp}\]
Se disuelve más cloruro de plata. Si la concentración de amoníaco es lo suficientemente grande, todo el cloruro de plata se disuelve.
Ejemplo \(\PageIndex{1}\): Disociación de un ión complejo
Calcule la concentración del ion de plata en una solución que inicialmente es 0.10 M con respeto a\(\ce{Ag(NH3)2+}\).
Solución
Podemos usar estos pasos comunes para resolver este problema:
- Determine la dirección del cambio. El ion complejo de \(\ce{Ag(NH3)2+}\) esta en equilibrio con sus componentes, como se muestra por esta ecuación: \[\ce{Ag+}(aq)+\ce{2NH3}(aq)⇌\ce{Ag(NH3)2+}(aq)\]
Escribimos el equilibrio como una reacción de formación porque Tabla E4 muestra constantes de formación para los iones complejos. Antes de llegar al equilibrio, el cociente de reacción es más grande que el constante de equilibrio (\(K_f = 1.7 \times 10^7\), y \(Q=\dfrac{0.10}{0 \times 0} = \infty\) (es infinitamente grande), entonces la reacción se cambia hacia la izquierda para alcanzar el equilibrio.
Ambos Q y K f son mayores que 1, entonces supongamos que los cambios en concentración necesarios para alcanzar el equilibrio son pequeños. Así, 0.10- x se aproxima como 0.10.
\[1.7×10^7=\dfrac{0.10−x}{(x)(2x)^2} \nonumber\] \[x^3=\dfrac{0.10}{4(1.7×10^7)}=1.5×10^{−9} \nonumber\] \[x=\sqrt[3]{1.5×10^{−9}}=1.1×10^{−3} \nonumber\]Porque solamente 1.1% del \(\ce{Ag(NH3)2+}\) se disocia en Ag + y NH 3 , se asuma que x es los suficiente pequeño para ser justificado.
Ahora determinamos las concentraciones de equilibrio:
\[\ce{[Ag+]}=0+x=1.1×10^{−3}\:M \nonumber\] \[\ce{[NH3]}=0+2x=2.2×10^{−3}\:M \nonumber\] \[\ce{[Ag(NH3)2+]}=0.10−x=0.10−0.0011=0.099 \nonumber\]La concentración del ion de plata libre en solución es 0.0011 M .
Ejercicio \(\PageIndex{1}\)
Calcule la concentración del ion de plata [Ag + ], en una solución preparada por la disolución de 1.00 g de AgNO 3 y 10.0 g de KCN en suficiente agua para producir 1.00 L de solución. (Una pista: Q < K f , suponga que la reacción se completa y calcule el [Ag + ] producido por la disociación del complejo.)
- Respuesta
-
\(2.5 \times 10^{–22}\, M\)
Resumen
G.N. Lewis propuso una definición para los ácidos y las bases que depende de la habilidad de una molécula a aceptar o donar un par de electrones. Un ácido de Lewis es una especie que puede aceptar un par de electrones, mientras una base de Lewis tiene un par de electrones disponible para donar a un ácido Lewis. Los iones complejos son ejemplos de aductos ácido-base de Lewis. En un ion complejo, tenemos un átomo central, que es normalmente un catión de metal de transición y actúa como un ácido de Lewis, y varias moléculas o iones neutrales rodeando el átomo central que se llaman ligandos y actúan como bases de Lewis. Los iones complejos se forman cuando comparten pares de electrones para formar enlaces covalentes de coordinación. La reacción de equilibrio que ocurre cuando se forman un ion complejo tiene una constante de equilibrio asociado con su constante de formación, K f . A veces, esto se refiere a la constante de estabilidad, porque representa la estabilidad del ion complejo. La formación del ion complejo en una solución puede tener un efecto profundo en la solubilidad del metal de transición del compuesto.
Glosario
- ion complejo
- un ion que consiste en un átomo central de metal de transición rodeado por moléculas o iones llamados ligandos
- enlace covalente de coordinación
- (también, enlace dativo) enlace formado cuando un átomo proporciona ambos electrones en un par
- constante de disociación
- ( K d ) constante de equilibrio para la disociación de un ion complejo en sus componentes en solución
- constante de formación
- ( K f ) (también constante de estabilidad) el constante de equilibrio para la formación de un ion complejo de sus componentes en solución
- ácido Lewis
- cucompuesto o ion que contiene un enlace covalente de coordinación entre un acido de Lewis y una base de Lewisalquier especie que puede aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente de coordinación
- aducto ácido-base de Lewis
- compound or ion that contains a coordinate covalent bond between a Lewis acid and a Lewis base
- base Lewis
- cualquier especie que puede donar un par de electrones y formar un enlace covalente de coordinación
- ligando
- molecular o ion que rodea un metal de transición y forma un ion complejo; el ligando actúa como una base Lewis
Contribuyentes
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Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110) ."
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Ana Martinez ( amartinez02@saintmarys.edu ) contribuyó a la traducción de este texto.