10.5: Ácidos y bases de Lewis

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Objetivos de aprendizaje

Asegúrese de comprender a fondo las siguientes ideas esenciales que se han presentado anteriormente. Es especialmente importante que conozcas los significados precisos de todos los términos resaltados en el contexto de este tema.

Escriba la ecuación para la reacción de transferencia de protones que involucra un ácido o base de Brønsted-Lowry, y muestre cómo puede interpretarse como una reacción de transferencia de pares de electrones, identificando claramente el donante y el aceptor.
Dé un ejemplo de una reacción ácido-base de Lewis que no involucre protones.
Escribir ecuaciones que ilustren el comportamiento de un sistema ácido-base no acuoso dado.

El concepto de donador-aceptor de protones de Brønsted-Lowry ha sido una de las teorías más exitosas de la Química. Pero como con cualquier teoría de este tipo, es justo preguntarse si este no es solo un caso especial de una teoría más general que podría abarcar una gama aún más amplia de la ciencia química. En 1916, G.N. Lewis de la Universidad de California propuso que el par de electrones es el actor dominante en la química ácido-base. La teoría de Lewis no se hizo muy conocida hasta alrededor de 1923 (el mismo año en que Brønsted y Lowry publicaron su trabajo), pero desde entonces ha sido reconocida como una herramienta muy poderosa para describir reacciones químicas de muy diferentes tipos y es ampliamente utilizada en química orgánica e inorgánica. Según Lewis,

Un ácido es una sustancia que acepta un par de electrones, y al hacerlo, forma un enlace covalente con la entidad que suministra los electrones.
Una base es una sustancia que dona un par de electrones no compartidos a una especie receptora con la que se pueden compartir los electrones.

En la química moderna, los donantes de electrones a menudo se denominan nucleófilos, mientras que los aceptores son electrófilos.

Las reacciones de transferencia de protones implican transferencia de pares de electrones

Así como cualquier ácido de Arrhenius también es un ácido de Brønsted, cualquier ácido de Brønsted también es un ácido de Lewis, por lo que los diversos conceptos ácido-base son todos “compatibles hacia arriba”. Aunque realmente no necesitamos pensar en las transferencias de pares de electrones cuando tratamos con reacciones ácido-base ordinarias en solución acuosa, es importante entender que es la oportunidad para compartir pares de electrones lo que permite que tenga lugar la transferencia de protones.

Esta ecuación para una simple neutralización ácido-base muestra cómo las definiciones de Brønsted y Lewis son realmente solo puntos de vista diferentes del mismo proceso. Toma nota especial de los siguientes puntos:

La flecha muestra el movimiento de un protón desde el ion hidronio al ion hidróxido.
Obsérvese cuidadosamente que los propios pares de electrones no se mueven; permanecen unidos a sus átomos centrales. El par de electrones sobre la base es “donado” al aceptor (el protón) solo en el sentido de que termina siendo compartido con el aceptor, en lugar de ser la propiedad exclusiva del átomo de oxígeno en el ion hidróxido.
Aunque el ion hidronio es el ácido nominal de Lewis aquí, no acepta por sí mismo un par de electrones, sino que actúa meramente como la fuente del protón que coordina con la base de Lewis.

El punto sobre el par de electrones que permanece en las especies donadoras es especialmente importante a tener en cuenta. Por un lado, distingue una reacción ácido-base de Lewis de una reacción de oxidación-reducción, en la que se produce una transferencia física de uno o más electrones del donante al aceptor. El producto de una reacción ácido-base de Lewis se conoce formalmente como “aducto” o “complejo”, aunque normalmente no usamos estos términos para reacciones simples de transferencia de protones como la del ejemplo anterior. Aquí, el protón se combina con el ion hidróxido para formar el “aducto” H ₂ O. Los siguientes ejemplos ilustran estos puntos para algunas otras reacciones de transferencia de protones con las que ya deberías estar familiarizado.

Otro ejemplo, que muestra la autoprotólisis del agua. Obsérvese que la base conjugada es también el aducto.

El amoníaco es tanto una base Brønsted como una base de Lewis, debido al par de electrones no compartidos en el nitrógeno. El reverso de esta reacción representa la hidrólisis del ión amonio.

Debido a que\(\ce{HF}\) es un ácido débil, las sales de fluoruro se comportan como bases en solución acuosa. Como base de Lewis, F ^— acepta un protón del agua, que se transforma en un ion hidróxido.

El ion bisulfito es anfiprótico y puede actuar como donador o aceptor de electrones.

Reacciones ácido-base sin transferir protones

La mayor utilidad de la definición de Lewis es que extiende el concepto de ácidos y bases más allá del ámbito de las reacciones de transferencia de protones. El ejemplo clásico es la reacción del trifluoruro de boro con amoníaco para formar un aducto:

\[\ce{BF_3 + NH_3 \rightarrow F_3B-NH_3}\]

Uno de los tipos más comunes de reacciones ácido-base de Lewis se produce cuando los ligandos donadores de electrones forman complejos de coordinación con iones de metales de transición.

Figura\(\PageIndex{1}\): El átomo de estaño en SnCl ₄ puede expandir su cubierta de valencia utilizando un par de orbitales d, cambiando su hibridación de sp ³ a sp ³ d ².

Ejercicio\(\PageIndex{1}\)

Aquí hay varios ejemplos más de reacciones ácido-base de Lewis que no pueden acomodarse dentro de los modelos Brønsted o Arrhenius. Identificar el ácido de Lewis y la base de Lewis en cada reacción.

\(\ce{Al(OH)_3 + OH^{–} \rightarrow Al(OH)_4^–}\)
\(\ce{SnS_2 + S^{2–} \rightarrow SnS_3^{2–}}\)
\(\ce{Cd(CN)_2 + 2 CN^– \rightarrow Cd(CN)_4^{2+}}\)
\(\ce{AgCl + 2 NH_3 \rightarrow Ag(NH_3)_2^+ + Cl^–}\)
\(\ce{Fe^{2+} + NO \rightarrow Fe(NO)^{2+}}\)
\(\ce{Ni^{2+} + 6 NH_3 \rightarrow Ni(NH_3)_5^{2+}}\)

Aplicaciones a mecanismos de reacción orgánica

Aunque la química orgánica está más allá del alcance de estas lecciones, es instructivo ver cómo los donantes y aceptores de electrones juegan un papel en las reacciones químicas. Los siguientes dos diagramas muestran los mecanismos de dos tipos comunes de reacciones iniciadas por ácidos de Lewis inorgánicos simples:

En cada caso, la especie etiquetada como “Complejo” es un intermedio que se descompone en los productos, los cuales son conjugados de los pares ácido y base originales. Los cargos eléctricos señalados en los complejos son cargos formales, pero los de los productos son “reales”.

En la reacción 1, el octeto incompleto del átomo de aluminio\(\ce{AlCl3}\) sirve como un mejor aceptor de electrones para el átomo de cloro que la parte isobutílica de la base. En la reacción 2, el par de electrones no enlazantes en el éter dimetílico se coordina con el átomo de boro deficiente en electrones, lo que lleva a un complejo que se descompone al liberar un ion bromuro.

Sistemas ácido-base protónicos no acuosos

Ordinariamente pensamos que las reacciones ácido-base de Brønsted-Lowry tienen lugar en soluciones acuosas, pero esto no siempre tiene por qué ser así. Una visión más general abarca una variedad de sistemas de solventes ácido-base, de los cuales el sistema de agua es solo uno (Cuadro\(\PageIndex{1}\)). Cada uno de estos tiene como base un disolvente anfiprótico (uno capaz de sufrir autoprotólisis), en paralelo con el caso familiar del agua.

El sistema de amoníaco es uno de los sistemas no acuosos más comunes en Química. El amoníaco líquido hierve a —33° C y se puede mantener convenientemente como líquido enfriando con hielo seco (—77° C). Es un buen disolvente para sustancias que también se disuelven en agua, como sales iónicas y compuestos orgánicos ya que es capaz de formar enlaces de hidrógeno. Sin embargo, muchas otras sustancias familiares también pueden servir como base de los sistemas de solventes protónicos como\(\PageIndex{1}\) indica la Tabla:

Tabla\(\PageIndex{1}\): Sistemas Solventes Populares
solvente	reacción de autoprotólisis	pK _ap
agua	2 H ₂ O → H ₃ O ⁺ OH ^—	14
amoníaco	2 NH ₃ → NH ₄ ⁺ + NH ₂ ^—	33
ácido acético	2 CH ₃ COOH → CH ₃ COOH ₂ ⁺ + CH ₃ COO ^—	13
etanol	2 C ₂ H ₅ OH → C ₂ H ₅ OH ₂ ⁺ C ₂ H ₅ O ^—	19
peróxido de hidrógeno	2 HO-OH → HO-OH ₂ ⁺ + HO-O ^—	13
ácido fluorhídrico	2 HF → H ₂ F ⁺ F ^—	10
ácido sulfúrico	2 H ₂ SO ₄ → H ₃ SO ₄ ⁺ + HSO _{4 ^—}	3.5

Un uso de los sistemas ácido-base no acuosos es examinar las fuerzas relativas de los ácidos y bases fuertes, cuyas fuerzas están "niveladas" por el hecho de que todas están totalmente convertidas en iones H ₃ O ⁺ u OH ^— en agua. Al estudiarlos en disolventes no acuosos apropiados que son más pobres aceptores o donantes de protones, se pueden determinar sus fuerzas relativas.