Acidos Y Bases

Ácidos y bases de Lewis

El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de la base, la cual se puede definir como una sustancia que puede donar un par de electrones, y para el ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones. En 1923 y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos y bases:

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.

De esta forma se incluyen substancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son ácidos de Lewis.

• Ejemplos de ácidos de Brønsted-Lowry: HCl, HNO3, H3PO4.

• Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3.

Se puede tener una idea de la fuerza de una sustancia como ácido o base de Lewis utilizando la constante de disociación de su aducto con una base o ácido de Lewis tomado como referencia. Por ejemplo, para comparar la basicidad del amoníaco, metilamina, dimetilamina y trimetilamina en fase gaseosa, se puede utilizar el trimetilborano.

Constantes de disociación de los compuestos trialquilboro-amina a 100°C

Ácido Base Kb

(CH3)3B NH3 4.6

(CH3)3B CH3NH2 0.0350

(CH3)3B (CH3)2NH 0.0214

(CH3)3B (CH3)3N 0.472

Como ejemplo podemos tomar el caso de la protonación del amoniaco, que actúa como una base de Lewis al donar un par de electrones al agua, transferencia que lleva a su hidrólisis en oxhidrilo y protón, que es recibido por el amoníaco para formar amonio. Esto nos dice que una reacción ácido-base de Lewis es aquella en que existen donaciones de un par de electrones de una especie a otra sin cambios en los números de oxidación de las especies que interactúan. Al poner un ácido a una base, o una base a un ácido se neutralizaran.

Constante de disociación

La Constante de disociación o Kd es definida en termodinámica química como la relación matemática que se establece a partir de las concentraciones de los compuestos químicos que se forman en una reacción de disociación al alcanzar su punto de equilibrio.

Si un compuesto de fórmula Ax By se disocia según la reacción

la constante de disociación Kd se expresa mediante la siguiente relación de concentraciones (en moles por litro):

A menudo, la constante de disociación también se formula por pKd siendo

pKd = -log(Kd).

Constante de disociación del agua

Un ejemplo ilustrativo es el de la disociación espontánea del agua. La constante de disociación del agua, expresada porKw, es la constante de reacción asociada a la reacción química de autoprotolisis:

Los productos de ésta reacción son los iones oxonio (o iones hidronio) y los hidroxilos. En el estado de equilibrio químico, y en el caso de disoluciones diluidas, el Kw corresponde al producto de las concentraciones en iones, que en el caso de una temperatura de 25°C, cumplen la relación: [H3O+]×[OH-] = 10-14

y

pKw = -log(Kw) = 14

Esta reacción del agua ocurre de manera natural y espontánea, de manera que en el agua a presión atmosférica se encuentran tanto moléculas de agua como iones en una relación de concentraciones acorde con la Kw específica a cada temperatura.

Definición de sistema disolvente

Esta definición se basa en una generalización de la definición anterior de Arrhenius a todos los solventes autodisociables.

En todos estos disolventes, hay una cierta concentración de especies positivas, cationes solvonio, y especies negativas, aniones solvato, en equilibrio con las moléculas neutras del disolvente. Por ejemplo, el agua y el amoníaco se disocian en iones oxonio e hidróxido, y amonio y amida, respectivamente:

2 H2O H3O+ + OH−

2 NH3 NH4+ + NH2−

Algunos sistemas apróticos también sufren estas disociaciones, tales como el tetraóxido de dinitrógeno en nitrosonio y nitrato, y el tricloruro de antimonio, en dicloroantimonio y tetracloroantimoniato:

N2O4 NO+ + NO3−

2 SbCl3 SbCl2+ + SbCl4−

Un soluto que ocasiona un aumento en la concentración de los cationes solvonio y una disminución en los aniones solvato es un ácido, y uno que hace lo inverso es una base. En consecuencia, en amoníaco líquido, el KNH2 (que suministra NH2-) es una base fuerte, y el NH4NO3 (que suministra NH4+) es un ácido fuerte. En dióxido de azufre líquido, los compuestos de tionilo (que suministran SO2+) se comportan como ácidos, y los de sulfitos (que suministran SO32−) se comportan como bases.

Las reacciones ácido-base no acuosas en amoníaco líquido son similares a las reacciones en agua:

2 NaNH2 (base) + Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → Na2[Zn(NH2)4]

2 NH4I (ácido) + Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → [Zn(NH3)4)]I2

El ácido nítrico puede ser una base en ácido sulfúrico:

HNO3 (base) + 2 H2SO4 → NO2+ + H3O+ + 2 HSO4−

Lo que distingue a esta definición se muestra en la descripción de las reacciones en disolventes apróticos, por ejemplo,N2O4:

AgNO3 (base) + NOCl (ácido) → N2O4 + AgCl

Puesto que la definición

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