15.14: Ácidos y Bases de Lewis

En 1923, G. N. Lewis propuso una definición generalizada del comportamiento ácido-base en la cual los ácidos y las bases se identifican por su capacidad de aceptar o donar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado.

Un enlace covalente coordinado (o enlace dativo) ocurre cuando uno de los átomos en el enlace proporciona ambos electrones del enlace. Por ejemplo, un enlace covalente coordinado ocurre cuando una molécula de agua se combina con un ion hidrógeno para formar un ion hidronio. Un enlace covalente coordinado también ocurre cuando una molécula de amoníaco se combina con un ion de hidrógeno para formar un ion de amonio. Estas dos ecuaciones se muestran aquí.

Las reacciones que implican la formación de enlaces covalentes coordinados se clasifican como química ácido-base de Lewis. La especie que dona el par de electrones que componen el enlace es una base de Lewis, la especie que acepta el par de electrones es un ácido de Lewis, y el producto de la reacción es un aducto ácido-base de Lewis. Como ilustran los dos ejemplos anteriores, las reacciones ácido-base de Brønsted-Lowry representan una subcategoría de reacciones ácidas de Lewis, específicamente aquellas en las que la especie ácida es H⁺. A continuación se describen algunos ejemplos que incluyen otros ácidos y bases de Lewis.

El átomo de boro en el trifluoruro de boro, BF₃, tiene sólo seis electrones en su capa de valencia. Al estar por debajo del octeto preferido, BF₃ es un ácido de Lewis muy bueno y reacciona con muchas bases de Lewis; un ion flúor es la base de Lewis en esta reacción, donando uno de sus pares 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 iones óxido, bases de Lewis, para formar oxianiones:

Muchas reacciones ácido-base de Lewis son reacciones de desplazamiento en las cuales una base de Lewis desplaza a otra base de Lewis de un aducto ácido-base, o en las cuales un ácido de Lewis desplaza a otro ácido de Lewis:

Otro tipo de química ácido-base de Lewis implica la formación de un ión complejo (o un complejo de coordinación) que comprende un átomo central, típicamente un catión de metal de transición, rodeado de iones o moléculas llamadas ligandos. Estos ligandos pueden ser moléculas neutras, como el H₂O o NH₃, o iones, como el CN⁻ o el OH^&8722;. A menudo, los ligandos actúan como bases de Lewis, donando un par de electrones al átomo central.

Este texto está adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 15.2: Ácidos y bases de Lewis.

El modelo de Brønsted-Lowry define los ácidos y las bases en términos de protones, donde los ácidos son donantes de protones y las bases aceptores de protones. Por el contrario, el modelo de Lewis define los ácidos y las bases en términos de pares de electrones, donde los ácidos de Lewis son son aceptores de pares de electrones y las bases de Lewis son donantes de pares de electrones. En un ácido de Brønsted, como el ácido acético, el hidrógeno también puede actuar como un ácido de Lewis porque tiene un orbital vacío para aceptar electrones donados de una base, como el agua, que actúa como una base de Lewis.

La ventaja del modelo de Lewis es que permite a los científicos clasificar una mayor cantidad de compuestos como ácidos, incluidos los que no tienen protones ionizables. Por ejemplo, el trifluoruro de boro no se puede clasificar como ácido por el modelo de Brønsted-Lowry porque no contiene hidrógeno. Sin embargo, el trifluoruro de boro posee un octeto incompleto con un orbital vacío que puede aceptar un par de electrones de una base de Lewis, como el amoníaco y, por lo tanto, puede actuar como un ácido de Lewis.

El producto resultante formado por tales reacciones ácido-base de Lewis se denomina aducto ácido-basico de Lewis. Algunas moléculas, como el dióxido de carbono, pueden reorganizar sus electrones para actuar como un ácido de Lewis. Por ejemplo, en la reacción entre el agua y el dióxido de carbono, un par de electrones se mueve desde el enlace pi carbono-oxígeno hasta el oxígeno terminal del dióxido de carbono.

El orbital vacío resultante en el átomo de carbono le permite aceptar el par de electrones de una molécula de agua y actuar como un ácido de Lewis. A medida que la molécula de agua dona el par de electrones, actúa como una base de Lewis. En una reordenación adicional, se transfiere un protón del oxígeno del agua al oxígeno terminal del dióxido de carbono, lo que da como resultado la formación del aducto de ácido carbónico.

Los cationes metálicos pequeños, como el yoduro de aluminio o Al pueden volver a adquirir pares de electrones y actuar como ácidos de Lewis. Por ejemplo, el Al acepta pares solitarios de electrones del agua y forma iones de hexaacualuminio. Aquí, las moléculas de agua donan pares de electrones y actúan como una base de Lewis.