15.2 Ácidos y Bases de Lewis

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

Un enlace covalente de coordinación (o enlace dativo) se produce cuando uno de los átomos del enlace aporta los dos electrones de enlace. Por ejemplo, un enlace covalente de coordinación se produce cuando una molécula de agua se combina con un ion de hidrógeno para formar un ion de hidronio. También se produce un enlace covalente de coordinación 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 de coordinación se clasifican como Teoría ácido-base de Lewis. La especie que dona el par de electrones que compone 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 las reacciones de ácido de Lewis, concretamente, aquellas en las que la especie ácida es H⁺. A continuación se describen algunos ejemplos en los que intervienen otros ácidos y bases de Lewis.

El átomo de boro del trifluoruro de boro, BF₃, solo tiene seis electrones en su capa de valencia. Al ser corto del octeto preferido, el BF₃ es un muy buen ácido de Lewis y reacciona con muchas bases de Lewis; un ion de fluoruro 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 ion de plata, el ácido de Lewis:

Los óxidos no metálicos actúan como ácidos de Lewis y reaccionan con iones de óxido, bases de Lewis, para formar oxianiones:

Muchas reacciones 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:

Otro tipo de Teoría ácido-base de Lewis consiste en la formación de un ion complejo (o un complejo de coordinación) que consta de un átomo central, normalmente un catión de metal de transición, rodeado de iones o moléculas denominados ligandos. Estos ligandos pueden ser moléculas neutras como H₂O o NH₃, o iones como CN^– u OH^–. A menudo, los ligandos actúan como bases de Lewis, donando un par de electrones al átomo central. Estos tipos de reacciones ácido-base de Lewis son ejemplos de una amplia subdisciplina denominada química de coordinación, tema de otro capítulo de este texto.

La constante de equilibrio para la reacción de un ion metálico con uno o más ligandos para formar un complejo de coordinación se denomina constante de formación (K_f) (a veces llamada constante de estabilidad). Por ejemplo, el ion complejo $\text{Cu}{(\text{CN})}_2{}^{\text{–}}$

se produce mediante la reacción

La constante de formación para esta reacción es

De manera alternativa, se puede considerar la reacción inversa (descomposición del ion complejo), en cuyo caso la constante de equilibrio es una constante de disociación (K_d). Según la relación entre las constantes de equilibrio para las reacciones recíprocas descritas, la constante de disociación es la inversa matemática de la constante de formación, K_d = K_f^–1. En el Apéndice K se presenta una tabulación de las constantes de formación.

Como ejemplo de disolución por formación de iones complejos, consideremos lo que ocurre cuando añadimos amoníaco acuoso a una mezcla de cloruro de plata y agua. El cloruro de plata se disuelve ligeramente en el agua, dando una pequeña concentración de Ag⁺ ([Ag⁺] = 1,3 $\times$ 10^–5 M):

Sin embargo, si el NH₃ está presente en el agua, el ion complejo, $\text{Ag}{({\text{NH}}_3)}_2{}^{\mathrm{+}},$ puede formarse según la ecuación:

con

El gran tamaño de esta constante de formación indica que la mayoría de los iones de plata libres producidos por la disolución de AgCl se combinan con NH ₃ para formar $\text{Ag}{({\text{NH}}_3)}_2{}^{\mathrm{+}}.$ En consecuencia, la concentración de iones de plata, [Ag ⁺], se reduce, y el cociente de reacción para la disolución del cloruro de plata, [Ag ⁺][Cl ^-], cae por debajo del producto de solubilidad del AgCl:

Entonces se disuelve más cloruro de plata. Si la concentración de amoníaco es lo suficientemente grande, todo el cloruro de plata se disuelve.

Ejemplo 15.14

Disociación de un ion complejo

Calcule la concentración del ion de plata en una solución que inicialmente es de 0,10 M con respecto a $\text{Ag}{({\text{NH}}_3)}_2{}^{\mathrm{+}}.$

Solución

Aplicando el enfoque estándar ICE a esta reacción se obtiene lo siguiente:

Sustituyendo estos términos de concentración de equilibrio en la expresión K_f se obtiene

$$K_{\text{f}}=\frac{[\text{Ag}{({\text{NH}}_3)}_2{}^{\mathrm{+}}]}{[{\text{Ag}}^{\mathrm{+}}]{[{\text{NH}}_3]}^2}$$

$$\mathrm{1,7}\times {10}^7\text{=}\frac{\mathrm{0,10}–x}{(x){(2x)}^2}$$

La constante de equilibrio muy grande significa que la cantidad del ion complejo que se disociará, x, será muy pequeña. Suponiendo que x << 0,1 permite simplificar la ecuación anterior:

$$\mathrm{1,7}\times {10}^7=\frac{\mathrm{0,10}}{(x){(2x)}^2}$$

$$x^3=\frac{\mathrm{0,10}}{4(\mathrm{1,7}\times {10}^7)}=\mathrm{1,5}\times {10}^{–9}$$

$$x=\sqrt[3]{\mathrm{1,5}\times {10}^{–9}}=\mathrm{1,1}\times {10}^{–3}$$

Porque solo el 1,1% de los $\text{Ag}{({\text{NH}}_3)}_2{}^{\mathrm{+}}$ se disocia en Ag⁺ y NH₃, la suposición de que el valor de x es pequeño está justificada.

El uso de este valor de x y las relaciones de la tabla ICE anterior permiten calcular las concentraciones de equilibrio de todas las especies:

$$[{\text{Ag}}^{\mathrm{+}}]=0+x=\mathrm{1,1}\times {10}^{–3}M$$

$$[{\text{NH}}_3]=0+2x=\mathrm{2,2}\times {10}^{–3}M$$

$$[\text{Ag}{({\text{NH}}_3)}_2{}^{\mathrm{+}}]=\mathrm{0,10}–x=\mathrm{0,10}–\mathrm{0,0011}=\mathrm{0,099}$$

La concentración de ion de plata libre en la solución es de 0,0011 M.

Compruebe su aprendizaje

Calcule la concentración de iones de plata, [Ag⁺], de una solución preparada disolviendo 1,00 g de AgNO₃ y 10,0 g de KCN en agua suficiente para hacer 1,00 L de solución. (Pista: Dado que K_f es muy grande, suponga que la reacción llega a completarse y calcule la concentración de [Ag⁺] producida por la disociación del complejo).

Respuesta:

2,9 $\times$ 10^–22 M