Cuando piensas en ácidos, ¿en qué piensas? Quizá pienses en alimentos ácidos como la piña o el vinagre, o quizá pienses en la definición más técnica, en la que una especie dona un protón. Pues bien, esa definición de ácido procede de la teoría de BrØnsted-Lowry. Hoy vamos a hablar de una teoría diferente: la teoría de ácidos y bases de Lewis.
En este artículo aprenderemos sobre los ácidos y las bases de Lewis: qué son, algunos ejemplos y cómo determinar su fuerza.
Este artículo trata sobre los ácidos y las bases de Lewis .
En primer lugar, definiremos qué son los ácidos y las bases de Lewis.
A continuación, veremos algunos ejemplos y aprenderemos cómo la teoría ácido-base de Lewis explica la formación de complejos de coordinación .
Después, aprenderemos a determinar la fuerza de los ácidos y las bases de Lewis.
Por último, trabajaremos en algunos problemas prácticos.
Definición de ácidos y bases de Lewis
Un ácido de Lewis escualquier especie que acepta un par de electrones. Estas especies también se denominan electrófilas, ya que son "amantes" o "atrayentes" de electrones
Una base de Lewis es cualquier especie que dona un par de electrones. Estas especies también se llaman nucleófilas, ya que son "amantes del núcleo", es decir, quieren estar más cerca de su núcleo deshaciéndose de electrones
En una reacción ácido-base de Lewis, la base "atacará" al ácido y donará un par de electrones. Esto hace que se forme un enlace covalente entre ambos.A continuación se muestra esta reacción general: Fig. 1:La base de Lewis "ataca" al ácido, formando un enlace
Hablemos ahora de esta reacción a nivel orbital. El par solitario de electrones de la base (electrones no enlazados) se encuentra en su orbital molecular de mayor ocupación (llamado HOMO). La base toma estos electrones e interactúa con el orbital molecular desocupado más bajo del ácido (llamado LUMO). Cuando interaccionan, forman un enlace a un nivel de energía más bajo, como se muestra a continuación:
Fig.2: El HOMO de la base interactúa con el LUMO del ácido para formar un enlace
Ejemplos de ácidos y bases de Lewis
Ahora que sabemos cómo es la reacción general, veamos algunos ejemplos:
Fig.3: Ejemplos de reacciones ácido-base de Lewis
En el ejemplo superior, el ion fluoruro (F-) es nuestra base, que ataca al compuesto ácido trifluoruro de boro (BF3). Tras la reacción, se forma un nuevo enlace B-F (en rojo) que da lugar al nuevo compuesto tetrafluorurode boro (BF4-).
En el ejemplo inferior, el amoníaco (NH3) es nuestra base y reacciona con el protón ácido/ión hidrógeno (H+). Esto forma un nuevo enlace N-H y el nuevo compuesto amonio (NH4+)
En general, si una especie tiene carga negativa, será una base. En cambio, si una especie tiene carga positiva, será un ácido.
Piensa en lo que nos dice esta carga. Por ejemplo, las especies con carga positiva carecen de electrones, lo que significa que probablemente sean ácidos, ya que quieren más electrones.
Complejos de coordinación
La teoría de Lewis de los ácidos y las bases es importante, ya que es capaz de explicar la formación de compuestos de coordinación, mientras que otras teorías no pueden hacerlo.
Los complejos de coordinación son especies en las que un ion metálico es el átomo central y otras especies (llamadas ligandos) están unidas a él.
Los complejos de coordinación se forman a partir de reacciones ácido-base repetidas, como se muestra a continuación:
Fig.4: Formación del compuesto de coordinación tetracianuro de cinc
Aquí, el ion cianuro (CN-) ataca al ion zinc cargado positivamente (Zn2+), que forma un enlace entre ellos. Esta reacción se produce 4 veces, con un total de 4 enlaces Zn-CN. Esto se considera un ion complejo , ya que es un compuesto de coordinación cargado.
En general, la base de Lewis será tu(s) ligando(s), mientras que tu ácido de Lewis es el átomo/ion metálico.
Fuerza de los ácidos y bases de Lewis
Fuerza de los ácidos de Lewis
Los ácidos de Lewis son electrófilos, por lo que su fuerza se basa en la electrofilicidad.
La electrofilicidad se basa (principalmente) en dos cosas:
La carga.
Electronegatividad.
Veamos estos dos conceptos por separado:
Carga
Los electrófilos tienden a tener cargas positivas. Una carga positiva indica una falta de electrones/densidad de electrones, por lo que desea fuertemente algunos electrones. Por ello, las especies con carga positiva van a ser más electrófilas que sus homólogas neutras.
En términos generales
$$A^+ > AX$$
Donde A es una especie cargada positivamente y X es una especie cargada negativamente
Por ejemplo
$$Mg^{2+}>MgCl_2$$
Electronegatividad
Laelectronegatividad mide la tendencia de una especie a atraer/ganar electrones.
En otras palabras, las especies muy electronegativas quieren/pueden manejar más electrones.A continuación se muestra una tabla con los valores de electronegatividad de la mayoría de los elementos:
Fig.5: Tabla de electronegatividades
Los elementos más cercanos a la parte superior derecha (flúor:F) de la tabla periódica son más electronegativos, por lo tanto, estos elementos son electrófilos más fuertes
Por ejemplo, he aquí la tendencia de la electofilia para el grupo 2:
Be^{2+}>Mg^{2+}>Ca^{2+}>Sr^{2+}$$, menos electrófilos
Fuerza de las bases de Lewis
Las bases de Lewis son nucleófilas, por lo que su fuerza se basa en la nucleofilia.
La nucleofilia se basa en cuatro cosas
Carga
Electronegatividad
Resonancia/localización de la carga
Obstáculo estérico
Desglosemos esto pieza por pieza
Carga
Los nucleófilos suelen tener cargas negativas. Esto se debe a que las cargas negativas indican densidad electrónica (es decir, un exceso de electrones). Las cargas negativas nos dicen: "¡Tengo electrones de más y necesito deshacerme de ellos!".
Así que, en general
$$A^->AH$$
Donde A- es la especie negativa (base conjugada) del ácido AH.
Por ejemplo, HS- es más nucleófilo que H2S.
Electronegatividad
Puesto que la electronegatividad es la tendencia a atraer electrones, los nucleófilos son más fuertes cuando son menos nucleófilos. Básicamente, a las especies altamente electronegativas "les gusta" tener una carga más negativa/alta densidad electrónica, por lo que no quieren "ceder" tanto sus electrones.
Por ejemplo, ésta es la tendencia de nuestros haluros (grupo 17):
Las especies son más nucleófilas cuando la carga está localizada, en lugar de deslocalizada, como se muestra a continuación:
Fig.6: Las cargas localizadas son más nucleófilas
"R" es un sustituto de cualquier grupo que contenga un componente carbono-hidrógeno.
Cuando una carga está deslocalizada, como se muestra a la derecha, la carga se debilita al dispersarse. Como la carga es "más débil", es menos reactiva y, por tanto, menos nucleófila.
Obstrucción estérica
Los "estéricos" están relacionados con la disposición espacial de los átomos, por lo que "impedimento estérico" significa que "la forma en que están dispuestos los átomos significa que estorban"
Por ejemplo
Fig.7: Más grupos R significan más "voluminosidad "
Básicamente, cuando un nucleófilo es "voluminoso" hace que la reacción sea más lenta, ya que su voluminosidad "estorba". Por eso, voluminoso=menos nucleófilo
Problemas prácticos de ácidos y bases de Lewis
Ahora que hemos aprendido mucho sobre los ácidos y las bases de Lewis, vamos a trabajar en algunos problemas prácticos:
Utilizando lo que sabes sobre las reacciones ácido-base de Lewis, muestra el producto de esta reacción y etiqueta el ácido y la base de Lewis
$$Cl^- + Ag^+ \rightarrow\,?$$
Cl- es nuestra base de Lewis, ya que tiene carga negativa, mientras que Ag+ es nuestro ácido de Lewis, ya que tiene carga positiva. En una reacción ácido-base de Lewis, la base "ataca" al ácido, por lo que forman un enlace, lo que significa que el producto de la reacción es AgCl.
Intentemos ahora una más complicada:
Utilizando lo que sabes sobre las reacciones ácido-base de Lewis, muestra el producto de esta reacción y etiqueta el ácido de Lewis y la base de Lewis
Fig.8: Ejemplo de problema
A primera vista, puede resultar difícil determinar qué es la molécula de carbono. Como pista, he dibujado la carga parcial sobre el átomo de carbono. Esta molécula es un nucleófilo (ácido de Lewis), debido a la carga parcial positiva del carbono.
La molécula de agua tiene dos pares solitarios, por lo que tiene electrones que puede donar. Esto significa que es la base de Lewis.
Ahora el producto. El carbono sólo puede tener cuatro enlaces, así que ¿cómo puede la base unirse a él? Pues bien, los electrones de uno de los enlaces carbono-oxígeno se devuelven al oxígeno, dándole una carga negativa. Ahora que el carbono vuelve a tener tres enlaces, puede unirse a la base y ser completamente neutro, como se muestra a continuación:
Fig.9: Ejemplo resuelto
Ácidos y Bases de Lewis - Puntos clave
Un ácido deLewis escualquier especie que acepta un par de electrones. Estas especies también se denominan electrófilas, ya que son "amantes" o "atrayentes" de electrones
Una base de Lewis es cualquier especie que dona un par de electrones. Estas especies también se llaman nucleófilas, ya que son "amantes del núcleo", es decir, quieren estar más cerca de su núcleo deshaciéndose de electrones
Los complejos de coordinación son especies en las que un ion metálico es el átomo central y otras especies (llamadas ligandos) están unidas a él
El ácido de Lewis es el centro metálico, mientras que la base de Lewis son los ligandos
La fuerza de un ácido de Lewis se basa en:
La carga: Las especies con carga positiva son más fuertes
Electronegatividad: Las especies más electronegativas son más fuertes
La fuerza de una base de Lewis se basa en:
La carga: Las especies con carga negativa son más fuertes
Electronegatividad: Las especies menos electronegativas son más fuertes
Resonancia/localización de la carga: La carga localizada es más fuerte que la carga deslocalizada
Obstáculo estérico: Las especies voluminosas son más débiles
Referencias
Fig.5-Tabla de electronegatividades (https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/4/42/Electronegative.jpg/640px-Electronegative.jpg) by ad blocker on Wikimedia commons licensed by CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/)
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Lily Hulatt is a Digital Content Specialist with over three years of experience in content strategy and curriculum design. She gained her PhD in English Literature from Durham University in 2022, taught in Durham University’s English Studies Department, and has contributed to a number of publications. Lily specialises in English Literature, English Language, History, and Philosophy.
Gabriel Freitas is an AI Engineer with a solid experience in software development, machine learning algorithms, and generative AI, including large language models’ (LLMs) applications. Graduated in Electrical Engineering at the University of São Paulo, he is currently pursuing an MSc in Computer Engineering at the University of Campinas, specializing in machine learning topics. Gabriel has a strong background in software engineering and has worked on projects involving computer vision, embedded AI, and LLM applications.
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