¿En qué se diferencia un ácido de Lewis de un agente oxidante; las bases de Lewis de los agentes reductores?

Question

Un ácido de Lewis se define como un aceptador de electrones. Un agente oxidante es también definido como un aceptador de electrones (en la teoría electrónica de la oxidación).

Entonces, ¿cuál es la diferencia básica entre un ácido y un agente oxidante ?

De la misma manera;

Una base de Lewis se define como un donante de electrones (teoría de Lewis). Un agente reductor es también definido como un donante de electrones (teoría electrónica). Por lo tanto, ¿cuál es la diferencia entre las bases y los agentes reductores? ¿Son exactamente lo mismo?

Hay un pregunta similar que, sin embargo, sólo considera las bases y los nucleófilos y no entra en detalles sobre la oxidación y la reducción.

Answer 1

Un ácido y un agente oxidante son conceptos muy diferentes que se aplican a fenómenos distintos, aunque un mismo compuesto puede ser ambos a la vez, por ejemplo $\ce{H2SO4}$ . Sin embargo, un compuesto también puede ser un ácido y un agente reductor, por ejemplo $\ce{HI}$ .

La teoría de ácidos y bases de Brønsted es claramente distinta de cualquier tipo de reacción redox, por lo que supongo que la confusión radica en la extensión de dicha teoría que aporta la teoría de Lewis. Pero primero unas breves palabras sobre la teoría de Brønsted: en ella, un ácido es un compuesto que puede transferir un $\ce{H+}$ en otro compuesto.

La teoría de Lewis considera que el reactivo de transferencia ácida no tiene por qué ser el hidrógeno. En su lugar, cualquier cosa con un orbital de baja energía desocupado puede funcionar como un ácido de Lewis; en particular, los compuestos de boro y los cationes metálicos. Al crearse un par ácido-base de Lewis, se forma un enlace de coordenadas. Básicamente, esto significa que la energía del par solitario de la base de Lewis disminuye porque interactúa con el orbital vacío del ácido de Lewis cuya energía aumenta. Esto puede representarse como $\ce{LB\bond{->}LA}$ . El concepto clave es que la interacción es totalmente reversible y que tras la disociación la base de Lewis mantiene su par solitario.

Sin embargo, cuando se habla de agentes oxidantes o reductores, los electrones son irreversiblemente transferido. En realidad, pasan de los orbitales del agente reductor (que se oxidará) a los orbitales del agente oxidante (que se reducirá). Esta transferencia es termodinámicamente favorable y, por lo tanto, los electrones no "volverán" sin más.

Para ejemplificar esto, consideremos dos reacciones de $\ce{H2SO4}$ una en la que es un agente oxidante y otra en la que es un ácido (tipo Brønsted; el protón de $\ce{H2SO4}$ es en realidad el ácido de Lewis).

$$\text{Acid-base:}\\ \ce{H2SO4 (l) + NH3 (g) <=>> NH4+ HSO4- (s)}$$

Obsérvese que el amoníaco, nuestra base, es un compuesto gaseoso a temperatura ambiente. Si se emplean las condiciones apropiadas (es decir, temperatura y baja presión), el equilibrio se dibujará hacia la izquierda, liberando el amoníaco como amoníaco ( $\ce{NH3}$ moléculas) incluyendo su par solitario. $\ce{H2SO4}$ se quedará atrás.

$$\text{Oxidising agent:}\\ \ce{2H2SO4 + Cu -> CuSO4 + SO2 ^ + 2 H2O}$$

$\ce{SO2}$ Al ser un gas, se difunde. Sin embargo, incluso si se lleva a cabo en un recipiente presurizado, no habrá una reacción significativa porque los electrones se han transferido completamente del cobre al azufre.

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El argumento de las bases de Lewis/agentes reductores es el mismo a la inversa.