Por ejemplo, me encontré con esta ecuación: $\ce{2Al_{(s)} + 6HCl_{(aq)}} \longrightarrow \ce{2Al^{3+}_{(aq)} + 6Cl^{-}_{(aq)} + 3H_2_{(g)}}$ Y pensé que esto era una reacción redox pero mi libro dice que muestra la naturaleza básica del aluminio?
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user5084
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En efecto, es redox - la teoría de Lewis no tiene en cuenta el redox, pero sobre la base de la teoría de Usanovich ...
Un ácido de Lewis es un aceptor de pares de electrones; una base de Lewis es un donante de pares de electrones. El ácido de Lewis más simple es el protón de hidrógeno. H $^{+}$ no tiene electrones por sí mismo. Acepta pares de electrones de las bases en las reacciones ácido-base de Lewis. Este es un ejemplo de reacción ácido-base de Lewis; observa cómo un par de electrones de la base de Lewis ataca al ácido de Lewis.
El redox -un portmanteau de reducción y oxidación- implica la transferencia de electrones. Oye, arriba hay electrones que se "transfieren", ¿no?
A primera vista, parece que todas las reacciones ácido-base de Lewis serían reacciones redox. Sin embargo, existe una artificial línea en la arena que uno haría bien en tener en cuenta.
Las reacciones redox, tal y como se enseñan en el nivel de química general, implican cambios en formal estado de oxidación. ¿Qué es un estado de oxidación? Es la carga hipotética que tendría un átomo si todos los enlaces fueran iónicos (en contraposición a la covalente, o de intercambio de electrones). Esto significa que el átomo más electronegativo de un enlace tendría completa posesión de los electrones de enlace.
Si volvemos a la reacción descrita anteriormente, vemos que los electrones no se están "transfiriendo" en el sentido formal. El hidrógeno tiene una electronegatividad mucho más baja que el oxígeno; por lo tanto, en un sentido formal, no ha ganado electrones - recuerde, al asignar los estados de oxidación formales, tomamos todos los enlaces como iónico .
Obviamente, en la realidad, ningún enlace es 100% iónico, pero esta es exactamente la línea artificial en la arena de la que hablaba.
Por ejemplo, me encontré con esta ecuación: $\ce{2Al_{(s)} + 6HCl_{(aq)}} \longrightarrow \ce{2Al^{3+}_{(aq)} + 6Cl^{-}_{(aq)} + 3H_2_{(g)}}$ Y pensé que esto era una reacción redox pero mi libro dice que muestra la naturaleza básica del aluminio?
En efecto, se trata de una reacción redox, ya que el aluminio se oxida y el hidrógeno se reduce a medida que avanzamos de izquierda a derecha.
También muestra que el aluminio puede reaccionar con el ácido clorhídrico para producir gas de hidrógeno; esto elimina los protones de hidrógeno de la solución y, por tanto, hace que el sistema sea más básico.
No se trata de una reacción ácido-base en el sentido de Lewis, ya que no se transfieren pares de electrones. Tampoco es una reacción ácido-base en el sentido de Bronsted, ya que los protones de hidrógeno no se desplazan.
En base a la teoría de Usanovich, Al como reductor sería efectivamente básico.
Usanovich define un ácido que acepta carga negativa; una base como algo que acepta carga positiva. Por lo tanto, el Al es una base aquí; se vuelve positivo de izquierda a derecha. Esta teoría es una visión aún más generalizada de los ácidos y las bases que la teoría ácido-base de Lewis.
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Ohh me disculpo, me refería al carácter básico del aluminio. Lo editaré ahora mismo
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Efectivamente es redox - la teoría de Lewis no explica el redox, pero en base a la teoría de Usanovich el Al como reductor sería efectivamente básico.