teoría de ácidos y bases de lewis
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Teoría de ácidos y bases de LewisEstructuras de Lewis
Concepto de ácidos y bases de LewisReacciones ácido-base de Lewis
Teoría de ácidos y bases de Lewis
Gilbert Newton Lewis químico estadounidense que en 1938 formuló la teoría del enlace covalente donde propuso que no todas las reacciones ácido-base implican transferencia de protones, pero sin embargo forman siempre un enlace covalente dativo.
Propuso la escritura de fórmulas utilizando puntos para resaltar los electrones.
Según la teoría de Lewis:
Un ión hidrógeno (H+), invariablemente será un ácido.
Un ión hidróxido, (OH-), siempre será una base.
El concepto de Lewis además identifica como ácidos ciertas sustancias que no contienen hidrógeno y que tienen la misma función que los ácidos comunes que contienen hidrógeno.
24 )(SO 2
3 OSO
Ácido Base
ClAlCl34AlCl
ClAlCl34AlCl
ClAlCl3
Ácido Base
El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición.
Teoría Arrhenius Brønsted-Lowry Lewis
Definición de ácido Cede H+ en agua Cede H+ Captador de e-
Definición de base Cede OH- en agua Acepta H+ Donador de e-
Neutralización Formación de agua Transferencia de H+
Formación de enlace covalente
coordinado
Ecuación H+ + OH- → H2O HA + B- → A- + BH A+ + B- → A-B
LimitaciónSolo soluciones
acuosasSolo transferencia
de H+ Teoría general
Estructuras de Lewis
La estabilidad máxima se logra cuando un átomo tiende a adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano.
Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, solo entran en contacto sus regiones mas externas.
Un símbolo de puntos de Lewis consta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento.
Es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.
Escritura de las estructuras de Lewis
1. En general el átomo menos electronegativo ocupa la posición central.
El Hidrógeno y el Flúor suelen ocupar las posiciones terminales en las estructuras de Lewis.2. Obtener el número total de electrones de valencia , sumando el número de electrones de valencia de todos sus átomos.
Si se trata de un Anión sumar también su carga y si es un Catión restar la carga.
3. Dibuje una línea que representa un enlace covalente entre el átomo central y el átomo que lo rodea.
C= (8n-V)/2n= Numero de átomos diferentes de H
4. Para obtener el número de electrones no enlazantes o electrones solitarios, resta el número obtenido en el paso 3 al que obtuviste en el paso 1.
Distribúyelos en pares en los átomos exteriores.
5. Si el átomo central no pertenece a los grupos 1,2 o 13 de la tabla periódica, y tiene menos de ocho electrones, toma de los átomos exteriores (menos halógenos) el número de electrones necesarios para alcanzar el octeto formando doble o triples enlaces.
6. Calcular la carga formal de cada átomo.CF= N° de e- V - C - e- ne
Ejemplo: Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de
nitrógeno NF3
Solución:
Paso 1: El átomo de N es menos electronegativo que el F, así que la estructura básica del NF3 es:
Paso 2: Las configuraciones electrónicas de las capas externas de N y F son 2s22p3 y 2s22p5 respectivamente. Así es que hay 5+(7x3)=26 electrones de valencia para el NF3
Paso 3: Dibujamos los enlaces covalentes ente el N y cada F.
C= (8(4)-26)/2C=3
Paso 4: Calculamos los e- de no enlace. Completamos los octetos para los átomos de F y los dos electrones que restan los colocamos en el N.
e- ne= 26-3e- ne= 23
Debido a que la estructura satisface la regla del octeto para todos los átomos no es necesario el paso 5.
Verificación: Cuente los electrones de valencia en el NF3 (en los enlaces y en los pares libres). El resultado es 26, el mismo número de electrones de valencia en los tres átomos de F(3x7=21) y en un átomo de N(5).
Cargas formales:
CF Nitrógeno= (5-3-2)= 0 CF Flúor= (7-1-6)= 0
Ejercicio:
Escriba la estructura de Lewis para el ácido nítrico (HNO3), donde los tres átomos de O están enlazados al átomo central de N y el átomo de H que se ioniza se enlaza con uno de los átomos de O.
Concepto de ácidos y bases de LewisLas sustancias que no pueden clasificarse como
ácidos y bases con base en las definiciones de Arrhenius o de Brønsted-Lowry, pero son donadores o aceptores de un par electrónico, se les llama bases y ácidos de Lewis.
Ácido: toda sustancia, molécula o ion que pueda recibir uno o varios pares electrónicos solitarios, procedentes de otro átomo.
Base: toda sustancia, molécula o ion que pueda dar el par electrónico a otra molécula o ion.
La “donación” de un par electrónico, implica el establecimiento de un enlace coordinado.
Los ácidos de Lewis pueden clasificarse en 3 categorías:
1. Todos los cationes son ácidos de Lewis, puesto que combinan con pares electrónicos:
CNAg 2 ])([ 2CNAg
OHFe 22 6 2
62 ])([ OHFe
CNAg 2 ])([ 2CNAg CNAg 2
OHFe 22 6 2
62 ])([ OHFeOHFe 22 6
Los ácidos de Lewis pueden clasificarse en 3 categorías:
1. Todos los cationes son ácidos de Lewis, puesto que combinan con pares electrónicos:
CNAg 2
Los ácidos de Lewis pueden clasificarse en 3 categorías:
1. Todos los cationes son ácidos de Lewis, puesto que combinan con pares electrónicos:
CNAg 2
Los ácidos de Lewis pueden clasificarse en 3 categorías:
1. Todos los cationes son ácidos de Lewis, puesto que combinan con pares electrónicos:
CNAg 2
Los ácidos de Lewis pueden clasificarse en 3 categorías:
1. Todos los cationes son ácidos de Lewis, puesto que combinan con pares electrónicos:
CNAg 2
Los ácidos de Lewis pueden clasificarse en 3 categorías:
1. Todos los cationes son ácidos de Lewis, puesto que combinan con pares electrónicos:
CNAg 2
2. Los compuestos deficientes en electrones o compuestos en los cuales el átomo central puede expandir su capa de valencia.
3. Las moléculas en las cuales el átomo central posee uno o más enlaces múltiples.
ClGaCl 3 ][ 4GaCl
FAlF 333
6 ][AlF
ClGaCl 3 ][ 4GaClClGaCl 3
FAlF 333
6 ][AlF FAlF 33
Las bases de Lewis Incluyen:1. Todos los aniones, cuanto mayor sea la
densidad de la carga, mayor sera la fuerza de la base.
2. Las moléculas que tienen un par electrónico no compartido.
3. Los alquenos y alquinos que pueden formar enlaces coordinados con iones metálicos.
Reacciones ácido-base de LewisTodas las reacciones tienen un común denominador:
los átomos, las moléculas o iones tienden a buscar su estabilidad a través de los electrones de su orbital externo.
La reacción típica de Lewis se puede representar así:
BABA
La especie pueden ser llamadas complejos de coordinación, un aducto o un complejo ácido-base. La especie es llamada ácido de Lewis y la base de Lewis.
BA
A B
El producto de una reacción ácido-base de Lewis se conoce como ADUCTO.
Las reacciones se pueden clasificar en 2 grandes grupos en los cuales los átomos alcanzan su estabilidad.
3333 NHBFNHBF
BaseÁcido Aducto
Procesos REDOX, en estos los átomos participantes cambian los estados de oxidación.
1. Cuando un ácido se disuelve en agua:
ClOOH 3OHHClO 2
Reacciones en las cuales cambia la relación de coordinación.
2. Las reacciones de precipitación ocurren en la reacción de un catión metálico con una base y puede ser interpretada en términos de que la relación de coordinación cambia:
OHOHMg X 22)( OHOHMg x 2])([ 22
Bibliografía
Bargalló, Modesto. Principios de Química Inorgánica. Pags. 273-274
Principios de Química Inorgánica. Primera Edición. México: McGraw Hill. Pags. 258-259.
Raymond Chang, Mc Graw Hill, Química, 10ª Edición, Pág. 366-382.
Cruz D., Chamizo, J.A. y Garritz, A., Estructura atómica, Un enfoque químico, Addison Wesley Iberoamericana 1991
http://www.bdigital.unal.edu.co/1735/2/9583367125.2.pdf