Teoría de ácidos y bases de Lewis Estructuras de Lewis Concepto de ácidos y bases de Lewis Reacciones ácido-base de LewisTeoría 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. siempre será una base. . (OH-). 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. SO3 O 2 Ácido (SO4 ) 2 Base AlCl 3 Cl AlCl 4 Ácido Base . La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. .El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. → H2O HA + B.Teoría Arrhenius Brønsted-Lowry Lewis Definición de ácido Cede H+ en agua Cede H+ Captador de e- Definición de base Cede OH.+ BH A+ + B.→ A-B Limitación Solo soluciones acuosas Solo transferencia de H+ Teoría general .en agua Acepta H+ Donador de e- Neutralización Formación de agua Transferencia de H+ Formación de enlace covalente coordinado Ecuación H+ + OH.→ A. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico.Estructuras de Lewis La estabilidad máxima se logra cuando un átomo tiende a adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano. . solo entran en contacto sus regiones mas externas. Es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.Un símbolo de puntos de Lewis consta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento. . . . Obtener el número total de electrones de valencia . El Hidrógeno y el Flúor suelen ocupar las posiciones terminales en las estructuras de Lewis.Escritura de las estructuras de Lewis 1. 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. 2. En general el átomo menos electronegativo ocupa la posición central. Para obtener el número de electrones no enlazantes o electrones solitarios. Distribúyelos en pares en los átomos exteriores. . resta el número obtenido en el paso 3 al que obtuviste en el paso 1. C= (8n-V)/2 n= Numero de átomos diferentes de H 4. Dibuje una línea que representa un enlace covalente entre el átomo central y el átomo que lo rodea.3. ne .e.5.2 o 13 de la tabla periódica. toma de los átomos exteriores (menos halógenos) el número de electrones necesarios para alcanzar el octeto formando doble o triples enlaces. Calcular la carga formal de cada átomo. CF= N° de e. 6. y tiene menos de ocho electrones. Si el átomo central no pertenece a los grupos 1.C .V . así que la estructura básica del NF3 es: .Ejemplo: Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno NF3 Solución: Paso 1: El átomo de N es menos electronegativo que el F. Paso 2: Las configuraciones electrónicas de las capas externas de N y F son 2s22p3 y 2s22p5 respectivamente. C= (8(4)-26)/2 C=3 . 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. Paso 4: Calculamos los e.ne= 26-3 e. e.de no enlace. Completamos los octetos para los átomos de F y los dos electrones que restan los colocamos en el N.ne= 23 . Verificación: Cuente los electrones de valencia en el NF3 (en los enlaces y en los pares libres). Cargas formales: CF Nitrógeno= (5-3-2)= 0 CF Flúor= (7-1-6)= 0 . 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).Debido a que la estructura satisface la regla del octeto para todos los átomos no es necesario el paso 5. .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. procedentes de otro átomo. . molécula o ion que pueda recibir uno o varios pares electrónicos solitarios. Ácido: toda sustancia. pero son donadores o aceptores de un par electrónico. molécula o ion que pueda dar el par electrónico a otra molécula o ion. Base: toda sustancia. se les llama bases y ácidos de Lewis.Concepto de ácidos y bases de Lewis Las sustancias que no pueden clasificarse como ácidos y bases con base en las definiciones de Arrhenius o de Brønsted-Lowry. La “donación” de un par electrónico. implica el establecimiento de un enlace coordinado. . Todos los cationes son ácidos de Lewis. puesto que combinan con pares electrónicos: Ag 2CN Fe2 6H 2 O [ Ag (CN ) 2 ] [ Fe( H 2 O) 6 ] 2 .Los ácidos de Lewis pueden clasificarse en 3 categorías: 1. puesto cationes son ácidos de Lewis. .2. Los compuestos deficientes en electrones o compuestos en los cuales el átomo central puede expandir su capa de valencia. Las moléculas en las cuales el átomo central posee uno o más enlaces múltiples. GaCl 3 Cl [GaCl 4 ] [ AlF6 ] 3 AlF3 3F 3. cuanto mayor sea la densidad de la carga. Los alquenos y alquinos que pueden formar enlaces coordinados con iones metálicos. Las moléculas que tienen un par electrónico no compartido. 3. mayor sera la fuerza de la base.Las bases de Lewis Incluyen: 1. Todos los aniones. . 2. La especie A es llamada ácido de Lewis y B la base de Lewis. La reacción típica de Lewis se puede representar así: A B A B La especie A B pueden ser llamadas complejos de coordinación. un aducto o un complejo ácido-base.Reacciones ácido-base de Lewis Todas 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. . El producto de una reacción ácido-base de Lewis se conoce como ADUCTO. . BF3 NH 3 BF3 NH 3 Ácido Base Aducto Las reacciones se pueden clasificar en 2 grandes grupos en los cuales los átomos alcanzan su estabilidad. Procesos REDOX. HClO H 2 O H 3 O ClO . en estos los átomos participantes cambian los estados de oxidación. Cuando un ácido se disuelve en agua: 1. Mg (OH ) 2 X H 2 O . Reacciones en las cuales cambia la relación de coordinación. 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: [ Mg ( H 2 O ) x ] 2 2OH 2. . y Garritz.pdf . A. Pags. Chamizo. Pág.co/1735/2/9583367125.edu. 273-274 Principios de Química Inorgánica. Cruz D. 366-382. Química. 258-259.A. Modesto.Bibliografía Bargalló.unal. Mc Graw Hill. Primera Edición. Principios de Química Inorgánica. J. Raymond Chang. 10ª Edición.. Estructura atómica. 2. Pags. México: McGraw Hill.. Un enfoque químico. Addison Wesley Iberoamericana 1991 http://www.bdigital.