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▷ Teoría Ácido y base según Lewis

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Ácido y Base según G. N. Lewis. Una perspectiva de Lewis ante los ácidos y bases. Ing. Edson Hdez. Sánchez A diferencia de Bronsted-L...
1 Commentario agosto 25, 2019
▷ Teoría Ácido y base según Lewis

Ácido y Base según G. N. Lewis. Una perspectiva de Lewis ante los ácidos y bases.

A diferencia de Bronsted-Lowry que decía que; Un ácido es un donante de protones y una base es un aceptor de protones, en ese artículo podrás observar que su teoría estaba limitada con ejemplos del armonio con agua, sin embargo una definición fundamental, y usada extensamente, es la propuesta por G. N. Lewis (1875 - 1946), químico americano. Él definió a un ácido como aceptor de un par de electrones y a una base como dador de un par de electrones (R. Frey, 1968 p.152). 

Para dejar las cosas claras, veamos la diferencia que existe entre un y un electrón en una imágen;


átomo de oxígeno
Imagen 1. Se muestra el átomo de Oxígeno, donde representa en su núcleo 8P (8 protones), 8N (8 neutrones) y 8 esferas verdes que indican que son 8 electrones.

Ejemplo de la teoría de Lewis

Un claro ejemplo, de la teoría de Lewis es la reacción que sucede entre el BF3 (Trifluoruro de boro) con el NH3 (Amoniaco), sin embargo para poder explicar lo que sucede con los electrones, te explicaré antes lo que sucede con estos compuestos a nivel cuántico;


La del BF3 es la siguiente;


orbitales del boro
Imagen 2. Configuración electrónica del Boro (B), "z" representa el núm. atómico del elemento.
El boro presenta una Hibridación Sp2, debido a que el orbital 2s2 presta un electrón al orbital "p" para estabilizarse, quedando de la siguiente forma; 

hibridación sp2
Imagen 3. La Hibridación del boro, donde el orbital "Pz" queda vacío, mas adelante observaras la importancia de ese orbital.

La combinación de orbitales entre s-p tiene una forma diferente, veamos como son cada orbital por separado;


orbitales p, s y sp
Imagen 4. La combinación de orbital "s" y "p" forman un orbital "sp", si hay uno de "s" y dos de "p" forman sp2
De esta manera tiene la capacidad de aceptar 3 electrones, veamos ahora la configuración electrónica del F (Fluor);
orbitales del fluor
Imagen 5. Configuración electrónica del Fluor (F), se puede observar que le hace falta un electrón en el orbital "P"

El Flour (F), no presenta hibridación (no lo requiere), sin embargo podemos observar que le falta un electrón, en un orbital P (Miren la Imagen 4, para ver la forma del orbital "P").


De esta manera cada electrón ubicado en "Pz" del Fluor (F), se "asienta" con los tres orbitales sp2 que forma el Boro (B) hibridado como se muestra en la imagen siguiente;

orbitales del fluoruro de boro
Muestra los orbitales que forma el Trifluoruro de Boro (BF3), en total hace tres enlaces sigma, hay tres orbitales sp2 (obvio), el flúor presenta un orbital P, los orbitales "px, py" del flúor no se muestra. 

Notase que el orbital vacío del Boro (B) no se muestra, sin embargo esta presente listo para ser usado en algunas momento, como ese momento en la que reacciona con el NH3.


Ahora observe cómo los 2 electrones libres del N, en la molécula del NH3, usa su capacidad de dador y, otorgando estos dos electrones, el orbital vacío del Boro (B) queda completo formando F3BNH3.

reacción del trifloruro de boro
Reacción química del BF3 (Trifluoruro de boro) más el NH3 (Amoniaco), notase que los dos electrones del nitrógeno se los ha dado al boro (quien tiene un orbital vacío) formando F3BNH3. Imagen obtenida de (Chang, 1992 p. 656)
Entonces;

¿Qué diferencia existe entre la teoría de Bronsted-Lowry y Lewis?

Podemos hacer una lista de sus diferencias, pero la principal, es que Bronsted habla en términos de protones, y Lewis de electrones (Imagen 1). 

Fuente.

  • R. Frey, P. (1968). Química Moderna(Primera ed.). (J. F. Cierco, Trad.) E.E.U.U: Montaner y Simon S.A. 
  • Chang, R. (1992). Química(Cuarta Edición ed.). México: McGrawll HIll.



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