miércoles, 23 de febrero de 2011

Teoría ácido-base 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.
Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo.  (H+)
Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser donados para formar enlaces covalentes dativos. (OH-)
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.
Todas las sustancias químicas que son ácidos o bases según las teorías de Arrhenius y de Brönsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis; pero muchos ácidos de Lewis, no lo son de Brönsted, ejemplo:
(BF3 + :NH3 F3B NH3)

 Bases de LEWIS
 
Las definiciones de Arrhenius o de Brönsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
También existen sustancias de Lewis, que pueden actuar como ácidos y bases a la vez, es decir, son anfóteras (ej: óxido de aluminio).


Según la teoría de Lewis, un ión hidrógeno (H+), invariablemente será un ácido, y un ión hidróxido, (OH-), siempre será una base; pero las definiciones de Lewis amplían el modelo ácido - base por lo que tienen gran importancia en la química orgánica ya que 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. 
Ej: SO3  + (O)-2  -->   (SO4)-2 donde el SO3 actúa como ácido y el (SO4)-2 como base.
O  en la reacción   AlCl3  +  Cl-  -->  AlCl4- donde el tricloruro de aluminio actúa como ácido y el ion tetracloruro de aluminio como base.
Muchos de los ácidos de Lewis, son importantes catalizadores en diversas reacciones orgánicas.
Lewis determinó una base como una sustancia que posee un par de electrones sin compartir, con el cual puede formar un enlace covalente con un átomo, una molécula o un ión.  Un ácido es una sustancia que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones de la base.
Para los ácidos y las bases de Lewis, existen reglas cualitativas que nos permiten poder predecir la fuerza de una sustancia, y estimar incluso, que tipo de base preferirá un ácido concreto o viceversa. Estas reglas se pueden dividir en:
Bases fuertes, son aquellas sustancias que tienen un átomo que cede, cuya densidad electrónica se deforma difícilmente (polariza), debido a esto, por lo general, el átomo dador es de pequeño tamaño y bastante electronegativo. Ej: F-, OH-, O-2
Bases débiles, en cambio, son aquellas sustancias que poseen un átomo dador cuya densidad electrónica se deforma fácilmente. Dichos átomos suele ser menos electronegativos, y de mayor tamaño que en las bases fuertes. Por ejemplo: Br-, I-, CN-, CO-

Las sustancias que son bases en el sistema de Brönsted también son bases de acuerdo con el sistema de Lewis.  No obstante, la definición de Lewis de un ácido amplía el número de sustancias que se clasifican como ácidos.
Un ácido de Lewis posee un orbital desocupado capaz de aceptar pares de electrones de la base.

Las especies químicas que funcionan como ácidos de Lewis, incluyen:
Moléculas o átomos que posean octetos incompletos, varios cationes sencillos,  algunos átomos metálicos y los compuestos que tienen átomos centrales capaces de extender sus niveles de valencia.

En general, los ácidos que forman mejor los enlaces con las bases fuertes, reciben el nombre de ácidos fuertes, y los ácidos que forman mejores enlaces con las bases débiles, reciben el nombre de ácidos débiles.

Ácidos fuertes de Lewis:  H+  Li+  Na+  K+  Be+2  Mg+2  Ca+2  Sr+2  Sn+2  Al+3  Si+4
Ácidos débiles de Lewis:  Cu+  Ag+  Au+  Ti+  Hg+  Cs+  Pd+2  Cd+2  Pt+2  Hg+2

Diferencias de las teorías ácido base:
Teoría
Arrhenius
Brönsted-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
Limitación
Solo soluciones acuosas
Solo transferencia de H+
Teoría general












41 comentarios:

  1. ESTA BIEN HECHO ESTE TRABAJO

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  2. me gusto mucho esta bien explicado, aunque un poco difícil

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  3. Me gusto porque es el primero que encuentro que tiene una tabla comparativa, me ayudo a entender muchas cosas (: Gracias

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  4. Podrías poner alguna bibliografía del libro en que te basaste?? saludos. muy buena información.

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    1. La bibliografía está en otra página del blog ... exprofeso
      Recuerda que hay que consultar varias fuentes no sloamente una
      Eso es lo que hace un buen investigador

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  5. le faltan algunas cosas, pero esta bien esplicado GRACIAS

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  6. justo lo que buscaba para mi tarea, gracias, cortico pero sustancioso! jejejeje

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  7. Buenisima, la verdad me salvo !

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  8. Interesante y clara la explicación desarrollada. Trabajo recomendable. Rubén

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  9. esta buena la informacion, esta breve concisa y se entiende muy bien, buen aporte

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  10. Me gustó tu cuadro comparativo :)
    Gracias!

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  11. yo tratando de buscar las limitaciones de las teorías y aquí las tenias, muchas gracias

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  12. Me sirve para mis tareas :3333

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  13. muy bien explicado..muchas gracias

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  14. Gracias amiga, me sirvió muchísimo cuídate y que Dios te bendiga, nuevamente gracias.
    Me lo has explicado mejor que mi maestro ajaja

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  15. ME SIRVIO MUCHISIMO ESTA INFO SUPER MIL GRACIAS

    UN BESO

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  16. Esta muy bien os agradesco la info

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  17. Me gustó mucho el resumen sobre ácidos y bases de Lewis y el cuadro comparativo. Gracias por la información.

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  18. oooo q chida explicacion ojala me saque un 10 jejejeje :D

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  19. Muy bien explicado me va ayudar a rendir el final mil gracias =D

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  20. Está genial, muchas gracias aunque está un poquito complicado :)

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  21. esta complicado, la verdad la química no se me da ojala y pase mi examen extraordinario 8

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  22. EXCELENTE, ES EXACTAMENTE LO Q BUSCABA, ME HA AYUDADO A COMPRENDER CON FACILIDAD. GRACIAS!!!

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  23. Amigo o Amiga... no se quien lo escribio. Pero mil gracias! Muy buena info (y)

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  24. Que cool, gracias :D

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  25. muy interesante, justo lo que buscaba, esta perfecto me ayudo mucho

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  26. si muy bueno gracias ya antedí como es que funciona todo jaja gracias

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  27. La verdad sin duda un buen trabajo he visto algunos otros que están en la red & este es uno de los mejores felicidades sigue así C:

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  28. super buena la informacion

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  29. pues ken sabe aber si le entiendo

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  30. que buena informacion

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