TABLA PERIÓDICA Y SUS PROPIEDADES
ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS
Hasta ahora, es probable que conozcas los ácidos y las bases por su sabor o por cómo cambian el pH del agua. Sin embargo, en 1923, el químico Gilbert N. Lewis revolucionó la ciencia al proponer una definición mucho más amplia y poderosa basada no en protones, sino en electrones.
La teoría de Lewis permite entender reacciones químicas fundamentales que ocurren incluso en ausencia de agua, expandiendo el concepto a rincones del universo invisible que otras teorías no lograban explicar.
CONCEPTOS CLAVES
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Ácido de Lewis: Es cualquier sustancia (átomo, ion o molécula) capaz de aceptar un par de electrones para
formar un enlace covalente. ¡Piensa en ellos como espacios vacíos buscando estabilidad! -
Base de Lewis: Es cualquier sustancia capaz de donar un par de electrones no compartidos. Tienen electrones libres "de sobra" listos para compartir.
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Aducto de Lewis: Es el compuesto final que se forma cuando el ácido y la base se unen mediante un enlace covalente coordinado o dativo (donde la base pone ambos electrones para el enlace).
RECURSO NECESARIO!!
EJEMPLO
La formación del Ion Amonio (NH4+)
El amoníaco NH3 tiene un par de electrones libres sobre el nitrógeno, por lo que actúa como una Base de Lewis. Cuando se encuentra con un ion de hidrógeno (H+), que no tiene electrones y actúa como un Ácido de Lewis, el nitrógeno le dona su par de electrones para unirse.
ECUACIÓN DE FORMACIÓN
La reacción general entre el amoníaco (base) y un protón (ácido) es:
Representación con Estructuras de Lewis
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El Amoníaco (NH3): El nitrógeno central tiene 5 electrones de valencia. Utiliza 3 para unirse a los hidrógenos y le queda un par de electrones libres (no compartidos). Actúa como la Base de Lewis.
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El Ion Hidrógeno (H+): Es un protón que ha perdido su único electrón, por lo que tiene un orbital completamente vacío. Actúa como el Ácido de Lewis.
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