Química de Coordinación- MODELO DE LEWIS

 

Química de Coordinación- MODELO DE LEWIS

Resumen:

Las moléculas o grupos aniónicos, ligantes, con átomos con pares de electrones libres, átomos donores, se pueden unir a los iones metálicos por medio de estos pares para satisfacer el número de coordinación del ion metálico y formar los compuestos de coordinación


G. N. Lewis

G. N. Lewis was the person primarily responsible for establishing the international reputation of the Berkeley Chemistry Department as one of the best departments in the world. Born in 1875 in Weymouth, Massachusetts, he received his undergraduate and graduate education at Harvard University, earning the Ph.D. in 1899.

G.N Lewis

pie de foto

Lewis propuso su modelo de átomo en 1916 y a la vez pudo explicar de una manera sencilla el enlace químico, como un par de electrones que mantiene unidos a dos átomos. El fundamento del modelo son los pares electrónicos; la estabilidad de los compuestos se explica porque completan 8 electrones en su capa más externa. Con respecto a los compuestos de coordinación, Lewis postuló que:

"Los grupos que están unidos al ion metálico, conformando la entidad de coordinación, poseen pares libres de electrones, es decir, que no están compartidos en un enlace y definiá el número de coordinación como el que indica el número real de pares de electrones que están unidos al átomo metálico."

En otro aspecto de su teoría, Lewis propuso una definición más general para ácidos y bases, en la cual una base es aquella que tiene un par libre de electrones que puede donar a otro átomo, mientras que un ácido es la sustancia que puede aceptar un par libre de electrones para formar un enlace. En este sentido, el ion metálico en un complejo es un ácido de Lewis y los grupos que están unidos a este ion en la entidad de coordinación son bases de Lewis.

En este sentido, los siguientes grupos iónicos o moleculares, entre muchos otros, pueden actuar como bases de Lewis y unirse a un ion metálico:

Acuo
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particula de aguda particula de aguda
Ammino
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particula de amoniaco
Cloro
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particula de cloro
Ciano
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Dietileter
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molecula de eter

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Con base en este modelo, algunos autores hacen una diferencia entre el enlace covalente propiamente dicho, en donde se supone que cada átomo comprometido aporta un electrón para formar el enlace por par electrónico, y el enlace de coordinación, en donde se propone que sólo uno de los átomos comprometidos en el enlace aporta el par de electrones.Si bien esta diferenciación ayuda a entender el origen del enlace, una vez formado el compuesto de coordinación ya no tiene sentido, puesto que los enlaces son equivalentes. El caso más sencillo para ilustrar lo anterior es el del H3N y el H3N-H+ o mejor NH4 +, en el que se podría pensar que este último enlace es de coordinación y en algunos textos hasta se llega a representar como H3N H+; sin embargo, el ion NH4+ es un tetraedro regular, en el que todos los cuatro enlaces son equivalentes y por lo tanto, son imposibles de diferenciar.

A continuación se presentan los términos usados más frecuentemente en la química de la coordinación con su significado, lo cual no sólo ayuda a aclarar y ordenar las ideas, sino también a facilitar la comprensión del resto del capítulo y los próximos capítulos.

 



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