Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Concepto de Lewis


La química a menudo ofrece enfoques diferentes para entender el comportamiento de las sustancias. El estudio de ácidos y bases es un área donde varias teorías ofrecen perspectivas complementarias. El concepto de Lewis es un enfoque sofisticado que amplía nuestra comprensión de ácidos y bases más allá del modelo tradicional basado en hidrógeno.

Introducción al concepto de Lewis

El concepto de Lewis, nombrado en honor a Gilbert N. Lewis, fue desarrollado a principios del siglo XX. Este enfoque considera el comportamiento de pares de electrones en lugar de iones de hidrógeno, lo cual permite que se aplique más ampliamente a una mayor gama de reacciones químicas. En el modelo de Lewis, las sustancias se clasifican según su capacidad para aceptar o donar pares de electrones.

Definiciones

Según el concepto de Lewis:

  • Un ácido de Lewis es un compuesto químico que puede aceptar un par de electrones.
  • Una base de Lewis es un compuesto químico que puede donar un par de electrones.

Entendiendo el mecanismo

La esencia de las interacciones ácido-base de Lewis se puede entender considerando el intercambio de pares de electrones. Consideremos algunos ejemplos para aclarar este concepto:

Ejemplo: amoníaco y trifluoruro de boro

La reacción entre el amoníaco (NH 3) y el trifluoruro de boro (BF 3) es un ejemplo clásico:

        NH 3 + BF 3 → NH 3 → BF 3

En este ejemplo, el amoníaco actúa como una base de Lewis porque dona su par de electrones, mientras que el trifluoruro de boro actúa como un ácido de Lewis porque acepta ese par de electrones.

Ejemplo: agua e iones de hidrógeno

La interacción del agua con un ion de hidrógeno es otro gran ejemplo:

        H 2 O + H + → H 3 O +

Aquí, el agua (H 2 O) dona un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado con el ion de hidrógeno (H +), convirtiendo al agua en una base de Lewis y al ion de hidrógeno en un ácido de Lewis.

Visualización de interacciones de pares de electrones

Para entender mejor estas interacciones, considere el siguiente diagrama que muestra la reacción del amoníaco con un ion de hidrógeno:

, NH 3 H + NH4 +

En esta ilustración visual, las flechas muestran el flujo y la transferencia del par de electrones del amoníaco al ion de hidrógeno.

Ejemplos textuales de ácidos y bases de Lewis

Compuestos de boro

Muchos compuestos de boro actúan como ácidos de Lewis debido a la naturaleza deficiente en electrones del boro. En el ejemplo del trifluoruro de boro:

        BF 3 + :NH 3 → BF 3 NH 3

El trifluoruro de boro carece de suficientes electrones para lograr un octeto estable, haciéndolo un poderoso ácido de Lewis, aceptando electrones de un donante.

Iones metálicos

Los iones metálicos como Cu 2+, Al 3+, y Fe 3+ son también excelentes ejemplos de ácidos de Lewis porque pueden aceptar fácilmente pares de electrones de ligandos (bases de Lewis) para formar complejos de coordinación.

        Cu 2+ + 4NH 3 → [Cu(NH 3) 4 ] 2+

Comparación con otras teorías de ácidos y bases

Comparado con las teorías de Arrhenius y Brønsted-Lowry, el concepto de Lewis proporciona una definición más amplia:

  • La teoría de Arrhenius se centra en la producción de iones H + y iones OH - en agua.
  • La teoría de Brønsted-Lowry define los ácidos como donadores de protones y las bases como aceptadores de protones.
  • La teoría de Lewis extiende este concepto para incluir reacciones que no involucran protones, y en su lugar se enfoca en la transferencia de pares de electrones.

Por ejemplo, considere la reacción de trióxido de azufre y oxígeno:

        SO 3 + O 2- → SO 4 2-

Tales reacciones no encajan bien en las definiciones de Arrhenius o Brønsted-Lowry, pero son elegantemente explicadas por el concepto de Lewis mediante la aceptación y donación de pares de electrones.

Importancia del concepto de Lewis en química

El concepto de Lewis es fundamental para entender una amplia variedad de reacciones químicas, incluyendo la formación de complejos y la catálisis. También proporciona un enfoque unificador para entender fenómenos químicos diversos como la lluvia ácida, la síntesis industrial y los procesos biológicos. Por ejemplo, las enzimas a menudo pueden explicarse como bases de Lewis que interactúan con cofactores de iones metálicos, que actúan como ácidos de Lewis.

Conclusión

El concepto de Lewis enriquece significativamente nuestra comprensión de la química de ácidos y bases, ofreciendo explicaciones más allá de las limitaciones de modelos anteriores. Con su enfoque en las interacciones de pares de electrones, esta teoría ayuda a explicar procesos químicos complejos, convirtiéndose en una piedra angular en el estudio de la química. Ya sea en el laboratorio, en la industria o en el mundo natural, la teoría de Lewis proporciona un marco poderoso para explicar una amplia gama de contingencias químicas.


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