Modelo de Lewis

Lewis es reconocido por su modelo del enlace covalente y su concepto de los pares de electrones; sus estructuras de Lewis y otras contribuciones han dado forma a las teorías modernas de los enlaces químicos. Además aportó a la termodinámica, la fotoquímica y la separación de isótopos, y es también conocido por su concepto de ácidos y bases. 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, no están compartidos en un enlace, El número de coordinación es aquel 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

Ammino

Cloro

Ciano

Dietiléter

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 H₃ N→ 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.

Otros ejemplos

Hidroxo

Etoxo

Etanol

Etilendiamina

Hexaacuacobalto(II)

References

• [1] Imagen tomada de Wikipedia

Para conocer más acerca de las interacciones con los modelos dinámicos de moléculas y obtener más información acerca de JSmol, puede dirigirse a la página de Ayuda

Aviso importante: Es posible que en algunos dispositivos y pantallas de baja resolución algunas de las moléculas dinámicas se visualicen de forma superpuesta, o que sus marcos se traslapen. Para solucionar ese inconveniente se debe usar la función de alejamiento que está disponible en cualquier navegador. Esta función se activa en Windows y Linux con las teclas CTRL y -, y en iOS con las teclas ⌘ y -.

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