Las aportaciones de Lewis y Pauling.
26/01/2013 Por: Arturo García García. Prof. Carolina Rosas Luna.
La terc era revolu ción d e la Quím ica se di o g racias a las apo rtacio nes d e Gilbert Lewis y L inus Pauling. La 3era rev ol uc ión q uím ic a fu e qu izás l a m as im po rtan te: apar ecier on Niels B oh r c on su teor ía de q ue el áto m o es táco m pu esto po r capas de energ ía u orb itales atómico s, y qu e el salto del electrón d e un o rb ital a ot ro lib erab a o atr apab a energ ía, y qu e se cl asif ic aban seg ún el n º de electro nes d e valencia en S, P, D y F. Lewis con su m odelo de graficar los electrones de valencia por puntos . lo s p rin cip io s d e excl us ivi dad de Paul in g q ue d ecía qu e no po dían ex ist ir m ás de 2 electrones en un m ismo orbital, el principio de incertidum bre de Heis enb erg el c ual d ecía qu e no se p od ía co no cer d ónde r ealm ent e estab a el electrón y a que estaba con tinu amente en m ovim iento y que tam poc o s e podía determin ar su m om ento, sólo qu e había una región d ond e encon trarlo.
Graficacion de los electrones de valencia por puntos. Diagrama del par electrónico de Lewis y Pauling
1ºENL ACE COVAL ENT E:
Gilbert Newton Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en l a última capa) consiguen dicha configuración por captura de electrones; los metales, la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos. Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de Fuerzas intermoleculares.
EJEMPLO: En BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF 6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.
Aquí se ve que en un enlace covalente siempre s e da con un metal y un no metal, uno que sede ele ctrones y el otro que los acepta.
“Aportaciones de Pauling” Las aportaciones más relevantes de Linus Pauling fueron su teoría del enlace químico y su programa de análisis estructural de las macromoléculas biológicas. En su célebre obra The nature of the chemical bond (1939) explicó en profundidad los enlaces químicos entre átomos y, por tanto, la estructura de las moléculas y sistemas cristalinos, y las propiedades resultantes de las sustancias, sobre la base firme y cuantitativa de la mecánica cuántica recién formulada, impulsando de forma decisiva la química cuántica. En cuanto a sus hallazgos en el nacimiento de la biología molecular, aplicando las técnicas de la difracción de rayos X, determinó la estructura molecular de diferentes proteínas y estableció el modelo básico de grandes cadenas polipéptidas enrolladas una en otra a modo de hélice, noción que abrió paso claramente a la hélice de DNA, de la que estuvo muy próximo. Su contribución a la química se centró en multitud de aspectos de la estructura molecular, abarcando desde las moléculas simples a la complejidad de las proteínas. Fue uno de los pioneros en la aplicación de los principios de la mecánica cuántica y la difracción con rayos X a la estructura de las moléculas lo que le permitió calcular las distancias interatómicas y los ángulos entre los distintos enlaces químicos, analizando la influencia de los efectos magnéticos y térmicos en la formación de los compuestos, y relacionando esos parámetros experimentales con las características estructurales y la interacción entre las moléculas. Para explicar la equivalencia de los cuatro enlaces alrededor del átomo de carbono, introdujo el concepto de los orbitales híbridos, en los cuales los electrones orbitales son propulsados desde sus posiciones originales por la repulsión mutua electrostática. Reconoció la presencia de orbitales híbridos en la coordinación de iones o de grupos de iones en una disposición geométrica definida sobre un ion central. Su teoría de la valencia (positiva y negativa) dirigida, es decir, la capacidad de un átomo para combinarse con otros átomos, fue una consecuencia lógica de sus tempranas investigaciones, al igual que el carácter iónico parcial de los enlaces covalentes (átomos que compartían electrones). Su concepto empírico de electronegatividad como energía de atracción de los electrones en un enlace covalente, resultó útil en la clarificación posterior de estos problemas.
Diagrama de su enlace químico con la aportación de Lewis.
“Par Electrónico” Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para alc anzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel. La diferencia de electronegatividades entre los á tomos no es suficiente De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos o no metales. El enlace covalente se presenta cuando dos átomos comparten electrones para estabilizar la unión. A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electr ones de un átomo a otro; en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más e lectrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos á tomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la representación de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.
En la unión del enlace covalente, Lewis le agregaba una línea, Mientras que Pauling los encerraba en un círculo.
