Ácido de Lewis

Ácido de Lewis: substância que aceita um par de elétrons para formar uma ligação covalente.

Os ácidos de Lewis são as espécies químicas que possuem orbitais vazios e são capazes de aceitar pares de elétrons de bases de Lewis.

Este termo foi classicamente usado para descrever espécies químicas com uma estrutura planar trigonal e um orbital p vazio.

Um exemplo de tal ácido de Lewis seria Br3 (onde R pode ser um haleto ou um substituinte orgânico).

Água e alguns outros compostos são considerados como ácidos e bases de Lewis, pois podem aceitar e doar pares de elétrons com base na reação.

Especificamente, uma molécula é chamada de ácido de Lewis quando pode aceitar um par de elétrons de outra molécula doadora, chamada base de Lewis.

Portanto, a teoria de Lewis de ácidos e bases gira em torno das trocas de elétrons.

Os ácidos de Lewis contêm um orbital vazio, portanto, responsável pelo espaço que eles têm para os novos elétrons irem.

Os cátions são ótimos exemplos de ácidos de Lewis, pois têm carga positiva e provavelmente aceitam elétrons para serem reduzidos à sua forma neutra.

Conceito Lewis de ácidos e bases

Ácidos e bases são uma parte importante da química.

Uma das teorias mais aplicáveis é o motivo de ácido/base de Lewis que estende a definição de um ácido e base além dos íons H⁺ e OH^–, conforme descrito por ácidos e bases de Brønsted-Lowry.

As definições de Lewis de ácidos e bases

Em 1923, G. N. Lewis sugeriu outra maneira de olhar para a reação entre os íons H⁺ e OH^–.

No modelo de Brnsted, o íon OH^– é a espécie ativa nesta reação, ele aceita um íon H⁺ para formar uma ligação covalente.

No modelo de Lewis, o íon H⁺ é a espécie ativa – ele aceita um par de elétrons do íon OH^– para formar uma ligação covalente.

Na teoria de Lewis das reações ácido-base, as bases doam pares de elétrons e os ácidos aceitam pares de elétrons.

Um ácido de Lewis é, portanto, qualquer substância, como o íon H⁺, que pode aceitar um par de elétrons não ligados. Em outras palavras, um ácido de Lewis é um aceitador de par de elétrons.

Uma base de Lewis é qualquer substância, como o íon OH, que pode doar um par de elétrons não ligados.

Uma base de Lewis é, portanto, um doador de pares de elétrons.

Uma vantagem da teoria de Lewis é a forma como complementa o modelo de reações de oxidação-redução.

As reações de oxidação-redução envolvem a transferência de elétrons de um átomo para outro, com uma mudança líquida no número de oxidação de um ou mais átomos.

A teoria de Lewis sugere que os ácidos reagem com as bases para compartilhar um par de elétrons, sem alteração nos números de oxidação de nenhum átomo.

Muitas reações químicas podem ser classificadas em uma ou outra dessas classes. Ou os elétrons são transferidos de um átomo para outro, ou os átomos se unem para compartilhar um par de elétrons.

A principal vantagem da teoria de Lewis é a maneira como ela expande o número de ácidos e, portanto, o número de reações ácido-base.

Na teoria de Lewis, um ácido é qualquer íon ou molécula que pode aceitar um par de elétrons de valência não ligados. Concluí -se que os íons Al³⁺ formam ligações com seis moléculas de água para dar um íon complexo.

Este é um exemplo de reação ácido-base de Lewis. A estrutura de Lewis da água sugere que esta molécula possui pares não ligados de elétrons de valência e pode, portanto, atuar como uma base de Lewis.

A configuração eletrônica do íon Al³⁺ sugere que este íon tem orbitais 3s, 3p e 3d vazios que podem ser usados para manter pares de elétrons não ligados doados por moléculas de água vizinhas.

Assim, o íon Al(H₂O)₆³⁺ é formado quando um íon Al³⁺ agindo como um ácido de Lewis coleta seis pares de elétrons de moléculas de água vizinhas agindo como bases de Lewis para dar um complexo ácido-base, ou íon complexo.

A terapia ácido-base de Lewis explica por que o BF₃ reage com a amônia.

O BF₃ é uma molécula trigonal-planar porque os elétrons podem ser encontrados em apenas três lugares na camada de valência do átomo de boro.

Como resultado, o átomo de boro é hibridizado com sp2, o que deixa um orbital 2pz vazio no átomo de boro.

O BF₃ pode, portanto, atuar como um aceitador de par de elétrons, ou ácido de Lewis.

Ele pode usar o orbital 2pz vazio para pegar um par de elétrons não ligados de uma base de Lewis para formar uma ligação covalente.

O BF₃, portanto, reage com as bases de Lewis, como o NH₃, para formar complexos ácido-base nos quais todos os átomos têm uma camada preenchida de elétrons de valência, conforme mostrado na figura abaixo.

A teoria ácido-base de Lewis também pode ser usada para explicar por que óxidos não metálicos, como o CO₂, se dissolvem na água para formar ácidos, como o ácido carbônico H₂CO₃.

No curso dessa reação, a molécula de água atua como um doador de par de elétrons, ou base de Lewis. O aceitador de par de elétrons é o átomo de carbono em CO₂.

Quando o átomo de carbono pega um par de elétrons da molécula de água, ele não precisa mais formar ligações duplas com os outros átomos de oxigênio, conforme mostrado na figura abaixo

Um dos átomos de oxigênio no intermediário formado quando a água é adicionada ao CO₂ carrega uma carga positiva; outro carrega uma carga negativa.

Depois que um íon H⁺ foi transferido de um desses átomos de oxigênio para o outro, todos os átomos de oxigênio no composto são eletricamente neutros.

O resultado líquido da reação entre o CO₂ e a água é, portanto, o ácido carbônico, H₂CO₃.

O que é um ácido de Lewis?

O termo ácido de Lewis deve o seu nome ao químico americano Gilbert N. Lewis.

Os primeiros químicos reconheciam o ácido como uma substância com sabor azedo que reage com alguns metais e neutraliza as bases, ou álcalis, produzindo um sal.

Desde o final do século 19, entretanto, tentativas têm sido feitas para definir ácidos e bases de uma forma mais rigorosa e que explique o que realmente acontece em uma reação ácido-base.

Lewis é a definição mais ampla.

Em 1883, o químico sueco Svante Arrhenius definiu um ácido como uma substância que forma íons hidrogênio (H +) em solução aquosa e uma base como uma substância que forma íons hidróxido (OH-).

Os íons H + – que são simplesmente prótons – são muito reativos para existir em uma solução aquosa e se associam com as moléculas de água para formar íons de hidrônio (H₃O⁺).

A definição de Arrhenius se mostrou muito útil e cobre a maioria dos compostos comumente considerados como ácidos.

Por exemplo, o ácido clorídrico, uma solução do gás cloreto de hidrogênio em água, fornece íons H + que formam íons hidrônio em solução: HCl + H₂O  H₃O + + Cl-.

Essa definição permaneceu o padrão até meados do século 20 e ainda é freqüentemente usada hoje.

Uma característica definidora de todos os ácidos é que eles neutralizam as bases para produzir sais.

Um exemplo é a reação do ácido clorídrico com hidróxido de sódio (NaOH) para produzir cloreto de sódio e água (H₂O): H₃O + Cl- + Na + OH-  Na + Cl- + H2O. Aqui, os íons H + fornecidos pelo ácido clorídrico se combinaram com os íons OH- fornecidos pelo hidróxido de sódio para produzir água, enquanto os íons Na + e Cl- se combinaram para produzir sal, de acordo com a teoria de Arrhenius; no entanto, podem ocorrer reações semelhantes entre compostos que não se enquadram nas definições de Arrhenius de ácidos e bases.

Por exemplo, cloreto de hidrogênio gasoso pode reagir com amônia gasosa para formar o sal cloreto de amônio: HCl + NH₃  NH₄⁺ + Cl-.

Dois compostos se combinaram para formar um sal, mas como eles não estão em solução, não há íons H+ ou OH- presentes, então os reagentes não se qualificam como um ácido e uma base de acordo com Arrhenius.

Em 1923, dois químicos – Johaness Bronsted e Thomas Lowry – surgiram independentemente com uma nova definição. Eles sugeriram que um ácido era um doador de prótons e uma base um aceitador de prótons.

Em uma reação ácido-base, o ácido fornece um próton, ou íon H +, à base; no entanto, nenhum reagente precisa estar em solução, com os íons H + ou OH- realmente presentes antes da reação.

Esta definição inclui todos os ácidos e bases de Arrhenius, mas também explica a combinação de cloreto de hidrogênio gasoso e amônia como uma reação ácido-base: o cloreto de hidrogênio covalente forneceu um próton para a amônia para formar um íon amônio (NH₄⁺), que forma um composto iônico com o íon Cl-.

O químico americano Gilbert N. Lewis sugeriu, também em 1923, um conceito estendido de ácidos e bases como aceptores e doadores de pares de elétrons, respectivamente. Por esta definição, uma reação ácido-base envolve os reagentes formando uma ligação coordenada – uma ligação covalente onde ambos os elétrons compartilhados vêm do mesmo átomo – com os elétrons vindo da base.

Na reação HCl-NaOH descrita acima, o íon H + fornecido pelo HCl aceita um par de elétrons do íon OH- fornecido pelo NaOH para formar água.

De acordo com essa teoria, portanto, uma base de Lewis é um composto que possui um par de elétrons não ligado disponível para ligação.

A estrutura do ácido de Lewis é tal que pode atingir uma configuração estável formando uma ligação coordenada com uma base de Lewis. As bases não precisam conter íons hidróxido ou aceitar prótons, e um ácido de Lewis não precisa conter hidrogênio ou doar prótons.

A definição de ácido de Lewis inclui todos os ácidos Arrhenius e Bronsted-Lowry e também muitas substâncias que não atendem aos critérios de Bronsted-Lowry ou Arrhenius.

Um bom exemplo de tal substância é o trifluoreto de boro (BF₃). Neste composto, o boro, que normalmente tem três elétrons em sua camada externa, formou ligações covalentes, compartilhando um par de elétrons com cada um dos três átomos de flúor. Embora o composto seja estável, ele tem espaço para mais dois elétrons em sua camada externa. Ele pode, portanto, formar uma ligação coordenada com um doador de par de elétrons – em outras palavras, uma base.

Por exemplo, pode combinar-se com a amônia (NH₃), que tem um átomo de nitrogênio com um par de elétrons não ligado, já que três dos cinco elétrons na camada externa do nitrogênio estão em ligações covalentes com os três átomos de hidrogênio.

A combinação de trifluoreto de boro e amônia é assim a seguinte: BF₃ + NH₃  BF₃ NH₃, representa o par de elétrons do átomo de nitrogênio da amônia. O trifluoreto de boro está, portanto, se comportando como um ácido de Lewis e a amônia como uma base.

Exemplos de ácidos de Lewis

Alguns exemplos comuns de ácidos de Lewis que podem aceitar pares de elétrons incluem:

Os íons H⁺ (ou prótons) podem ser considerados como ácidos de Lewis junto com os íons ônio como o H₃O.
Os cátions dos elementos do bloco d que exibem altos estados de oxidação podem atuar como aceitadores de pares de elétrons. Um exemplo de tal cátion é Fe³⁺.
Cátions de metais como Mg²⁺ + e Li⁺ podem formar compostos de coordenação com água agindo como ligante. Esses aquocomplexos podem aceitar pares de elétrons e se comportar como ácidos de Lewis.
Carbocações dadas por H₃C⁺ e outras espécies planares trigonais tendem a aceitar pares de elétrons.
Os pentaletos dos seguintes elementos do grupo 15 podem atuar como ácidos de Lewis – antimônio, arsênio e fósforo.

Além desses compostos químicos listados acima, qualquer sistema p com deficiência de elétrons pode atuar como um aceitador de pares de elétrons – enonas, por exemplo.

Fonte: chemed.chem.purdue.edu/microbenotes.com/byjus.com/socratic.org/www.chem.ucla.edu/www.wisegeek.org/dictionary.cambridge.org/courses.lumenlearning.com/opentextbc.ca/chem.libretexts.org