Definição De Ácidos E Bases Segundo Lewis E De Exemplos – A teoria de Lewis, proposta pelo químico americano Gilbert N. Lewis, oferece uma definição abrangente de ácidos e bases, expandindo o escopo das definições de Arrhenius e Brønsted-Lowry. Esta teoria, baseada na transferência de pares de elétrons, fornece uma visão mais ampla da natureza ácido-base, englobando uma variedade maior de reações químicas.
A teoria de Lewis define ácidos como espécies químicas que aceitam pares de elétrons, enquanto bases são aquelas que doam pares de elétrons. Essa definição permite a classificação de uma gama mais ampla de compostos como ácidos e bases, incluindo aqueles que não se encaixam nas definições clássicas.
A teoria de Lewis tem ampla aplicação em diversos campos da química, como química orgânica, inorgânica e bioquímica, e é essencial para a compreensão de reações químicas complexas, como reações de complexos de coordenação.
Introdução à Teoria de Lewis
A teoria de Lewis, proposta por Gilbert N. Lewis em 1923, oferece uma definição abrangente de ácidos e bases, expandindo o escopo das teorias de Arrhenius e Brønsted-Lowry. A teoria de Lewis se baseia na transferência de pares de elétrons, proporcionando uma visão mais ampla das reações ácido-base, abrangendo uma gama maior de substâncias e reações químicas.
Definição de Ácidos e Bases Segundo a Teoria de Lewis
De acordo com a teoria de Lewis, um ácidoé uma espécie química que pode aceitar um par de elétrons, enquanto uma baseé uma espécie química que pode doar um par de elétrons.
Comparação com as Teorias de Arrhenius e Brønsted-Lowry
A teoria de Arrhenius define ácidos como substâncias que liberam íons hidrogênio (H +) em solução aquosa, enquanto bases liberam íons hidróxido (OH –). A teoria de Brønsted-Lowry, por sua vez, define ácidos como doadores de prótons (H +) e bases como aceptores de prótons.
A teoria de Lewis é mais abrangente do que as teorias de Arrhenius e Brønsted-Lowry, pois não se limita a reações em solução aquosa e inclui espécies que não contêm prótons. Por exemplo, a reação entre o trifluoreto de boro (BF 3) e a amônia (NH 3) é uma reação ácido-base de Lewis, mas não se encaixa nas definições de Arrhenius ou Brønsted-Lowry.
Exemplos de Reações Ácido-Base de Lewis
- BF3+ NH 3→ BF 3NH 3: O BF 3atua como ácido de Lewis, aceitando um par de elétrons do átomo de nitrogênio da amônia (base de Lewis).
- AlCl3+ Cl –→ AlCl 4–: O AlCl 3atua como ácido de Lewis, aceitando um par de elétrons do íon cloreto (base de Lewis).
- H++ OH –→ H 2O : A reação de neutralização é um exemplo clássico de reação ácido-base de Lewis, onde o íon hidrogênio (ácido de Lewis) aceita um par de elétrons do íon hidróxido (base de Lewis).
Ácidos de Lewis
Ácidos de Lewis são espécies químicas que podem aceitar um par de elétrons. Eles geralmente possuem um átomo central com um orbital vazio, tornando-os capazes de formar uma ligação covalente com uma base de Lewis.
Exemplos de Ácidos de Lewis
- Íons metálicos: Os íons metálicos, como Fe 3+, Cu 2+e Al 3+, são ácidos de Lewis, pois possuem orbitais vazios que podem receber pares de elétrons de ligantes.
- Compostos com átomos deficientes em elétrons: Compostos como BF 3, AlCl 3e SO 3, possuem átomos centrais com orbitais vazios e são ácidos de Lewis. Por exemplo, o BF 3é um ácido de Lewis porque o boro possui um orbital vazio.
- Carbonilas: As carbonilas, como o formaldeído (CH 2O) e a acetona (CH 3COCH 3), possuem um átomo de carbono eletrofílico que pode aceitar um par de elétrons.
Como Ácidos de Lewis Aceitam Pares de Elétrons
Ácidos de Lewis aceitam pares de elétrons formando uma ligação covalente coordenada, onde ambos os elétrons da ligação são fornecidos pela base de Lewis. Isso resulta na formação de um novo composto, onde o ácido de Lewis está ligado à base de Lewis através da ligação covalente coordenada.
Exemplos de Ácidos de Lewis Comuns em Química Orgânica e Inorgânica
- Química Orgânica: Em química orgânica, os ácidos de Lewis são frequentemente utilizados como catalisadores em reações de adição, substituição e eliminação. Por exemplo, o AlCl 3é usado como catalisador na reação de Friedel-Crafts, uma reação de substituição eletrofílica aromática.
- Química Inorgânica: Na química inorgânica, os ácidos de Lewis são importantes na formação de complexos de coordenação. Por exemplo, o íon cobre(II) (Cu 2+) pode formar complexos com amônia (NH 3), formando o íon tetraaminocobre(II) ([Cu(NH 3) 4] 2+).
Bases de Lewis
Bases de Lewis são espécies químicas que podem doar um par de elétrons. Elas geralmente possuem um átomo com um par de elétrons não compartilhado, tornando-as capazes de formar uma ligação covalente com um ácido de Lewis.
Exemplos de Bases de Lewis
- Aminas: As aminas, como a amônia (NH 3) e a metilamina (CH 3NH 2), possuem um átomo de nitrogênio com um par de elétrons não compartilhado, tornando-as bases de Lewis.
- Éteres: Os éteres, como o éter dietílico (CH 3CH 2OCH 2CH 3), possuem um átomo de oxigênio com um par de elétrons não compartilhado, tornando-os bases de Lewis.
- Íons negativos: Íons negativos, como o íon cloreto (Cl –) e o íon hidróxido (OH –), são bases de Lewis, pois possuem um par de elétrons não compartilhado.
Como Bases de Lewis Doam Pares de Elétrons
Bases de Lewis doam pares de elétrons formando uma ligação covalente coordenada com um ácido de Lewis. Essa ligação ocorre quando o par de elétrons da base de Lewis é compartilhado com o átomo central do ácido de Lewis, que possui um orbital vazio.
Exemplos de Bases de Lewis Comuns em Química Orgânica e Inorgânica
- Química Orgânica: Em química orgânica, as bases de Lewis são frequentemente usadas como nucleófilos em reações de adição, substituição e eliminação. Por exemplo, o íon hidróxido (OH –) é um nucleófilo comum em reações de substituição nucleofílica.
- Química Inorgânica: Na química inorgânica, as bases de Lewis são importantes na formação de complexos de coordenação. Por exemplo, a amônia (NH 3) pode atuar como base de Lewis, formando complexos com íons metálicos.
Aplicações da Teoria de Lewis: Definição De Ácidos E Bases Segundo Lewis E De Exemplos
A teoria de Lewis é uma ferramenta poderosa para entender e prever reações químicas, particularmente reações ácido-base. Ela tem aplicações importantes em várias áreas da química, incluindo química orgânica e inorgânica.
Aplicações em Química Orgânica e Inorgânica
- Química Orgânica: A teoria de Lewis é aplicada em reações de adição, substituição e eliminação, onde ácidos e bases de Lewis desempenham papéis importantes como catalisadores, reagentes e intermediários. Por exemplo, em reações de adição eletrofílica, o ácido de Lewis pode ativar o eletrófilo, facilitando a adição ao substrato.
- Química Inorgânica: A teoria de Lewis é essencial para a compreensão da formação de complexos de coordenação, onde íons metálicos (ácidos de Lewis) se ligam a ligantes (bases de Lewis) através de ligações covalentes coordenadas. A teoria de Lewis ajuda a explicar a estrutura, a estabilidade e as propriedades dos complexos de coordenação.
Exemplos de Reações Importantes Explicadas pela Teoria de Lewis
- Reações de Adição Eletrofílica: A adição de um eletrófilo a um alceno ou alcino é um exemplo clássico de reação ácido-base de Lewis. O eletrófilo atua como ácido de Lewis, aceitando um par de elétrons do alceno ou alcino, que atua como base de Lewis.
- Reações de Substituição Nucleofílica: Em reações de substituição nucleofílica, o nucleófilo (base de Lewis) ataca o centro eletrofílico (ácido de Lewis) do substrato, levando à substituição de um grupo de saída.
- Formação de Complexos de Coordenação: A formação de complexos de coordenação envolve a interação entre um íon metálico (ácido de Lewis) e um ligante (base de Lewis), formando uma ligação covalente coordenada.
Importância da Teoria de Lewis na Compreensão de Reações de Complexos de Coordenação
A teoria de Lewis é fundamental para a compreensão de reações de complexos de coordenação, pois explica a formação de ligações covalentes coordenadas entre o íon metálico e os ligantes. Ela ajuda a prever a estrutura, a estabilidade e as propriedades dos complexos de coordenação, que desempenham papéis importantes em diversos processos químicos e biológicos.
Exemplos Práticos
Tabela de Ácidos e Bases de Lewis
| Espécie | Fórmula Química | Estrutura de Lewis | Tipo |
|---|---|---|---|
| Trifluoreto de boro | BF3 | [Ilustração da estrutura de Lewis do BF3] | Ácido de Lewis |
| Amônia | NH3 | [Ilustração da estrutura de Lewis da NH3] | Base de Lewis |
| Íon cobre(II) | Cu2+ | [Ilustração da estrutura de Lewis do Cu2+] | Ácido de Lewis |
| Água | H2O | [Ilustração da estrutura de Lewis da H2O] | Base de Lewis |
| Cloreto de alumínio | AlCl3 | [Ilustração da estrutura de Lewis do AlCl3] | Ácido de Lewis |
| Íon hidróxido | OH– | [Ilustração da estrutura de Lewis do OH–] | Base de Lewis |
Reações Químicas que Ilustram a Interação Ácido-Base de Lewis
- BF3+ NH 3→ BF 3NH 3: O BF 3(ácido de Lewis) aceita um par de elétrons do átomo de nitrogênio da amônia (base de Lewis), formando um novo composto, BF 3NH 3.
- AlCl3+ Cl –→ AlCl 4–: O AlCl 3(ácido de Lewis) aceita um par de elétrons do íon cloreto (base de Lewis), formando o íon tetracloroaluminato(III) (AlCl 4–).
- Cu2++ 4NH 3→ [Cu(NH 3) 4] 2+: O íon cobre(II) (Cu 2+) (ácido de Lewis) se liga a quatro moléculas de amônia (bases de Lewis) através de ligações covalentes coordenadas, formando o íon tetraaminocobre(II) ([Cu(NH 3) 4] 2+).
Importância da Teoria de Lewis na Compreensão de Reações de Adição, Substituição e Eliminação em Química Orgânica
A teoria de Lewis é crucial para a compreensão de reações de adição, substituição e eliminação em química orgânica, pois explica o papel de ácidos e bases de Lewis como catalisadores, reagentes e intermediários. Por exemplo, em reações de adição eletrofílica, o ácido de Lewis pode ativar o eletrófilo, facilitando a adição ao substrato.
Em reações de substituição nucleofílica, o nucleófilo (base de Lewis) ataca o centro eletrofílico (ácido de Lewis) do substrato, levando à substituição de um grupo de saída.