Lista de exercícios sobre a acidez de Lewis (2)

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Lista de exercícios sobre a acidez de Lewis
01. Explique o conceito de acidez e basicidade e Lewis, explorando o conceito de orbitais atômicos, densidade eletrônica e exemplos.
 Acidez de Lewis é definida como sendo um receptor de pares de elétrons e a base de Lewis é definida como doadora. Para saber se esse processo de doação e recepção é necessário saber se o átomo ou a molécula pode doar ou receber os elétrons. Os metais do bloco s tendem a funcionar como ácidos de Lewis reagindo com água. Conforme entra no grupo p, eles vão tendo mais espaço para alocar elétrons, quando os átomos vão descendo os períodos e assim vão podendo ser alocados e o octeto podendo ser expandido, pois dessa forma esses pares de elétrons não vão se repetir.
Exemplo de ácido rearranjado: HCO3-
Exemplo de ácido que expandiu o octeto SF6
02. Os valores de pKa em solução aquosa para o HOCN, H2NCN e H3CCN são aproximadamente 4, 10,5 e 20 (estimado), respectivamente. Explique a tendência destes derivados de –CN de ácidos binários e compare-os com H2O, NH3 e CH4. O grupo –CN é um doador ou aceptor de elétrons? 
Os valores de pKa de H2O, NH4 e CH4 são altos indicando para a amônia e o metano, que esses têm um comportamento básico geralmente, porém aqui eles estão funcionando como ácidos, ou seja estão recebendo elétrons da função CN.
03. Faça um esboço do bloco p da tabela periódica. Identifique tantos elementos quantos você puder que forem ácidos de Lewis em um de seus menores estados de oxidação e dê a fórmula de um ácido de Lewis típico para cada elemento.
No grupo 13, têm-se o Boro e Alumínio que geralmente formam BX3 e AlX3. No grupo 14, com exceção do carbono, todos têm hipervalência e podem ser ácidos de Lewis com a formação, por exemplo de SX3, SnX4
No grupo 15, tem o mesmo caso do outro grupo, com exceção o nitrogênio, todos geralmente formam ácidos de Lewis como por exemplo PX4, SbX4, só que eles vão ganhando mais caráter ácido conforme desce o grupo.
No grupo 16, o enxofre e oxigênio, mas os outros também podem agir tanto como ácido como base, Exemplo SO2, SO4
Já no grupo 17, todos funcionam como ácidos, geralmente exemplos de como podem aparecer F2, Br2, Cl2
04. Selecione o composto em cada linha com a característica mencionada e explique a razão para a sua escolha.
O ácido de Lewis mais forte
(a) BF3 BCl3 BBr3
Nesse caso, BBr3 é o ácido mais forte, pois mesmo o flúor sendo um átomo mais eletronegativo, o Bromo é maior e nesse caso a falha por conta de seus orbitais fará com que as ligações não sejam tão fortes entre o átomo principal e permitirá que ele atraia um par de elétrons mais eficientemente.
(b) BeCl2 BCl3
BCl3 pois por ser um composto do bloco p, o boro pode comportar um par de elétrons nessa ligação, ou seja, tem uma tendência maior de receber elétrons e dessa forma é um ácido melhor, ao contrário do BeCl2 que é um alcalino terroso e ficaria mais complicado para receber um par de elétrons.
(c) B(n-Bu)3 B(t-Bu)3
B(n-BU)3 , pois é um composto menor e portanto não vai sofrer tanta repulsão eletrônica quando receber o par de elétrons da base.
O mais básico para reagir com B(CH3)3
(a) Me3N Et3N
Me3N, pois se trata de uma molécula menor e não tem tanta repulsão quanto a outra molécula, o que ajuda no processo de reação ácido-base.
(b) 2-CH3C5H4N 4-CH3C5H4N
 4-CH3C5H4N, pois os pares de elétrons que vão se ligar estão no nitrogênio, certo? Logo, quando for se ligar, um constituinte mais próximo desse par de elétrons que vão se ligar vai gerar mais repulsão que um mais distante, logo por isso que esse é mais básico.
05. Discorra a respeito do conceito de ácidos e bases duros e macios.
Ácidos duros são íons metálicos do tipo a, ou seja, metais alcalinos, alcalinos terrosos e metais de transição mais leves e altos estados de oxidação como TI4+ Cr3+ Fe3+ e uma base dura é um ligante como íon fluoreto e amônia. Já os ácidos macios são do tipo b, ou seja, metais de transição pesados e estados de transição mais baixos como Cu+ Ag+ Hg+ Hg2+. ´Bases macias são como fosfina e íon iodeto. Espécies duras tendem a ser pequenas e pouco polarizáveis enquanto espécies moles tendem a ser maiores e mais polarizáveis. Ácidos duros preferem se ligar com bases duras e ácidos macios preferem se ligar com bases macias.
06. A molécula (CH3)2N-PF2 tem dois átomos básicos, P e N. Um está ligado ao B em um complexo BH3, o outro ao B em um complexo BF3. Identifique cada um e justifique.
O nitrogênio vai formar base dura e como essas bases atraem íons H+, ela vai se ligar ao BF3, já o fósforo é uma base macia e vai atrair melhor BH3.
07. Uma solução eletricamente condutora é produzida quando o AlCl3 está dissolvido no solvente polar básico CH3CN. Dê as fórmulas para as espécies condutoras mais prováveis e descreva a sua formação aplicando conceitos ácido-base de Lewis.
Como CH3CN é um solvente básico, ele vai se ligar al alumínio que é um ácido doando pares de elétrons, mas para isso acontecer, os cloros ligados a ele deveram se desprender e o composto formado será [Al(CH3CN)6]
08. Em fase gasosa, a força básica das aminas aumenta regularmente ao longo da série NH3 < CH3NH2 < (CH3)2NH < (CH3)3N. Considere o papel do efeito estéreo e da capacidade doadora de elétrons do -CH3 na determinação dessa ordem. Em solução aquosa esta ordem é invertida. Qual efeito de solvatação deve ser responsável?
Por conta das ligações hidrogênio da água que são mais fortes que em CH3 fazendo com que essa ordem mude