348354 Aula 2 ácidos e bases de Lewis

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Química Inorgânica I
Prof. Pedro V. M. Dixini
Ácidos e Bases de Lewis
Roteiro de Aula
u Acidez de Lewis;
u Exemplos de Ácidos e Bases de Lewis;
u As características dos ácidos de Lewis segundo o seu grupo na Tabela;
u Reações e Propriedades dos ácidos e bases de Lewis;
u Os tipos fundamentais de reação;
u Ácidos e Bases “duros” e “macios”.
Ácidos e Bases de Lewis
u A teoria de Lewis, foi proposta para explicar comportamentos de ácidos
e bases quando não era observada a transferência de próton entre as
espécies.
u Começou a ser aplicada em 1930.
u Lewis propôs que, um ácido, seria na realidade uma espécie receptora
de pares de elétrons, já uma base, uma espécie doadora de pares de
elétrons.
A:B ou A-B
Ácidos e Bases de Lewis
u Exemplos de ácidos e bases de Lewis
u Um ácido de Lewis deve ser capaz de se ligar a um par de elétrons, como
por exemplo: 𝐻" +𝑁𝐻% → 𝑁𝐻'"
u Neste caso o H+ age como um ácido, por que se liga ao par de elétrons do
nitrogênio.
u Logo, um ácido de Bronsted do tipo HA, é um complexo formado por um
ácido de Lewis H+ e uma base de Lewis A-, logo, o ácido de Bronsted exibe
acidez de Lewis.
Ácidos e Bases de Lewis
u Entretanto, algumas possibilidades devem ser ressaltadas:
u 1º: Uma molécula com um octeto incompleto pode completar seu octeto
aceitando um par de elétrons:
u O B(CH3)3 aceita um par de elétrons isolados do NH3, logo é um ácido de
Lewis.
Ácidos e Bases de Lewis
u 2º: Um cátion metálico pode receber um par de elétrons fornecido por
uma base em um composto de coordenação:𝐶𝑜*" + 6𝐻*𝑂 → [𝐶𝑜(𝐻*𝑂)0]*"
u 3º: Uma molécula ou um íon com o octeto completo pode ser capaz de
aceitar um par de elétrons adicional, rearranjando seus elétrons de
valência:
C
O
O
HO O
O
OHO
+
Ácidos e Bases de Lewis
u 4º: Uma molécula ou íon pode expandir sua camada de valência para
aceitar outro par de elétrons (ou ser grande o bastante).
Si
F
F
F
F 2F
- Si
F
F
F
F F
F
+
Ácidos e Bases de Lewis
u Exercícios:
u Identifique os ácidos e as bases de Lewis nas reações:(a) 𝐵𝑟𝐹% + 𝐹6 → 𝐵𝑟𝐹'6(b) 𝐾𝐻 +𝐻*𝑂 → 𝐾𝑂𝐻 +𝐻*(c) 𝐹𝑒𝐶𝑙% + 𝐶𝑙6 → 𝐹𝑒𝐶𝑙'6(d) 𝐼6 + 𝐼* → 𝐼%6
Ácidos e Bases de Lewis
u As características dos ácidos de Lewis segundo o seu grupo da tabela
periódica.
u (a) Ácidos e Bases dos elementos do bloco ”s”:
u Elementos alcalinos em água atuam como ácidos de Lewis e podem
se ligar a moléculas de água. Já como haletos, eles podem atuar como
uma fonte de base.
𝐶𝑠𝐹 +	𝑆𝐹' → 𝐶𝑠"[𝑆𝐹A]6
Ácidos e Bases de Lewis
u O Berílio pode agir como um ácido de lewis na formação de di-haletos.
Um par de elétrons isolados de um haleto, pode atuar como uma base
e se ligar ao Be por meio de uma ligação σ.
u Explique como é formada a ligação no composto a cima.
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u Ácidos de Lewis do Grupo 13.
u A capacidade dos tri-haletos de atuarem como ácidos de Lewis geralmente
segue a ordem:
BF3 > BCl3 > BBr3
u As moléculas de BX3 e AlX3, por serem planas e terem o octeto incompleto,
podem usar um orbital p vazio para aceitar um par isolado de uma base de
Lewis:
Ácidos e Bases de Lewis
u Exercício: A estabilidade termodinâmica dos complexos de :N(CH3)3 com o
BX3, será: BF3 < BCl3 < BBr3. Entretanto, considerando o conceito da
eletronegatividade, a ordem esperada seria a inversa do mostrada acima, uma
vez que o átomo de Flúor seria capaz de tornar o átomo de Boro mais
“positivo” e portanto mais suscetível a se ligar ao nitrogênio. Explique o porque
dessa inversão.
Ácidos e Bases de Lewis
u O BF3 é amplamente utilizado em química orgânica, como um
catalisador, atuando para retirar as bases ligadas ao carbono em
reações orgânicas:
Ácidos e Bases de Lewis
u Ácidos de Lewis do Grupo 14:
u Neste grupo, com exceção do Carbono, os elementos apresentam
hipervalência e podem atuar como ácidos de Lewis:
Ácidos e Bases de Lewis
u Exercícios:
u 1) Explique as basicidades de Lewis Relativas (a) (H3Si)2O < (H3C)2O e (b)
(H3Si)3N < (H3C)3N
u 2) Dado que a ligação 𝜋 entre o Si e os pares isolados do N é importante,
qual a diferença estrutural que você espera entre o (H3Si)3N e (H3C)3N ?
Ácidos e Bases de Lewis
u Ácidos de Lewis do Grupo 15.
u Os elementos do grupo do nitrogênio irão atuar como ácidos de Lewis, a
partir do fósforo, isso porque, estes possuem a capacidade de expandirem
sua camada de valência, aceitando pares de elétrons além do octeto.
u Um exemplo de um ácido de Lewis, amplamente utilizado é o SbF5:
Ácidos e Bases de Lewis
u Ácidos de Lewis do Grupo 16:
u O dióxido de enxofre (SO2) pode atuar como um ácido de Lewis ou como
uma base de Lewis, para atuar como base, ele pode doar um par de
elétrons tanto do enxofre como do oxigênio.
Ácidos e Bases de Lewis
u Ácidos de Lewis formados por Halogênios
u Moléculas de I2 e Br2 podem atuar como ácidos de Lewis suaves, e quando
colocado em solventes básicos como: água, propanona ou etanol, podem atuar
como ácidos, devido a formação de um complexo com o par isolado do átomo de O
da molécula doadora e um orbital σ* do di-halogênio.
Ácidos e Bases de Lewis
u Reações e Propriedades dos
ácidos e bases de Lewis.
u Os tipos fundamentais de
reação: A reação mais
básica entre um ácido e
base em solventes não-
coordenantes, é a formação
de complexo:𝐴 + 𝐵:→ 𝐴: 𝐵
Ácidos e Bases de Lewis
u Alguns exemplos de reações de formação de complexo são:
Ácidos e Bases de Lewis
u Reações de Deslocamento:
u Um ácido ou uma base irá expulsar um outro ácido ou base de um complexo de 
Lewis: 𝐵 − 𝐴	+	∶ 𝐵G → 𝐵:+𝐴 −𝐵G
u Exemplo:
Ácidos e Bases de Lewis
u Reações de Metátese:
u Reação de deslocamento, acompanhada pela formação de um outro complexo:𝐴 −𝐵 + 𝐴G − 𝐵G → 𝐴 − 𝐵G + 𝐴G − 𝐵
Ácidos e Bases de Lewis
u Ácidos e bases “duros” e “macios”.
u São identificados empiricamente pelas
tendências nas estabilidades dos complexos
que formam;
u Ácidos duros tendem a se ligar com bases
duras e ácidos macios tendem a se ligar com
bases macias.
u As duas classes são identificadas pela ordem
oposta das forças com as quais elas formam
complexos com as bases dos íons haletos:
u Ordem para ácidos duros: I- < Br- < Cl- < F-
u Ordem para ácidos macios: F- < Cl- < Br- < I-
Ácidos e Bases de Lewis
u Para o diagrama, observa-se que:
u O Hg2+ possui alto K quando ligado com o I-, portanto é considerado um ácido 
macio;
u O Al3+ possui alto K quando ligado com o F-, portanto é um ácido duro;
u O Zn2+, possui menor inclinação, portanto é considerado um ácido duro de 
fronteira.
Ácidos e Bases de Lewis
u De modo análogo, podemos aplicar a teoria para ácidos e bases moleculares
neutros.
u Por exemplo, o Fenol, forma um complexo, através da ligação hidrogênio, mais
estável com o (C2H5)2O: do que com o (C2H5)2S:. Portanto, consideramos o Fenol
como um ácido duro.
u O I2, por outro lado, irá formar uma ligação mais estável com o (C2H5)2S, portanto,
dizemos que o I2 é um ácido macio.
Ácidos e Bases de Lewis
u Em geral, os ácidos são identificados como duros e macios pela estabilidade
termodinâmica dos complexos que eles formam, podemos estabelecer a
seguinte ordem:
u Ácidos duros ligam-se na ordem: R3P < R3N, R2S < R2O;
u Ácidos macios ligam-se na ordem: R2O < R2S, R3N < R3P
Ácidos e Bases de Lewis
u As bases também podem ser definidas como duras ou macias.
u As bases como haletos e oxoânions são classificadas como duras, uma vez
que a ligação iônica será predominante na maioria dos complexos.
u As bases macias tendem a se ligar através de um átomo de carbono, como
CO e CN-.
u De um
modo geral:
u Ácidos duros tendem a ligar-se a bases duras;
u Ácidos macios tendem a ligar-se a bases macias.
Ácidos e Bases de Lewis
u Podemos classificar alguns ácidos e bases duros e macios conforme tabela:
Exercícios
u 1) Atkins – Cap. 4 – Exercício 4.21: Selecione o composto em cada
linha com a característica mencionada e explique a razão para sua
escolha:
u (a) o Ácido de Lewis mais forte:
BF3, BCl3 e BBr3
BeCl2 e BCl3
B(n-Bu)3 e B(t-Bu)3
u (b) o mais básico para reagir com B(CH3)3
Me3N e Et3N
Exercícios
u 2) Atkins – Cap. 4. - Exercício 4.23 - A molécula (CH3)2N-PF2 tem dois átomos básicos, P
e N. Um está ligado ao B em um complexo com o BH3, o outro ao B em um complexo
com BF3. Identifique cada um e justifique.
u 3) Atkins – Cap. 4. – Problema 4.5 – A frequência da vibração do estiramento simétricos
do M-O dos aquaíons octaédricos [M(OH2)6]2+ aumenta ao longo da série Ca2+ < Mn2+ <
Ni2+. Como esta tendência relaciona-se com a acidez?
u 4) Atkins – Cap 4. - Problema 4.3 - O hidroxoácido Si(OH)4 é mais fraco que o H2CO3.
Escreva as equações balanceadas para mostrar como a dissolução de um sólido M2SiO4
pode provocar a redução na pressão de CO2 sobre uma solução aquosa. Explique por
que os silicatos em sedimentos oceânicos podem limitar o aumento do CO2 na
atmosfera.