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Apostila de Inorgânica

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assim que Lewis definiu uma base como sendo uma espécie doadora de par de elétrons 
enquanto o ácido é a espécie que receberia o par de elétrons. Embora Lewis tenha 
introduzido seu conceito no mesmo ano de que Brønsted e Lowry, suas idéias só tiveram 
a devida atenção a partir da década de 30. 
O modelo de Lewis pode ser aplicado a uma série inimaginável de reações 
químicas. Como por exemplo, em reações orgânicas. As reações de substituição 
eletrofílica ou nucleofílica são simplesmente reações entre um ácido e uma base de 
Lewis. Também as de eliminação e adição. Um exemplo clássico disto são as reações de 
alquilação de Friedel-Crafts (Figura 58). Neste tipo de reação há uma grande seqüência 
de reações do tipo ácido-base de Lewis. 
 Para o estudo de química inorgânica as idéias de Lewis são fundamentais. Os 
metais são facilmente identificados como ácidos de Lewis. Nas reações de formação de 
complexos, os ligantes são as bases de Lewis que irão doar o par eletrônico para o metal. 
Reações deste tipo também são vistas com ametais e semi-metais, como por exemplo, 
em compostos de enxofre, silício e boro. Estes são apenas alguns exemplos de reações 
envolvendo ácidos e bases de Lewis, mas qualquer reação que envolva doação de par de 
elétrons pode ser interpretada como sendo uma reação ácido-base de Lewis. 
 
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C2H5 Cl AlCl3 C2H5Cl AlCl3+
+ C2H5 Cl AlCl3 H
C2H5
+ Cl AlCl3
C2H5
++ AlCl3 HCl
 
Figura 58. Uma alquilação de Friedel-Crafts. Na primeira etapa, o cloroetano (C2H5Cl), faz o papel 
da base de Lewis através do átomo de cloro. O cloreto de alumínio (AlCl3) é o ácido de Lewis, e 
tem papel de catalisador nesta reação. Na segunda etapa, o benzeno atua como base de 
Lewis, enquanto que o composto C2H5ClAlCl3, através do carbono, é o ácido. Na terceira 
etapa, temos novamente o cloro, ou mais precisamente o AlCl4– como base de Lewis e o 
hidrogênio como ácido de Lewis. 
 
O exemplo da formação do oleum é muito importante na discussão de ácidos e 
bases. Nesta reação, o anidrido sulfúrico, SO3, é o ácido de Lewis que receberá o par de 
elétrons do ácido sulfúrico, a base de Lewis nesta reação (Figura 59). Vemos aqui o ácido 
sulfúrico, um ácido forte em meio aquoso segundo Brønsted-Lowry, atuando como uma 
base segundo Lewis. Este comportamento é, talvez, o mais ilustrativo do que realmente 
são os conceitos ácido-base. 
 
S
O
O O
O
S
OH
OHO
 
Figura 59. A formação do Oleum, que envolve a dissolução de SO3 em ácido sulfúrico é um 
exemplo interessante de reação ácido-base de Lewis. Aqui o ácido sulfúrico é a base de Lewis, 
enquanto o SO3 é o ácido. 
 
 Sistematizar o estudo de força de ácidos e bases de Lewis é uma tarefa mais 
complicada do que para o conceito de Brønsted-Lowry. Isto se deve ao fato de que no 
conceito de Brønsted-Lowry o ácido é sempre fixo (o íon H+) e quanto maior afinidade da 
base em relação a este íon, mais forte ela é. No conceito ácido-base de Lewis, o ácido 
pode ser uma infinidade de compostos ou íons. E a particularidade de cada sistema 
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influenciaria na construção de uma “escala de força” para ácidos ou bases de Lewis. De 
maneira geral, pode-se dizer que quanto mais fácil é para uma espécie a doação de 
elétrons, mais forte é a base de Lewis. Enquanto que, para um ácido, o inverso é 
verdadeiro. Quanto mais ávido por elétrons for a espécie, mais forte será o ácido de 
Lewis. 
 Existem alguns outros conceitos ácido-base, uns com aplicação restrita, outros 
com aplicação mais ampla. Assim como no caso da TLV e da TOM, não há um conceito 
certo e o outro errado. Não existe um ácido absoluto; dependendo do modelo escolhido, o 
comportamento pode variar. Vale citar uma frase encontrada no início do capítulo sobre 
ácidos e bases do livro de James E. Huheey: 
“Podemos fazer um ácido ser o que quisermos – a diferença ente os vários 
conceitos ácido-base não está em qual é o certo, mas qual é o mais conveniente para o 
uso em uma situação particular.” 
 
9. Compostos de Coordenação 
 
9.1 – Um breve histórico sobre Compostos de Coordenação 
 
Atribui-se a Alfred Werner o início do estudo com compostos de coordenação. 
Werner estudava o comportamento de sais que possuíam seis moléculas de amônia (ou o 
grupo amina). Antes dele, C.W. Blomstrand e P.T. Cleve além de S.M. Jørgensen 
tentavam desvendar o arranjo de uma molécula como o CoCl2.6NH3. A sugestão inicial 
era de que as moléculas de amônia estariam ligadas como numa corrente (Figura 60a). 
Sabia-se que em compostos como esse, que alguns dos ânions (como o cloreto no 
caso do CoCl2.6NH3) possuíam características distintas. Algumas das ligações destes 
íons eram mais intensas que outras. Nessa disposição em corrente (Figura 60a) não há 
como se explicar tal fato. Uma outra proposta, feita por Blomstrand, tentaria corrigir este 
problema. Nesta nova proposta, alguns dos ânions apareciam ligados diretamente ao 
metal. Portanto, se o ânion está ligado ao metal, sua ligação é mais forte; enquanto que 
se o ânion está no final da “corrente” de amônia, sua ligação é mais fraca. Mas Jørgensen 
demonstrou que este novo modelo, proposto por Blomstrand, também possuía falhas, 
uma vez que não admitia mais de um ânion ligado ao metal. Jørgensen propôs então um 
outro modelo para as ligações em compostos deste tipo (Figura 60b). 
 
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 a) 
Co
NH3 NH3 NH3 Cl
NH3 NH3 NH3 Cl
 
 b) 
Co NH3 NH3 NH3 XNH3
H3NX
H3NX 
Figura 60. a) Proposta de representação da molécula de CoCl2.6NH3 por Blomstrand. A amônia e 
cloreto numa disposição em corrente. b)Modelo proposto por Jorgensen para um composto com 
cobalto III. Em negrito estão as moléculas que podem trocar de posição. 
 
O modelo proposto por Jørgensen permitia entender a característica dos ânions 
presentes nestes compostos. Pois às vezes só havia um deles ligado diretamente ao 
metal, às vezes dois e às vezes nenhum. Neste modelo admitira-se a troca de posição 
entre os ânions e as moléculas de amônia (em negrito na Figura 60b). No entanto, este 
modelo ainda seria abalado pela constatação de Werner, que mais de dois ânions 
poderiam estar ligados diretamente ao metal. Desta forma, ele concluiu que as moléculas 
de amônia não poderiam estar ligadas numa corrente. O arranjo que possibilitava isso era 
um com as seis moléculas de amônia ligadas diretamente ao metal (Figura 61). Com este 
arranjo os ânions teriam apenas uma molécula de amônia entre eles e o metal. 
 
NH3
NH3
NH3
H3N
H3N
H3N
M
X
X
X
 
Figura 61. Proposta de Werner para a estrutura de hexamino sais. M representa um metal de 
carga +3 e X um ânion de carga –1. 
 
Ainda assim, não era muito claro porque um metal faria tantas ligações. Nesta 
época Lewis ainda não havia proposto seu modelo de ligações químicas e a valência era 
tratada como uma capacidade dos átomos de se combinarem. Segundo esta definição de 
valência, um metal com carga positiva de três, deveria se combinar três vezes com um 
outro composto que fosse monovalente. É aqui que se percebe como a idéia de Werner 
foi revolucionária na época. Ele percebeu que para explicar o comportamento destes 
compostos precisava romper com o conceito de valência da época (ao observar os outros 
dois modelos propostos, nas Figuras 60a e 60b, vê-se claramente o acordo com o 
conceito de valência da época). 
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Com sais de hexaminocromo(III), Werner observou a troca de moléculas de 
amônia por moléculas de água. Logo, os sais hidratados também eram complexos, nome 
que foi dado a compostos desse tipo. O trabalho

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