Ácidos e Bases de Lewis

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Química Inorgânica 
 
 
 
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Sumário 
 
Introdução .................................................................................................................................... 2 
 
Objetivos ....................................................................................................................................... 2 
 
1. Ácidos e bases de Lewis ................................................................................................... 2 
1.1. Definição de ácido-base de Lewis ................................................................................ 2 
1.2. Exemplo de ácido e base de Lewis ............................................................................... 3 
1.3. Casos mais comuns de aplicação da teoria ácido-base de Lewis .............................. 5 
 
Exercícios ...................................................................................................................................... 5 
 
Gabarito ........................................................................................................................................ 6 
 
Resumo ......................................................................................................................................... 6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Introdução 
Nas apostilas evolução dos modelos ácido-base, teoria ácido-base de 
Brönstede-Lowry e a tabela periódica, ácidos e bases conjugadas, força dos ácidos 
de Brönsted e ácidos polipróticos falamos sobre os ácidos e bases de acordo com as 
teorias desenvolvidas por Brönstede-Lowry, o conceito e suas características. 
Nesta apostila iremos aprender sobre os ácidos e bases conceituados sob a 
luz da teoria de Lewis. 
Quando ocorre uma reação entre um ácido e uma base de Lewis, que tipo de 
ligação química é formada? 
Qual a abrangência desta teoria em relação aos íons, cátions e ânions? 
Somente estas espécies podem ser considerados ácidos e bases de Lewis? 
Vamos descobrir quais os pontos em comum e a relação de 
complementariedade entre esta teoria e as anteriores. Quais as suas limitações? 
Objetivos 
• Aprender o conceito de ácido e base segundo a teoria de Lewis. 
• Exemplificar a ideia ácidos e bases de Lewis. 
 
1. Ácidos e bases de Lewis 
1.1. Definição de ácido-base de Lewis 
Uma teoria mais geral para as reações ácido-base foi introduzida por G. N. 
Lewis no mesmo ano em que Brönstede-Lowry apresentaram as suas (1923). No 
entanto, a abordagem de Lewis tornou-se influente somente a partir da década de 
1930. 
De acordo com essa teoria, um ácido de Lewis é um receptor de par de 
elétrons e uma base de Lewis é uma doadora de par de elétrons. 
A reação fundamental para os ácidos e bases de Lewis é a formação de um 
complexo (ou aduto), A–B, onde A e :B se ligam pelo compartilhamento do par de 
elétrons fornecido pela base. Essa ligação é frequentemente chamada de ligação 
dativa ou coordenada. 
Ácidos e bases de Lewis também mostram acidez e basicidade de Lewis; a 
definição de Lewis pode ser aplicada a solventes apróticos. Um próton é um ácido de 
Lewis porque ele pode ligar-se a um par de elétrons, como na formação do NH4+ a 
partir do NH3. 
 
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Assim, qualquer ácido de Brönsted, por ser um fornecedor de prótons, 
também exibe acidez de Lewis. 
Note que o ácido de Brönsted HA é um complexo formado pelo ácido de 
Lewis H+ com a base de Lewis A–. 
Dizemos que um ácido de Brönsted exibe acidez de Lewis em vez de dizer que 
um ácido de Brönsted é um ácido de Lewis. Já as bases de Brönsted também podem 
ser consideradas como bases de Lewis, porque um receptor de próton é também um 
doador de par de elétrons: a molécula de NH3, por exemplo, é uma base de Lewis 
tanto quanto uma base de Brönsted. 
 
1.2. Exemplo de ácido e base de Lewis 
A definição de Lewis consiste em: 
• Ácido é toda espécie química que recebe pares eletrônicos isolados, 
formando ligações coordenadas (antigamente era chamada Dativa). 
• Base é toda espécie química que cede pares de elétrons isolados, 
formando ligações coordenadas. 
Casos de substâncias ou grupos classificados como ácidos de Lewis: 
Os grupos abaixo são exemplos de ácidos de Lewis porque: 
a) Carbocátion (H3C+) 
 
O carbono (no centro da molécula) é um átomo que normalmente apresenta 
quatro elétrons na camada de valência, mas, nesse caso, ele está utilizando apenas 
três deles nas ligações simples com os hidrogênios. Um de seus elétrons foi perdido 
na quebra da ligação com um átomo mais eletronegativo e, por isso, ele está 
deficiente em elétrons. 
b) Hidrônio (H3O+) 
O hidrogênio é um átomo que apresenta um elétron na camada de valência e 
perdeu-o (hidrônio) na quebra da ligação com outro átomo. Assim, ele necessita de 
um par de elétrons para preencher sua camada de valência. 
 
 
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c) Cloreto de alumínio (AlCl3) 
 
O cloreto de alumínio é um ácido de Lewis porque o alumínio é um átomo 
que apresenta três elétrons na camada de valência, os quais são atraídos para os 
átomos de cloro (por serem mais eletronegativos). Dessa forma, o átomo de 
alumínio fica deficiente em elétrons. 
d) HCl 
 
Existe uma grande diferença de eletronegatividade entre os elementos 
hidrogênio e cloro. Com isso, o hidrogênio passa a necessitar do recebimento de um 
par de elétrons, pois o cloro atrai os elétrons da ligação para si. 
e) Água (H2O) 
 
O oxigênio (no centro da molécula) é um átomo que apresenta seis elétrons 
na camada de valência e está utilizando dois deles nas ligações simples com os 
hidrogênios, sobrando, então, dois pares de elétrons. 
f) Trimetilamina 
 
O nitrogênio (no centro da molécula) é um átomo que apresenta cinco 
elétrons na camada de valência e está utilizando três deles nas ligações simples com 
os grupos metil (CH3), sobrando, então, um par de elétrons. 
g) Ânion cloreto (Cl-) 
 
O cloro é um átomo que apresenta sete elétrons na camada de valência e 
recebeu (carga negativa na sigla) um elétron a mais da quebra da ligação com outro 
 
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átomo. Assim, ele está com um número de elétrons maior na sua camada de 
valência. 
 
1.3. Casos mais comuns de aplicação da teoria ácido-base de Lewis 
Quando estudamos as reações em química orgânica os ácidos de Lewis são 
chamados reagentes eletrófilos e as bases de Lewis são denominados nucleófilos. 
Os reagentes são denominados eletrófilos porque se ligam à parte negativa 
de uma molécula, necessitam de um par de elétrons. 
Por sua vez, os reagentes eletrófilos sempre se ligam à parte positiva de uma 
molécula e têm tendência de doar um par de elétrons durante as reações. 
Ambos os reagentes são resultado de uma quebra de ligação que existia entre 
átomos de uma molécula. Estes átomos precisam ter eletronegatividade diferente. 
É o que acontece com a cisão simples do hidreto de cloro: 
 
Observe que o hidrogênio e o cloro tem eletronegatividade diferentes, e que, 
inicialmente proporciona a atração do par de elétrons, responsáveis pela ligação. Em 
seguida, quando acontece a quebra, o hidrogênio (eletrófilo) fica com falta de um 
par de elétrons e o cloro, que é nucleófilo, fica com o par de elétrons da ligação. 
 
SAIBAMAIS! 
 
 
 
 
 
 
A teoria de Lewis apresenta algumas limitações, como, 
por exemplo, não se refere a reações com transferência 
de um único elétron. 
Ela é complementada pela definição de Usanovick, que 
inclui todas as reações de ácidos e bases de Lewis e 
ampliao conceito removendo as restrições de doação e 
aceitação de elétrons como compartilhamento de 
pares. A definição completa é a seguinte: um ácido é 
qualquer espécie química que reage com bases, 
fornece cátions ou aceita ânions ou elétrons e, em 
contrapartida, uma base é qualquer espécie que reage 
com ácidos, fornece ânions ou elétrons, ou combina 
com cátions. 
 
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Exercícios 
1) (WELLER, 2017) Explique as seguintes basicidades de Lewis relativas: 
(H3Si)2O < (H3C)2O; (H3Si)3N < (H3C)3N. 
 
2) (AUTOR, 2019) Tendo conhecimento sobre a teoria ácido-base de Lewis e 
considerando as possíveis reações que podem ocorrer entre as espécies, 
indique quantas das espécies a seguir agem como um ácido ou uma base: 
H3O+, H2O, OH– e H+ 
a) Três ácidos e duas bases. 
b) Um ácido e uma base. 
c) Dois ácidos e duas bases. 
d) Um ácido e duas bases. 
e) Apenas bases. 
 
3) (WELLER, 2017) Identifique os ácidos e as bases de Lewis nas reações: 
BrF3 + F– → BrF4–; KH + H2O → KOH + H2. 
 
Gabarito 
1) Elementos não metálicos do terceiro período e abaixo deste podem expandir 
suas camadas de valência pela deslocalização dos pares isolados do N ou do 
O para formar ligações múltiplas (o O e o N atuam como doadores de elétrons 
π). Assim, o sililéter e a sililamina são as bases de Lewis mais fracas em cada 
par. 
 
2) Resposta correta letra D. Representados, temos uma molécula de água, um 
ácido (OH–) e duas bases (H3O+ e H+). 
 
3) Precisamos identificar o receptor (o ácido) e o doador (a base) do par de 
elétrons. 
a) Ácido BrF3 recebe um par de elétrons da base F–. Portanto, o BrF3 é o 
ácido de Lewis e o F– é a base de Lewis. 
b) Hidreto salino KH fornece o H– que desloca o H+ da água para formar H2 e 
OH–Se pensarmos nessa reação, como veremos que o H– fornece um par 
 
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de elétrons sendo, portanto, uma base de Lewis. Ele reage com o H2O 
deslocando o OH–, outra base de Lewis. 
 
Resumo 
Vimos, nesta apostila, que Lewis definiu um ácido como uma espécie capaz 
de receber pares de elétrons, e, base como uma espécie capaz de doar pares de 
elétrons, formando ligações químicas. A reação entre um ácido e uma base de Lewis 
sempre dá origem a formação de uma ligação covalente. 
A definição de Lewis abrange todos os íons, sejam cátions (bons receptores 
de elétrons) e ânions (bons doadores de elétrons), ácidos e bases, respectivamente. 
Não só íons podem ser ácidos ou bases de Lewis, compostos e elementos neutros, 
também podem. 
A definição de Lewis explica os casos das definições de Brönsted-Lowry e 
de Arrhenius, sendo, portanto, a mais aceita. Entretanto, as definições de Arrhenius e 
de Brönsted-Lowry também são utilizadas para explicar alguns casos. 
 
 
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Referências bibliográficas 
SOLOMONS, T.W.G.; FRYHLE, C.B. Química Orgânica. Rio de Janeiro: LTC Editora. Vol. 1, 7.ed., 2001 
SHRIVER, DUWARD; ATKINS, PETER. Química inorgânica - 4ª edição. Porto Alegre, Bookman, 2008. 
WELLER, M. et al. Química inorgânica [recurso eletrônico] / revisão técnica: Roberto de Barros Faria. – 6. ed. – 
Porto Alegre: Bookman, 2017.