resumo ácidos e bases de Lewis

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estrutura da matéria – aula 12 
→ Conceito de Arrhenius (1884) 
“substâncias ácidas são aquelas que em 
solução aquosa dissociam-se em íons 
hidrogênios (𝐻+)” 
“substâncias básicas são aquelas que em 
solução aquosa dissociam- se em íons 
hidroxilas (𝑂𝐻−)” 
 
→ Conceito de Bronsted-Lowry (1923) 
“ácido é definido como um doador de 
próton e base como um receptor de próton” 
- esta definição tem uma importante 
implicação: Uma substância não pode atuar 
como ácido sem a presença de uma base 
para aceitar o próton, e vice-versa. 
- para todos os ácidos e bases fracos, 
devemos considerar a reação inversa. 
 
 *Conceito de ácido-base conjugado 
 
𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂 → 𝑁𝐻4
+ + 𝑂𝐻− 
 
- Todo ácido de Bronsted tem base 
conjugada, e toda base de Bronsted tem 
ácido conjugado. 
→ Conceito de Lewis (1923) 
- O conceito de Bronsted-Lowry de ácidos e 
bases enfatiza a transferência de um próton 
entre as espécies. Porém, essa teoria falha ao 
tentar explicar reações entre substâncias 
onde não são transferidos prótons. 
- Essa deficiência foi remediada por um 
conceito mais amplo de acidez e basicidade 
introduzido por G. N. Lewis (o mesmo das 
estruturas). 
*ácido de Lewis: é uma substância que atua 
como um receptor de par ou pares de 
elétrons, A 
*base de Lewis: é uma substância que atua 
como um doador de par ou pares de 
elétrons, :B 
 
Quem são? 
Ácidos de Lewis Base de Lewis 
Próton: 𝐻+ 
Todo ácido de Bronsted-
Lowry exibe acidez de 
Lewis 
Toda base de Bronsted-
Lowry exibe basicidade de 
Lewis (pois um receptor de 
𝐻+ é também um doador 
de par de elétrons) 
Cátions: 𝑀𝑛+ Ânions: : 𝐶𝑙−, ∶ 𝐵𝑟−, 𝑂2− 
Espécies deficientes em 
elétrons: compostos de B, 
Al e restantes do grupo 13 
Íons ou moléculas com 
pares de elétrons isolados 
(: 𝑂𝐻2, : 𝑁𝐻3, ∶ 𝐶𝑂: , ∶ 𝐶𝑁
−: ) 
Espécies com carga 
positiva e espécies que 
podem expandir o octeto 
𝐵𝑟𝐹2
+, 𝑃𝐹5 
 
Espécies com elétrons 𝜋: 
etileno, benzeno 
 
→ Ácidos e bases de Lewis 
compostos deficientes de elétrons 
EX: 𝐵𝐹3 
 
 
 
*note que não envolve ácido de Bronsted! 
 
compostos de coordenação: 
. [𝐶𝑜(: 𝑂𝐻2)6]
2+ 
. [𝐹𝑒(𝐶𝑂5)]
3+ 
. [𝐴𝑙(𝐻2𝑂)6]
3+ 
 
- uma molécula ou íon com o octeto 
completo pode ser arranjar para receber um 
par de elétrons, 𝑂 = 𝐶 = 𝑂 + 𝑂𝐻− 
 
 
Um orbital do átomo de carbono fica vazio 
para acomodar o par de elétron recebido, 
pela remoção do elétron 𝜋𝐶 − 𝑂 
 
- uma molécula ou íon pode expandir seu 
octeto para receber um par de elétrons: 
 
 
 
- uma molécula pode utilizar de seus orbitais 
moleculares antiligantes vazios para receber 
um par de elétrons. 
*representação por orbitais moleculares da 
interação do orbital responsável pela 
formação de um complexo entre um ácido 
de Lewis A e uma base de Lewis :B 
 
BASE ÁCIDO 
ÁC. CONJUGADO 
B. CONJUGADA 
 
 
Compostos sem deficiência de elétrons: 
 
- EX: 𝐵𝑟2 em acetona 
 
 
X2 tem um orbital 2𝜎𝑢 ou (4𝜎) vazio que pode 
aceitar um par de elétrons de solventes como 
acetona, etanol, formando um complexo 1:1 
 
→ Características dos ácidos e bases 
de Lewis de acordo com o grupo da 
tabela periódica 
- Metais alcalinos/alcalinos terrosos/transição 
são ácidos de Lewis 
- ácidos do grupo do Boro (grupo 13) 
*os haletos de B e de Al são os ácidos de 
Lewis mais conhecidos. 
* as moléculas planares 𝐵𝑋3 E 𝐴𝑙𝑋3 têm 
octetos incompletos e o orbital p 
perpendicular ao plano pode aceitar um par 
de elétrons da base de Lewis 
Ordem crescente de acidez: 𝐵𝐹3 < 𝐵𝐶𝑙3 <
𝐵𝐵𝑟3 
. ordem inversa do esperado considerando as 
características de eletronegatividade, 
interação 𝜋 remove parcialmente a 
deficiência de elétrons do orbital p vazio do B 
 
- grupo do carbono (silício e de estanho) 
. a ordem de acidez dos complexos 𝑆𝑖𝑋4 é: 
𝑆𝑖𝐹4 > 𝑆𝑖𝐶𝑙4 > 𝑆𝑖𝐵𝑟4 > 𝑆𝑖𝐼4 
*eletronegatividade 
 
. A ordem de acidez dos complexos 𝑆𝑛𝑋4 é: 
 
𝑆𝑛𝐹4 > 𝑆𝑛𝐶𝑙4 > 𝑆𝑛𝐵𝑟4 > 𝑆𝑛𝐼4 
 
- grupo do nitrogênio e oxigênio (grupo 15 e 
16) 
*ácidos de Lewis do grupo 15 
 
*ácidos de Lewis do grupo 16 (podem ser 
ácidos ou bases) 
 
O 𝑆𝑂2 também pode ser uma base doando o 
par isolado do S ou do O para um ácido de 
Lewis. 
 
- grupo dos halogênios 
. podem ser ácidos e bases 
. ÁCIDOS porque possuem orbital anti-ligante 
vazio de baixa energia 
 
X2 tem um orbital 2𝜎𝑢 ou (4𝜎) vazio que pode 
aceitar um par de elétrons de solventes como 
acetona, etanol, formando um complexo 1:1 
 
O orbital onde o e- origina na transição é 
predominantemente o orbital do par isolado 
da base (cetona). O orbital para o qual a 
transição ocorre é o LUMO do ácido (𝐵𝑟2). 
Assim a transição transfere um e- da base 
para o ácido e é chamada de uma transição 
de transferência de carga. 
. BASE porque podem formar poli-iodetos 
 𝐼2 + 𝐼
− → 𝐼3
−/𝐼2 + 𝐼3
− → 𝐼5
−, ETC 
 
→ Tipos de reações fundamentais: 
 
1. Reações ácido-base 
𝐵𝐹3+𝑁𝐻3 → 𝐹3𝐵 − 𝑁𝐻3 
2. Reações de troca (deslocamento) 
𝐵 − 𝐴+: 𝐵′ → 𝐵: +𝐴 − 𝐵′ 
*reações importantes na substituição de 
ligantes em complexos. 
 
3. Reações de metátese ou dupla troca 
𝐴 − 𝐵 + 𝐴′ − 𝐵′ → 𝐴 − 𝐵′ + 𝐴′ − 𝐵 
 
→ Duros e Moles 
- são identificados pelas tendências nas 
estabilidades nos complexos que formam: 
Ácidos duros – bases duras 
Ácidos moles – bases moles 
 
- Princípio de Pearson (REGRA EMPÍRICA): 
ácidos duros preferem se ligar (ou coordenar-
se) a bases duras. Ácidos moles preferem se 
ligar (ou coordenar-se) a bases moles. 
 
*ácidos/bases duros: espécies pequenas e 
pouco polarizáveis, alta densidade de carga. 
*ácidos/bases moles: espécies grandes e 
muito polarizáveis, baixa densidade de carga. 
 
 
 
→ Teoria sobre dureza e moleza 
- observações de Pearson são qualitativas na 
previsão da estabilidade; 
- uma explicação simples para interações 
DURO-DURO seria considerar esta como sendo 
principalmente eletrostática ou iônica. 
 . a maioria dos ácidos e bases tipicamente 
duros são aqueles que formam ligações 
iônicas como 𝐿𝑖+, 𝑁𝑎+, 𝐾+ 𝑐𝑜𝑚 𝐹−𝑒 𝑂𝐻− 
- A estabilidade MOLE-MOLE pode ser 
explicada pelo caráter covalente da ligação, 
𝐴𝑔+, 𝐻𝑔+ 𝑐𝑜𝑚 𝐶𝑙−, 𝑆− 
- Por exemplo, cloreto de prata coloidal (AgCl) 
é um composto com elevado caráter 
covalente. 
 
→ Teoria ácido-base duro e mole - TOM 
- duro-duro: diferença grande entre HOMO-
base e LUMO-ácido, não ocorre interação 
- mole-mole: diferença pequena entre HOMO-
base e LUMO-ácido, ocorre interação 
 
 
 
 
 
 
RESUMO DAS TEORIAS ÁCIDO-BASE 
ARRHENIUS, BRONSTED-LOWRY, LEWIS 
 
- Todas definem o termo ácido como qualquer 
espécie química que: 
 . reage com base 
 . como doador de espécies positivas (o íon 
hidrogênio ou cátion) 
 . receptor de espécies negativas (um par de 
elétrons, ânions) 
- Uma base é definida como qualquer espécie 
química que: 
 . reage com ácidos 
 . doadora de espécies negativas (par de 
elétrons, ânions) 
 . receptora de espécies positivas (um íon H+, 
cátion). 
 
- Podemos generalizar todas as definições 
considerando a ACIDEZ como sendo um 
caráter positivo de uma espécie química que 
é diminuído pela reação com uma base; 
similarmente BASICIDADE é p caráter negativo 
de uma espécie que é diminuído pela reação 
com um ácido.