Classifique os reagentes como ácidos ou bases de Lewis nas reações abaixo. Justifique sua resposta.
(a) \mathrm{Al}^{3+}+3 \mathrm{OH}^{-} \rightarrow \mathrm{Al}(\mathrm{OH})_{3}

Passo 1

O enunciado pede que eu classifique os reagentes como ácidos ou bases de Lewis na reação abaixo e justifique a resposta. As informações fornecidas são apenas a reação:
\mathrm{Al}^{3+} + 3\,\mathrm{OH}^{-} \rightarrow \mathrm{Al}(\mathrm{OH})_{3}
Reagentes a serem classificados: \mathrm{Al}^{3+} e \mathrm{OH}^{-}.

Passo 2

Definição e ideia central (aula rápida e prática):
  • Um ácido de Lewis é uma espécie que aceita um par de elétrons. Em palavras simples: “aceita um par eletrônico”.
  • Uma base de Lewis é uma espécie que doa um par de elétrons. Em palavras simples: “doa um par eletrônico”.
    Explicação intuitiva: pares de elétrons não ligados (lone pairs) são a munição que as bases de Lewis usam para formar uma ligação coordenada com ácidos de Lewis, que têm orbitais vazios ou deficiência eletrônica e precisam desses pares.

Passo 3

Análise de \mathrm{Al}^{3+}:
  • Átomo de alumínio neutro tem configuração eletrônica de valência \,3s^{2}3p^{1}, mas ao perder três elétrons vira \mathrm{Al}^{3+} com configuração \,1s^{2}2s^{2}2p^{6} (igual ao neônio), ou seja, sem elétrons na camada n=3.
  • Conclusão prática: \mathrm{Al}^{3+} tem orbitais vazios na camada 3s/3p e uma carga positiva forte; isso significa que é eletrofilico e pode aceitar pares de elétrons para completar ligações.
  • Ligando à definição: como aceita pares de elétrons, \mathrm{Al}^{3+} comporta-se como um ácido de Lewis.

Passo 4

Análise de \mathrm{OH}^{-}:
  • A espécie \mathrm{OH}^{-} (hidróxido) tem oxigênio com três pares isolados (lone pairs) e uma ligação simples com o hidrogênio. Podemos contar elétrons valência: 6 do O, 1 do H e mais 1 do excesso de carga negativa = 8 elétrons; após a ligação O–H sobram 6 elétrons como três pares isolados no oxigênio.
  • Esses pares isolados estão disponíveis para doação; além disso, a carga negativa aumenta a densidade eletrônica, tornando \mathrm{OH}^{-} um doador eficiente de par eletrônico.
  • Ligando à definição: como doa pares de elétrons, \mathrm{OH}^{-} comporta-se como uma base de Lewis.

Passo 5

Como a reação acontece em termos de pares de elétrons (mecanismo simplificado):
  • Cada íon \mathrm{OH}^{-} doa um par de elétrons para \mathrm{Al}^{3+}, formando três ligações coordenadas ao redor do alumínio.
  • Esquematicamente: \mathrm{Al}^{3+} aceita três pares (um de cada \mathrm{OH}^{-}), e as cargas se neutralizam, resultando em \mathrm{Al}(\mathrm{OH})_{3}.
  • Assim, o papel de cada reagente está claro pela direção do fluxo de pares eletrônicos: doadores ( \mathrm{OH}^{-}) → aceitador ( \mathrm{Al}^{3+}).

Passo 6

Resumo e reforço pedagógico:
  • Sempre que ver um cátion pequeno e muito positivo (como \mathrm{Al}^{3+}) pense: “posso aceitar pares de elétrons?” — geralmente sim → ácido de Lewis.
  • Sempre que ver um ânion com pares isolados (como \mathrm{OH}^{-}) pense: “posso doar um par?” — geralmente sim → base de Lewis.
  • No exame: identifique quem tem pares isolados (doa = base) e quem tem deficiência/ortbitais vazios ou carga positiva (aceita = ácido).

Resposta

\mathrm{Al}^{3+}: ácido de Lewis.
\mathrm{OH}^{-}: base de Lewis.

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