1. Classifique os seguintes compostos como ácido ou base de Lewis: \mathrm{NH}_{3}, \mathrm{BF}_{3}, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}, \mathrm{AlCl}_{3}.

Passo 1

O enunciado pede que você classifique cada um dos compostos abaixo como ácido ou base de Lewis:
\mathrm{NH_{3}}, \mathrm{BF_{3}}, \mathrm{H_{2}O}, \mathrm{AlCl_{3}}.
Informações relevantes dadas pelo enunciado:
\mathrm{NH_{3}}, \mathrm{BF_{3}}, \mathrm{H_{2}O} e \mathrm{AlCl_{3}} são as espécies químicas que devem ser classificadas; não há outras informações adicionais fornecidas.

Passo 2

O que é preciso saber para classificar (explicação didática e sem pular etapas):
  • Definição de Lewis: um ácido de Lewis é uma espécie que aceita um par de elétrons; uma base de Lewis é uma espécie que doa um par de elétrons.
  • Como identificar na prática em uma molécula:
    1. Se o átomo central tem pares isolados (lone pairs) não ligados, ele pode doar esse par — sinal de base de Lewis.
    2. Se o átomo central tem menos que oito elétrons na sua camada de valência (ou possui orbital vazio) e pode receber um par para completar o octeto, é tipicamente um ácido de Lewis.
  • Ferramenta simples que usamos: contar os elétrons de valência do átomo central, ver quantos estão envolvidos em ligações e quantos permanecem como pares isolados. Vou aplicar isso a cada composto passo a passo.

Passo 3

Analisando \mathrm{NH_{3}}:
  • Número de elétrons de valência do nitrogênio: \mathrm{N} tem 5 elétrons de valência.
  • Ligações em \mathrm{NH_{3}}: o nitrogênio forma três ligações simples com três hidrogênios, cada ligação usa um elétron do N, totalizando 3 elétrons usados nas ligações.
  • Elétrons restantes no nitrogênio: 5 - 3 = 2 elétrons, ou seja, um par isolado (lone pair).
  • Interpretação: esse par isolado pode ser doado para outra espécie (por exemplo, \mathrm{NH_{3}} doa para \mathrm{BF_{3}}). Portanto \mathrm{NH_{3}} é doadora de par — é uma base de Lewis.
  • Exemplo de reação coordenada (para fixar): \mathrm{BF_{3} + NH_{3} \rightarrow F_{3}B\!\!:\!NH_{3}} (o par do N forma uma ligação coordenada com B).

Passo 4

Analisando \mathrm{BF_{3}}:
  • Número de elétrons de valência do boro: \mathrm{B} tem 3 elétrons de valência.
  • Ligações em \mathrm{BF_{3}}: o boro forma três ligações simples com três fluoretos. Em consequência, ao redor do boro há 3 pares ligantes = 6 elétrons.
  • Situação do octeto: 6 elétrons é menos que 8; o boro tem octeto incompleto e possui um orbital vazio (ou parcialmente vazio) que pode aceitar um par de elétrons.
  • Interpretação: \mathrm{BF_{3}} aceita um par de elétrons de outra espécie — é um aceitador de par, logo um ácido de Lewis.
  • Observação: mesmo que os F puxem bastante densidade eletrônica, o fato essencial é a deficiência eletrônica do B (6 elétrons) — é isso que o torna ácido de Lewis.

Passo 5

Analisando \mathrm{H_{2}O}:
  • Número de elétrons de valência do oxigênio: \mathrm{O} tem 6 elétrons de valência.
  • Ligações em \mathrm{H_{2}O}: o oxigênio forma duas ligações simples com dois hidrogênios, usando 2 de seus elétrons para essas ligações.
  • Elétrons restantes no oxigênio: 6 - 2 = 4 elétrons, ou seja, dois pares isolados (dois lone pairs).
  • Interpretação: esses pares isolados podem ser doados para formar ligações coordenadas com ácidos de Lewis; por isso \mathrm{H_{2}O} atua como base de Lewis.
  • Exemplo conhecido: \mathrm{H_{2}O} doa par para íons metálicos em complexos aquosos, mostrando comportamento de base de Lewis.

Passo 6

Analisando \mathrm{AlCl_{3}}:
  • Número de elétrons de valência do alumínio: \mathrm{Al} tem 3 elétrons de valência.
  • Ligações em \mathrm{AlCl_{3}}: o alumínio forma três ligações simples com três cloros, resultando em 3 pares ligantes ao redor de Al = 6 elétrons ao seu redor.
  • Situação do octeto: novamente, 6 elétrons é menos que 8; Al tem octeto incompleto e pode aceitar um par de elétrons.
  • Interpretação: \mathrm{AlCl_{3}} aceita par de elétrons — é um ácido de Lewis.
  • Observação útil para prova: \mathrm{AlCl_{3}} pode dimerizar formando \mathrm{Al_{2}Cl_{6}} para compartilhar pares, mas em presença de doadores é claramente um aceitador de par (ácido de Lewis).

Passo 7

Dicas rápidas para a prova (resumo prático):
  • Procure pares isolados no átomo central → doador → base de Lewis.
  • Procure deficiência de elétrons (menos que 8) ou orbital vazio → aceitador → ácido de Lewis.
  • Conte elétrons de valência do átomo central para decidir rapidamente.
  • Quando tiver dúvida, tente imaginar a reação com \mathrm{NH_{3}} ou \mathrm{H_{2}O}: se a espécie aceita o par deles, é ácido; se doa, é base.

Resposta

\mathrm{NH_{3}}: base de Lewis
\mathrm{BF_{3}}: ácido de Lewis
\mathrm{H_{2}O}: base de Lewis
\mathrm{AlCl_{3}}: ácido de Lewis

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