1. Classifique os seguintes íons: \mathrm{Zn}^{2+}, \mathrm{OH}^{-}, \mathrm{NO}_{3}{ }^{-}, \mathrm{NH}_{4}{ }^{+}como ácidos ou bases de Lewis.

Passo 1

O enunciado pede para classificar como ácidos ou bases de Lewis os íons \mathrm{Zn}^{2+}, \mathrm{OH}^{-}, \mathrm{NO}_{3}^{-} e \mathrm{NH}_{4}^{+}.
Dados fornecidos: os quatro íons escritos acima. A tarefa é, para cada íon, dizer se ele atua como ácido de Lewis (aceita par de elétrons) ou base de Lewis (doa par de elétrons) e justificar didaticamente.

Passo 2

Definição de Lewis — aula rápida e prática:
  • Um ácido de Lewis é uma espécie que aceita um par de elétrons. Pense em alguém que não tem pares de elétrons disponíveis e “pede” um par para formar uma ligação coordenada. Um exemplo claro é o íon \mathrm{H}^{+}: ele não tem elétrons, então aceita um par de uma base como \mathrm{NH}_{3}.
  • Uma base de Lewis é uma espécie que doa um par de elétrons. São geralmente espécies com pares isolados (lone pairs) ou carga negativa que favorece doar densidade eletrônica; um exemplo clássico é \mathrm{NH}_{3}, que tem um par livre no nitrogênio e doa esse par para \mathrm{H}^{+}.
Explicação intuitiva: procure por pares não ligados (lone pairs) e/ou carga negativa — isso indica doador (base de Lewis). Procure por cargas positivas, átomos com orbitais vazios ou deficiência eletrônica — isso indica aceitador (ácido de Lewis).

Passo 3

Critérios práticos que vamos aplicar a cada íon:
  1. Se o íon tem pares isolados e tendência a doar (geralmente carga negativa), é base de Lewis.
  2. Se o íon é um cátion pequeno/forte, com orbitais vazios ou deficiência eletrônica, é ácido de Lewis.
  3. Se o íon é positivamente carregado mas não tem local óbvio para aceitar par (todos os orbitais preenchidos), devemos raciocinar se na prática ele forma ligações coordenadas aceitando pares; se sim, é ácido de Lewis; se não, será classificado conforme sua capacidade real de aceitar par.

Passo 4

Análise detalhada:
  • \mathrm{Zn}^{2+} é um cátion metálico com carga positiva elevada relativa ao tamanho do íon. Isso torna o íon eletronicamente pobre (procura densidade de elétrons).
  • Metais de transição na forma catiônica frequentemente têm orbitais vazios disponíveis para aceitar pares de elétrons (por exemplo, para formar complexos de coordenação como [\mathrm{Zn}(\mathrm{NH}_3)_4]^{2+}).
    Justificativa passo a passo:
  1. Definição: ácido de Lewis aceita par de elétrons.
  2. \mathrm{Zn}^{2+} aceita pares de ligantes (como \mathrm{NH}_3, \mathrm{H}_2\mathrm{O}, \mathrm{OH}^{-}) para formar complexos.
  3. Logo, \mathrm{Zn}^{2+} é ácido de Lewis.

Passo 5

Análise detalhada:
  • \mathrm{OH}^{-} tem oxigênio com dois pares isolados além da ligação O–H; além disso, carrega carga negativa, o que indica abundância de densidade eletrônica.
  • Espécies com pares isolados e carga negativa tendem a doar par de elétrons para formar ligações coordenadas. Ex.: \mathrm{OH}^{-} pode ligar-se a cátions (como \mathrm{Zn}^{2+}) doando um par.
    Justificativa passo a passo:
  1. \mathrm{OH}^{-} tem pares livres no oxigênio → possível doador de par.
  2. Serve como ligante em complexos e reage como nucleófilo (doa par de elétrons).
  3. Portanto, \mathrm{OH}^{-} é base de Lewis.

Passo 6

Análise detalhada:
  • \mathrm{NO}_{3}^{-} (íon nitrato) apresenta oxigênios com pares isolados; a carga negativa está delocalizada (ressonância) sobre os oxigênios.
  • Apesar da ressonância, há densidade eletrônica disponível nos oxigênios, e nitrato pode atuar como ligante doando pares para cátions (coordenação por oxigênio). Exemplos: sais onde \mathrm{NO}_3^{-} coordena a metais.
    Justificativa passo a passo:
  1. Presença de pares isolados em oxigênios e carga negativa → tendência a doar elétrons.
  2. Pode coordenar como base de Lewis (doando par por um dos oxigênios).
  3. Logo, \mathrm{NO}_{3}^{-} é base de Lewis.

Passo 7

Análise detalhada e cuidado conceitual:
  • \mathrm{NH}_{4}^{+} é o íon amônio: nitrogênio ligado a quatro hidrogênios, carga positiva. O nitrogênio, nessa espécie, já tem quatro ligações e não possui par isolado livre para doar.
  • Como não há par eletrônico livre, \mathrm{NH}_{4}^{+} não é um doador de par (não é base de Lewis).
  • Em geral, espécies carregadas positivamente podem ser ácidos de Lewis se tiverem orbitais vazios ou capacidade de aceitar um par formando uma nova ligação coordenada. No caso de \mathrm{NH}_{4}^{+}, aceitar um par de elétrons implicaria formar algo como \mathrm{NH}_{5}^{+}, que não é um íon estável em condições normais — portanto \mathrm{NH}_{4}^{+} não costuma agir como ácido de Lewis em química comum.
  • Contudo, \mathrm{NH}_{4}^{+} é um ácido de Brønsted (doa próton), mas isso não o transforma automaticamente em ácido de Lewis. O próton \mathrm{H}^{+} é ácido de Lewis; o íon amônio é o conjugado ácido de \mathrm{NH}_3 mas não apresenta um par livre para aceitar elétrons.
    Conclusão passo a passo:
  1. Não há par livre em \mathrm{NH}_{4}^{+} → não é base de Lewis.
  2. Não há facilidade prática para aceitar um par (não forma \mathrm{NH}_5^{+} estável) → não é classificado como ácido de Lewis nas reações comuns.
  3. Portanto, nas classificações usuais, \mathrm{NH}_{4}^{+} não é considerado base de Lewis; e também não é um ácido de Lewis típico. Em exercícios elementares, porém, muitas vezes pedem rotular como ácido ou base de Lewis — a classificação correta e didática aqui é: \mathrm{NH}_{4}^{+} não é base de Lewis e não costuma se comportar como ácido de Lewis; é melhor reconhecê-lo como um ácido de Brønsted (doa \mathrm{H}^{+}), mas como ácido de Lewis não se aplica normalmente.

Passo 8

Resumo didático-final para aplicar na prova:
  • Procure pares isolados e carga negativa → base de Lewis.
  • Procure cátions pequenos/com orbitais vazios → ácido de Lewis.
  • Cuidado com íons carregados positivamente que já têm todos os seus orbitais preenchidos (como \mathrm{NH}_{4}^{+}) — eles podem ser ácidos de Brønsted, mas não necessariamente ácidos de Lewis práticos. Use essa verificação rápida em cada questão para classificar.

Resposta

\mathrm{Zn}^{2+}: ácido de Lewis.
\mathrm{OH}^{-}: base de Lewis.
\mathrm{NO}_{3}^{-}: base de Lewis.
\mathrm{NH}_{4}^{+}: não é base de Lewis; não é um ácido de Lewis típico (é um ácido de Brønsted).

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