- Classifique os seguintes íons:
como ácidos ou bases de Lewis.
Passo 1
O enunciado pede para classificar como ácidos ou bases de Lewis os íons
,
,
e
.
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.
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
: ele não tem elétrons, então aceita um par de uma base como . - 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
, que tem um par livre no nitrogênio e doa esse par para .
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:
- Se o íon tem pares isolados e tendência a doar (geralmente carga negativa), é base de Lewis.
- Se o íon é um cátion pequeno/forte, com orbitais vazios ou deficiência eletrônica, é ácido de Lewis.
- 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:
-
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
).
Justificativa passo a passo:
- Definição: ácido de Lewis aceita par de elétrons.
-
aceita pares de ligantes (como , , ) para formar complexos. - Logo,
é ácido de Lewis.
Passo 5
Análise detalhada:
-
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.:
pode ligar-se a cátions (como ) doando um par.
Justificativa passo a passo:
-
tem pares livres no oxigênio → possível doador de par. - Serve como ligante em complexos e reage como nucleófilo (doa par de elétrons).
- Portanto,
é base de Lewis.
Passo 6
Análise detalhada:
-
(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
coordena a metais.
Justificativa passo a passo:
- Presença de pares isolados em oxigênios e carga negativa → tendência a doar elétrons.
- Pode coordenar como base de Lewis (doando par por um dos oxigênios).
- Logo,
é base de Lewis.
Passo 7
Análise detalhada e cuidado conceitual:
-
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,
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
, aceitar um par de elétrons implicaria formar algo como , que não é um íon estável em condições normais — portanto não costuma agir como ácido de Lewis em química comum. - Contudo,
é um ácido de Brønsted (doa próton), mas isso não o transforma automaticamente em ácido de Lewis. O próton é ácido de Lewis; o íon amônio é o conjugado ácido de mas não apresenta um par livre para aceitar elétrons.
Conclusão passo a passo:
- Não há par livre em
→ não é base de Lewis. - Não há facilidade prática para aceitar um par (não forma
estável) → não é classificado como ácido de Lewis nas reações comuns. - Portanto, nas classificações usuais,
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: não é base de Lewis e não costuma se comportar como ácido de Lewis; é melhor reconhecê-lo como um ácido de Brønsted (doa ), 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
) — eles podem ser ácidos de Brønsted, mas não necessariamente ácidos de Lewis práticos. Use essa verificação rápida em cada questão para classificar.