Qual é a diferença entre as definições de uma base de Arrhenius e de Lewis?

Passo 1

O que o enunciado pede: quero que eu explique a diferença entre as definições de base segundo Arrhenius e segundo Lewis.
Informações dadas implicitamente pelo enunciado: preciso comparar duas definições clássicas de “base” na química, apontando o que cada definição diz, exemplos e onde uma vale e a outra não. Não há cálculos numéricos a fazer — é conceitual.

Passo 2

Definição de Arrhenius (clareza e exemplo simples).
Arrhenius define uma base como uma substância que, em solução aquosa, aumenta a concentração de íons hidroxila. Em palavras simples: uma base de Arrhenius é algo que, quando colocado em água, faz aparecer mais \mathrm{OH^-}. Exemplos típicos e reações:
\mathrm{NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-}
\mathrm{KOH \rightarrow K^+ + OH^-}
No caso da amônia, que não é um hidróxido iônico, a reação em água é:
\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}
Aqui eu tirei esses exemplos do comportamento em solução aquosa: veja que a característica chave é o aumento de \mathrm{[OH^-]}.

Passo 3

Explicando por que a definição de Arrhenius é restrita (aula rápida).
  • "Aumentar \mathrm{[OH^-]}" significa que, ao dissolver a substância na água, a concentração de íons hidroxila cresce — isso é diretamente ligado ao pH da solução.
  • Limitação importante: a definição de Arrhenius só faz sentido em água. Se a reação ocorre no vapor, em solvente não aquoso ou forma complexos sem gerar \mathrm{OH^-}, a definição de Arrhenius não serve.
  • Dica prática para prova: se a questão fala em solução aquosa e em \mathrm{OH^-} ou pH, use Arrhenius.

Passo 4

Definição de Lewis (conceito e exemplo concreto).
Lewis define uma base como um doador de par eletrônico. Ou seja, uma base de Lewis é qualquer espécie que tem um par de elétrons não ligado (par solitário) e o doa para formar uma ligação coordenada com outra espécie (a base doa, o ácido aceita). Exemplos:
\mathrm{NH_3 + H^+ \rightarrow NH_4^+}
Aqui a amônia doa seu par de elétrons para o próton — é um exemplo onde a mesma molécula atua como base de Lewis. Outro exemplo clássico envolvendo um ácido de Lewis que é eletrônico-deficiente:
\mathrm{BF_3 + :NH_3 \rightarrow F_3B\leftarrow NH_3}
Nesse caso eu peguei o exemplo da figura/reações clássicas: \mathrm{BF_3} aceita um par de elétrons (é ácido de Lewis) e \mathrm{:NH_3} (o dois pontos indica o par solitário) doa o par, formando uma ligação coordenada \mathrm{B\leftarrow N}.

Passo 5

Explicando bem o que é um “par de elétrons” e “ligação coordenada” (passo didático).
  • Par de elétrons (ou par solitário): são dois elétrons num mesmo orbital que não estão envolvidos numa ligação covalente — por exemplo, o nitrogênio em \mathrm{NH_3} tem um par solitário.
  • Ligação coordenada (ou dativa): é uma ligação covalente em que os dois elétrons que formam a ligação vieram do mesmo átomo (o doador). Escrevemos isso às vezes com uma seta \rightarrow indicando doador→aceitador.

Passo 6

Relação entre Arrhenius e Lewis — quem é mais geral?
  • Lewis é mais geral. Todo Arrhenius base (em solução aquosa) age como doador de pares eletrônicos porque \mathrm{OH^-} e muitas espécies responsáveis por aumentar \mathrm{[OH^-]} têm pares eletrônicos que podem doar. Portanto, em contexto aquoso, uma Arrhenius base também é, tipicamente, uma base de Lewis.
  • Nem toda base de Lewis é Arrhenius. Um contraexemplo: \mathrm{CO} (monóxido de carbono) doa um par eletrônico para um íon metálico formando um complexo (ligação metal–ligante) — isso é comportamento de base de Lewis em química de complexos, mas não aumenta \mathrm{[OH^-]} em água, então não é uma base segundo Arrhenius. Outro exemplo: reação \mathrm{BF_3 + NH_3} acima — envolve doação de par, não produção de \mathrm{OH^-}.

Passo 7

Resumo prático e como usar isso na prova (estratégia rápida).
  • Se a questão for sobre solução aquosa, pH ou \mathrm{OH^-}: pense Arrhenius. Procure se a substância aumenta \mathrm{[OH^-]}.
  • Se a questão envolver transferência de elétrons (pares), formação de complexos, coordenação com metais, prótons isolados ou solventes não aquosos: pense Lewis. Procure pares solitários e possibilidade de doação.
  • Uma frase curta para memorizar: Arrhenius = aumenta \mathrm{OH^-} em água; Lewis = doa par de elétrons (mais geral).

Resposta

Arrhenius: base é a substância que, em solução aquosa, aumenta a concentração de \mathrm{OH^-}.
Lewis: base é a espécie que doa um par eletrônico (par solitário) para formar uma ligação coordenada.

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