1. Explique, com exemplos, como o conceito de ácido-base de Lewis amplia a definição tradicional de Brønsted-Lowry.

Passo 1

O enunciado pede para eu explicar, com exemplos, como o conceito de ácido-base de Lewis amplia a definição tradicional de Brønsted–Lowry.
Informações/condições dadas: nenhuma equação específica foi fornecida — devo dar definições, exemplos e comparação entre as duas teorias.

Passo 2

Definição e entendimento da definição tradicional (Brønsted–Lowry).
Um ácido de Brønsted–Lowry é uma espécie que doa um próton ( \mathrm{H^+}). Uma base de Brønsted–Lowry é uma espécie que aceita um próton ( \mathrm{H^+}).
Exemplo clássico e bem explícito: a reação entre \mathrm{HCl} e \mathrm{H_2O}:
\mathrm{HCl} + \mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{Cl^-}.
Aqui \mathrm{HCl} doa um próton para a água, então \mathrm{HCl} é ácido e \mathrm{H_2O} é base. Expliquei o que significa doar/aceitar próton: há transferência real de \mathrm{H^+}. Isso é o núcleo da definição de Brønsted–Lowry.

Passo 3

Definição de Lewis (a versão mais ampla).
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.
Importante: aqui não aparece explicitamente \mathrm{H^+}. O foco é fluxo de pares de elétrons — formação de uma ligação coordenada (ou dadora-aceitadora de par de elétrons). Vou explicar o que é isso: quando uma espécie com um par de elétrons livres (lone pair) compartilha esse par com uma espécie que tem uma orbital vazia ou deficiência eletrônica, forma-se uma ligação coordenada — a base doa o par de elétrons; o ácido aceita.

Passo 4

Exemplo claro que mostra a diferença (caso onde Brønsted não classifica, mas Lewis sim).
Considere \mathrm{BF_3} e \mathrm{NH_3}:
\mathrm{BF_3} + \mathrm{NH_3} \rightarrow \mathrm{F_3B\cdot NH_3}.
  • \mathrm{BF_3} é deficiente em elétrons (boro tem orbital vazio) — aceita um par de elétrons. É um ácido de Lewis.
  • \mathrm{NH_3} tem um par livre no nitrogênio — doa esse par. É uma base de Lewis.
    Não há transferência de \mathrm{H^+} nessa reação, então a definição de Brønsted–Lowry não ajuda aqui, mas a definição de Lewis explica perfeitamente. Esse exemplo mostra diretamente por que Lewis é mais geral.

Passo 5

Mostrar que toda reação de Brønsted–Lowry também é uma reação de Lewis (hierarquia).
Quando um ácido doa um próton \mathrm{H^+}, quem aceita esse próton oferece um par de elétrons para ligá-lo — logo, o aceitador de próton está doando um par de elétrons ao \mathrm{H^+}. Assim:
  • \mathrm{H^+} é, por definição, um ácido de Lewis (aceita par de elétrons).
  • Quem aceita o próton (base de Brønsted) age como base de Lewis.
    Exemplo: volto a \mathrm{HCl} + \mathrm{H_2O}. Ao formar \mathrm{H_3O^+}, a água doa um par ao \mathrm{H^+}. Portanto toda reação Brønsted–Lowry pode ser vista também pela ótica de Lewis. Conclusão: o conjunto de ácidos/bases de Brønsted é um subconjunto do conjunto de ácidos/bases de Lewis.

Passo 6

Outros exemplos úteis (práticos para prova) de ácidos de Lewis que NÃO são áços de Brønsted:
  • \mathrm{AlCl_3} e clivagens em reações de Friedel–Crafts: \mathrm{AlCl_3} aceita pares de elétrons do cloreto acílico ou do eletrófilo gerando espécies ativadas; não há doação de \mathrm{H^+} na etapa de coordenação.
  • Cátions metálicos: \mathrm{Ag^+}, \mathrm{Fe^{3+}}, \mathrm{Cu^{2+}} aceitam pares de elétrons de ligantes como \mathrm{NH_3} ou \mathrm{H_2O} para formar complexos. Exemplo:
\mathrm{Ag^+} + 2\,\mathrm{NH_3} \rightarrow [\mathrm{Ag(NH_3)_2}]^{+}.
Aqui \mathrm{Ag^+} é ácido de Lewis, \mathrm{NH_3} base de Lewis. Não há protonação envolvida.

Passo 7

Exemplo simples com ânions e ácidos de Lewis:
\mathrm{BF_3} + \mathrm{F^-} \rightarrow \mathrm{BF_4^-}.
\mathrm{F^-} doa um par de elétrons para o boro; \mathrm{BF_3} aceita. Repare que \mathrm{F^-} não é uma base de Brønsted (no sentido de aceitar próton? bem, \mathrm{F^-} é base de Brønsted se aceitar \mathrm{H^+} e formar \mathrm{HF}, mas o ponto aqui é que muitas reações Lewis envolvem espécies que não se encaixam bem na linguagem de doar/aceitar próton, e por isso Lewis é mais geral).

Passo 8

Como pensar isso rápido na prova — um mini-roteiro prático:
  1. Procure se há transferência explícita de \mathrm{H^+}. Se sim, é uma reação Brønsted–Lowry (e também Lewis).
  2. Se não houver próton, procure pares livres (lone pairs) e orbitais vazios/deficiência eletrônica. Se houver doação de par para um orbital vazio, é reação ácido–base de Lewis.
  3. Lembre: todo ácido/base de Brønsted é também ácido/base de Lewis, mas muitos ácidos/bases de Lewis não aparecem na teoria de Brønsted.

Passo 9

Resumo conceitual final e dica mnemônica.
  • Brønsted–Lowry: foco no próton ( \mathrm{H^+}); ácido = doa próton; base = aceita próton.
  • Lewis: foco em pares de elétrons; ácido = aceita par de elétrons; base = doa par de elétrons.
    Dica para fixar: pense “Brønsted = próton” e “Lewis = elétrons”. Quando em dúvida, pergunte: há transferência de \mathrm{H^+}? Se não, ainda posso ter ácido/base se houver transferência de par de elétrons.

Resposta

O conceito de Lewis amplia Brønsted–Lowry porque define ácido como aceitador de par de elétrons e base como doador de par de elétrons, incluindo todas as reações de transferência de próton (que também envolvem doação/aceitação de par) e muitas outras onde não há \mathrm{H^+} (ex.: \mathrm{BF_3}+\mathrm{NH_3}\rightarrow\mathrm{F_3B\cdot NH_3}, \mathrm{Ag^+}+2\mathrm{NH_3}\rightarrow[\mathrm{Ag(NH_3)_2}]^+); assim, toda reação Brønsted é também Lewis, mas nem toda reação Lewis é Brønsted.

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