1. Explique por que \mathrm{H}^{+}é considerado um ácido de Lewis universal e exemplifique com uma reação.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) explicar por que \mathrm{H}^{+} é considerado um ácido de Lewis universal; (2) dar um exemplo de reação. Não há outros dados numéricos — só a noção de proton \mathrm{H}^{+} e a definição pedida. Vou detalhar passo a passo o porquê e depois mostrar reações exemplares.

Passo 2

Primeiro vamos lembrar a definição de Lewis (a parte teórica que precisamos dominar para a prova).
A definição de Lewis diz:
\text{ácido de Lewis} = \text{espécie que aceita um par de elétrons}áéé
\text{base de Lewis} = \text{espécie que doa um par de elétrons}éé
Explicando com calma: um “par de elétrons” é um par de elétrons não ligantes (um par isolado, chamado de lone pair) ou elétrons π (de ligações duplas/triplas) que podem ser compartilhados para formar uma nova ligação. Quando a base doa esse par e o ácido o aceita, forma-se uma ligação coordenada (também chamada ligação dativa) em que ambos os elétrons da ligação vieram do mesmo átomo (o doador).

Passo 3

Agora olhamos para \mathrm{H}^{+} do ponto de vista eletrônico. O próton \mathrm{H}^{+} é um átomo de hidrogênio sem elétrons: ele tem apenas o núcleo (um próton) e, portanto, uma órbita 1s vazia que pode receber elétrons. Em termos simples:
  • não há elétrons no \mathrm{H}^{+} para doar;
  • há um espaço vazio (uma “caixinha” 1s) que pode receber um par de elétrons.
    Isso faz de \mathrm{H}^{+} um aceitador natural de pares eletrônicos — exatamente o que um ácido de Lewis é.

Passo 4

Por que se diz que \mathrm{H}^{+} é “universal”? Vou enumerar os pontos e explicar:
  1. Quase toda molécula com um par isolado (oxigênio, nitrogênio, enxofre, fósforo, haletos deslocados, etc.) pode ceder esse par para o próton.
  2. Além de pares isolados, elétrons π (como em alenos e alcenos) também podem doar densidade eletrônica para o próton (isto é a base de muitas reações de protonação em orgânica).
  3. O próton é muito pequeno e tem alta densidade de carga positiva — isso aumenta sua capacidade de atrair densidade eletrônica.
    Esses três motivos fazem com que praticamente qualquer “base” (no sentido de Lewis) reaja com \mathrm{H}^{+}. Em forma geral podemos escrever:
\mathrm{H}^{+} + :\mathrm{B} \rightarrow \mathrm{HB}^{+}
onde :\mathrm{B} indica a base com um par livre (os dois pontos representam o lone pair). Isso é um modelo geral que serve para muitas reações.

Passo 5

Exemplo prático e muito importante: protonação da água (que o seu professor adora usar). A reação é
\mathrm{H}^{+} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{H}_3\mathrm{O}^{+}.
Explicando passo a passo o mecanismo (o que você precisa entender para reproduzir isso numa prova):
  • a água, \mathrm{H}_2\mathrm{O}, tem dois pares isolados no oxigênio; representamos um lone pair como :\mathrm{H}_2\mathrm{O};
  • esse lone pair “aponta” para o próton e doa o par para formar uma nova ligação O–H coordenada;
  • o produto \mathrm{H}_3\mathrm{O}^{+} (íon hidrônio) tem três ligações O–H e uma carga positiva localizada formalmente no oxigênio.
    Em palavras: o oxigênio doa um par — é a base de Lewis; o próton aceita o par — é o ácido de Lewis. Essa protonação é talvez o exemplo mais simples e mais usado, e mostra claramente por que \mathrm{H}^{+} se encaixa na definição de Lewis.

Passo 6

Outro exemplo simples que costuma cair em exercício: protonação da amônia:
\mathrm{H}^{+} + \mathrm{NH}_3 \rightarrow \mathrm{NH}_4^{+}.
Aqui a amônia doa seu lone pair do nitrogênio para o próton, formando o íon amônio. Mesma ideia: doador de par (base), aceitador de par ( \mathrm{H}^{+}).

Passo 7

Para reforçar a noção de “universal”, veja que não são só moléculas com lone pairs: a protonação de ligações π é comum em química orgânica. Por exemplo, a protonação de um alceno (eteno) gera um carbocátion:
\mathrm{H}^{+} + \mathrm{C}_2\mathrm{H}_4 \rightarrow \mathrm{C}_2\mathrm{H}_5^{+}.
Aqui os elétrons π da dupla ligação do eteno doam densidade para o próton, formando uma nova ligação C–H e deixando um carbocátion — processo fundamental em muitas reações ácido-catalisadas.

Passo 8

Uma observação prática importante para a prova (mas que não muda o conceito): o “próton livre” \mathrm{H}^{+} praticamente não existe isolado em solução — ele está sempre ligado/solvatado (por exemplo como \mathrm{H}_3\mathrm{O}^{+} em água ou complexos solváticos em outros solventes). Ainda assim, a espécie solvatada age como ácido de Lewis porque a unidade aceita densidade eletrônica exatamente do mesmo modo descrito: alguém doa pares eletrônicos para o centro positivo.

Passo 9

Resumo pedagógico (a ideia que tem que ficar na cabeça): \mathrm{H}^{+} é um ácido de Lewis porque aceita pares de elétrons (sua 1s está vazia); é chamado “universal” porque quase todas as espécies que possuem pares disponíveis (ou elétrons π) conseguem doar esses pares ao próton, resultando na protonação (forma geral \mathrm{H}^{+} + :\mathrm{B} \rightarrow \mathrm{HB}^{+}). Então, quando vir \mathrm{H}^{+} numa questão, pense “aceitador de par” e procure o par doador — é assim que você resolve muitos exercícios rápido.

Resposta

\mathrm{H}^{+} é considerado um ácido de Lewis universal porque não tem elétrons e possui uma orbital vazia (1s) que aceita pares de elétrons de praticamente qualquer doador (lone pairs ou elétrons π), formando ligações coordenadas; por isso reage com quase todas as bases de Lewis.
Exemplo: \mathrm{H}^{+} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{H}_3\mathrm{O}^{+}.

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