- Identifique, entre as moléculas
e
, quais podem atuar como base de Lewis e justifique.
Passo 1
O enunciado dá três moléculas:
,
e
. Pede para identificar quais dessas moléculas podem atuar como base de Lewis e justificar a resposta.
Informações relevantes dadas pelo enunciado: nomes/formulas das três moléculas acima. Não há outras restrições (por exemplo: solvente ou ácido específico).
Informações relevantes dadas pelo enunciado: nomes/formulas das três moléculas acima. Não há outras restrições (por exemplo: solvente ou ácido específico).
Passo 2
O que é uma base de Lewis (mini-aula): uma base de Lewis é uma espécie capaz de doar um par de elétrons não ligantes (um par solitário) para formar uma ligação coordenada com outra espécie que aceite elétrons (um ácido de Lewis).
- Importante: a definição não exige que a base tenha carga negativa; basta ter um par lone pair disponível.
- Exemplo simples: quando uma molécula com oxigênio (que costuma ter pares solitários) doa um par para
(um ácido de Lewis), forma-se um complexo do tipo .
Passo 3
Olhemos para a presença de pares solitários (lone pairs) nas moléculas:
-
: o oxigênio tem dois pares solitários e está ligado a um hidrogênio e a um grupo metila. Logo existe pelo menos um par de elétrons disponível para doação. -
: o oxigênio central tem também dois pares solitários e está ligado a duas metilas; há par(es) solitários disponíveis para doação. -
(ácido acético): há oxigênios — um oxigênio carbonílico (C=O) e um oxigênio hidroxila (O–H). Ambos os oxigênios possuem pares solitários (o oxigênio carbonílico tem pares que podem participar de doação; o oxigênio da hidroxila tem pares também). Portanto, em princípio há pares disponíveis.
Passo 4
Conclusão imediata a partir da definição: todas as três moléculas têm oxigênio com pares solitários, então todas podem, em princípio, doar um par de elétrons e agir como base de Lewis. Isto responde de forma ampla “podem atuar como base de Lewis”. Mas calma — agora vamos ver a força/disponibilidade desses pares (ou seja, quem é base de Lewis mais forte).
Passo 5
Entendendo a disponibilidade do par solitário (mini-aula sobre fatores que tornam uma base de Lewis “boa”):
- Quanto mais concentrada estiver a densidade eletrônica no átomo doador (menos retirada por efeitos eletronegativos ou ressonância), mais fácil é doar o par → base de Lewis mais forte.
- Se o par estiver fortemente deslocalizado (ressonância) ou o átomo estiver muito estabilizado por efeitos eletronegativos, o par fica menos disponível → base de Lewis mais fraca.
- Presença de hidrogênio ligado ao átomo (como em O–H) não impede doação, mas a polaridade e possibilidades de ligação por H podem competir; compostos sem H ácido podem às vezes doar com maior facilidade para certos ácidos de Lewis.
Passo 6
Aplicando isso a cada molécula (explicando passo a passo):
-
(metanol): o oxigênio tem dois pares solitários. O grupo metila ( ) é levemente doador por efeito indutivo, aumentando um pouco a densidade sobre O e tornando o par relativamente disponível. Metanol coordena facilmente a ácidos de Lewis como ou complexa prótons . Exemplo de reação de coordenação:
Logo,
pode atuar como base de Lewis de forma clara.
-
(éter dimetílico): o oxigênio também tem dois pares solitários e está ligado a dois grupos metila (doadores indutivos). Não há hidrogênio ácido ligado ao oxigênio, então não há competição com doação de próton. Geralmente os éteres são bons ligantes para cátions metálicos e ácidos de Lewis; por exemplo:
Portanto,
age como base de Lewis e frequentemente é até mais eficaz do que um álcool análogo por ter o par mais disponível.
-
(ácido acético): apesar de ser um ácido (doa próton), o ácido acético é também capaz de doar um par de elétrons através do oxigênio carbonílico (e, em menor grau, pelo oxigênio da hidroxila) para formar complexos com ácidos de Lewis ou metais. Porém, aqui há um ponto crucial: a carbonila está conjugada com o grupo carboxila e existe ressonância entre os dois oxigênios e o grupo carbonila; isso deslocaliza carga e reduz a densidade eletrônica localizada em cada oxigênio, tornando os pares menos nucleofílicos comparados aos pares de um álcool ou éter simples. Além disso, o caráter ácido (facilidade em doar ) indica que interações protônicas podem ocorrer em vez de complexação por doação de par. Ainda assim, ácido acético coordena metais e reagentes de Lewis (por exemplo, coordena metais como ligante monodentado via oxigênio carbonílico ou forma complexos de acetato), então pode atuar como base de Lewis, embora de forma geralmente mais fraca que um álcool/éter.
Passo 7
Resumo comparativo (mini-conclusão didática):
- Todas as três espécies têm oxigênio com pares solitários: todas podem doar um par e, portanto, todas podem atuar como base de Lewis.
- A disponibilidade relativa do par (força como base de Lewis) segue a ordem típica:
Explicação curta da ordem: os éteres têm o par mais livre (nenhum H ligado ao O e efeito indutivo do metila), os álcoois têm par disponível mas o O–H confere algumas diferenças e polaridade, e o ácido carboxílico tem ressonância e efeito estabilizante que reduz a disponibilidade do par.
Passo 8
Exemplos práticos para fixar:
- Se eu misturar
(ácido de Lewis) com cada substância, espero formação de complexos mesmo com as três, mas o complexo com e com geralmente será mais facilmente observado/mais estável do que com devido à maior disponibilidade do par eletrônico. - Em coordenação a metais, acetato muitas vezes atua como ligante (porém às vezes como íon acetato
que é um ligante muito bom); mas o ácido acético neutro também pode coordenar via oxigênio carbonílico.