1. Mostre, com equações, como o \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} pode atuar como base de Lewis em reações com cátions metálicos.

Passo 1

O enunciado pede que eu mostre, com equações, como a molécula de água pode atuar como base de Lewis em reações com cátions metálicos.\n
Informações dadas (implícitas no enunciado):\n
  • A espécie doadora de elétrons é a água, \mathrm{H}_2\mathrm{O}.\n
  • A espécie aceitadora de elétrons é um cátion metálico genérico, que chamarei de \mathrm{M}^{n+} (metal com carga positiva n+).\n
  • Preciso apresentar equações químicas que ilustrem essa interação (formação de complexos coordenados) e explicá-las passo a passo.

Passo 2

O que significa “base de Lewis” e “ácido de Lewis” (explicação didática):\n
  • Uma base de Lewis é uma espécie que doa um par de elétrons não ligado (um “par-livre”).\n
  • Um ácido de Lewis é uma espécie que aceita um par de elétrons (tem orbital vazio ou capacidade de aceitar um par).\n
    Na nossa situação, \mathrm{H}_2\mathrm{O} tem pares-livres no átomo de oxigênio e pode doar um desses pares para \mathrm{M}^{n+}, que aceita o par — logo \mathrm{H}_2\mathrm{O} atua como base de Lewis e \mathrm{M}^{n+} como ácido de Lewis.

Passo 3

Por que a água pode doar um par de elétrons? (estrutura e pares-livres)\n
  • Na molécula \mathrm{H}_2\mathrm{O}, o átomo de oxigênio possui dois pares-livres (quatro elétrons não compartilhados). Escrevendo de forma conceitual: :\!\!\mathrm{O}\mathrm{H}_2.\n
  • Esses pares-livres são os candidatos à doação para um orbitais vazios do cátion metálico.\n
    Assim, a água é uma boa base de Lewis porque tem pares eletrônicos de sobra no oxigênio que podem ser cedidos.

Passo 4

Equação geral de coordenação (mostrando a reação com equações)\n
Uma equação geral que descreve a hidratação/coordenação de um cátion metálico por moléculas de água é:
\mathrm{M}^{n+} + x\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \longrightarrow [\mathrm{M}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})_x]^{n+}
Explicação das letras: \mathrm{M}^{n+} é o cátion metálico (carga n+), x é o número de moléculas de água coordenadas (número de coordenação; valores comuns são x=4 ou 6), e [\mathrm{M}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})_x]^{n+} é o complexo aquoso formado.

Passo 5

Mostrando mecanisticamente a doação do par eletrônico (seta de doação)\n
Escrevendo de forma simbólica a doação de um par-livre de \mathrm{H}_2\mathrm{O} para o cátion:
:\!\mathrm{H}_2\mathrm{O} \; \xrightarrow{\text{doação de par}} \; \mathrm{M}^{n+} \quad\longrightarrow\quad \mathrm{H}_2\mathrm{O}\!-\!\!\!\!\!\xrightarrow{\\ \\ } \mathrm{M}^{n+}çã
Interpretação: os dois pontos antes de \mathrm{H}_2\mathrm{O} representam o par-livre do oxigênio; esse par é doado ao metal, formando uma ligação coordenada (também chamada de ligação dativa), em que ambos os elétrons da ligação vêm do oxigênio.

Passo 6

Exemplos concretos com metais comuns (equações específicas)\n
Exemplo 1 — ferro(III) em água (um caso típico):
\mathrm{Fe}^{3+} + 6\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \longrightarrow [\mathrm{Fe}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})_6]^{3+}
Aqui x=6; cada \mathrm{H}_2\mathrm{O} doa um par-livre ao \mathrm{Fe}^{3+}, formando o complexo hexaaquaferrônio.\n
Exemplo 2 — cobre(II) em água:
\mathrm{Cu}^{2+} + 6\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \longrightarrow [\mathrm{Cu}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})_6]^{2+}
Novamente, cada água doa um par e forma o complexo aquoso (na prática a geometria pode ser distorcida, mas a ideia de doação de pares é a mesma).

Passo 7

Mostrar com setas de elétrons em uma equação curta (visualização do par-livre sendo doado)\n
Uma forma compacta de mostrar a doação de par é:
:\!\mathrm{H}_2\mathrm{O} \;+\; \mathrm{M}^{n+} \;\longrightarrow\; [\mathrm{M}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})]^{n+}
onde os dois pontos indicam o par-livre que forma a ligação coordenada para gerar o íon complexo monocoordenado (caso idealizado).

Passo 8

Consequência prática: hidrólise ácida de complexos aquosos (por que isso importa)\n
Quando água coordena a um cátion muito carregado (grande n+), o metal polariza a ligação O–H da água coordenada e facilita a perda de \mathrm{H}^+. Um exemplo de equilíbrio de hidrólise:
[\mathrm{Fe}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})_6]^{3+} \rightleftharpoons [\mathrm{Fe}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})_5(\mathrm{OH})]^{2+} + \mathrm{H}^+
Isto mostra que, além de atuar como base de Lewis ao coordenar, a água coordenada pode sofrer desprotonação, tornando soluções de certos cátions ácidas. Não é pedido no enunciado, mas é uma consequência direta e importante do papel de água como base de Lewis.

Passo 9

Resumo didático e dica para prova\n
  • Regra prática: escreva a água como doadora de par (pares-livres no oxigênio) e mostre o cátion recebendo esses pares para formar um complexo do tipo [\mathrm{M}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})_x]^{n+}.\n
  • Para responder rapidamente numa prova: escreva a equação geral da Passo 4 e, se pedirem exemplos, use \mathrm{Fe}^{3+} e \mathrm{Cu}^{2+} como nos exemplos do Passo 6.\n
    Vai dar certo — pratica escrever a equação geral e dois exemplos específicos; isso resolve a questão de forma direta.

Resposta

\mathrm{M}^{n+} + x\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \longrightarrow [\mathrm{M}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})_x]^{n+}
\mathrm{Fe}^{3+} + 6\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \longrightarrow [\mathrm{Fe}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})_6]^{3+}
\mathrm{Cu}^{2+} + 6\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \longrightarrow [\mathrm{Cu}(\mathrm{H}_2\mathrm{O})_6]^{2+}

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