Quais das seguintes espécies são potenciais ácidos de Lewis e quais são potenciais bases de Lewis?
\mathrm{H}:^{-}

Passo 1

O enunciado pede para classificar se a espécie \mathrm{H}^- é um potencial ácido de Lewis ou um potencial base de Lewis.
Informações dadas: a única espécie fornecida é \mathrm{H}^- (o íon hidreto, hidreto com carga negativa).

Passo 2

O que é um ácido de Lewis e o que é uma base de Lewis? Vou explicar devagar, como se estivéssemos no quadro:
  • Uma base de Lewis é uma espécie que doa um par de elétrons não ligantes (um par livre) para formar uma ligação coordenada. Ou seja, ela tem um par de elétrons disponível e “oferece” esse par. Exemplo clássico: \mathrm{NH_3} (amônia) doa o par de elétrons do nitrogênio para \mathrm{BF_3} e forma \mathrm{NH_3\!:\!BF_3}.
  • Um ácido de Lewis é uma espécie que aceita um par de elétrons (tem um orbital vazio ou deficiência eletrônica) e, assim, pode receber esse par. Exemplo: \mathrm{BF_3} aceita um par porque o boro tem apenas seis elétrons na sua camada externa e tem orbital vazio.
Regra prática para identificar em uma prova: se a espécie tem carga negativa e/ou pares não ligantes, é candidata a base de Lewis; se tem deficiência eletrônica, orbital vazio ou carga positiva, é candidata a ácido de Lewis.

Passo 3

Agora vamos olhar para a estrutura eletrônica de \mathrm{H}^-:
  • O átomo de hidrogênio neutro tem configuração 1\mathrm{s}^1.
  • O íon \mathrm{H}^- ganha um elétron e tem configuração 1\mathrm{s}^2. Isso significa que \mathrm{H}^- tem dois elétrons no orbital 1s — na prática, um par de elétrons que não está compartilhado (um par disponível).
  • Além disso, \mathrm{H}^- tem carga negativa, ou seja, é eletronegativo em relação a aceitar mais carga: tende a doar elétrons, não a aceitar.
Com isso podemos concluir que electronicamente \mathrm{H}^- é rico em elétrons e possui um par eletrônico livre pronto para ser doado.

Passo 4

Exemplos concretos que mostram \mathrm{H}^- agindo como base de Lewis:
  • Reação com borano: \mathrm{BH_3 + H^- \longrightarrow BH_4^-}. Aqui \mathrm{H^-} doa seu par ao boro, formando o íon tetraidroborato \mathrm{BH_4^-}. Isso é exatamente um comportamento de base de Lewis (doação de par).
  • Em química organometálica, hidretos coordenam a metais doadores (ataque por par de elétrons) — novamente doação de par.
Por que NÃO é ácido de Lewis na prática? Porque um ácido de Lewis precisa de orbital vazio/deficiência eletrônica para aceitar um par. \mathrm{H}^- já tem seu orbital 1s preenchido com dois elétrons e tem carga negativa; não há tendência a aceitar um par adicional — energeticamente isso seria desfavorável. Logo \mathrm{H}^- praticamente não atua como ácido de Lewis.

Passo 5

Resumo didático para prova (a dica de amigo):
  • Olhe carga e pares eletrônicos. Se é negativo e tem par(es) livres → base de Lewis.
  • Pense em reações típicas: \mathrm{BH_3 + H^- \to BH_4^-} é um bom exemplo a decorar.
  • Assim, na hora da prova, se te der \mathrm{H}^- e pedir ácido ou base de Lewis, marque base de Lewis com confiança.

Resposta

\mathrm{H}^-: base de Lewis.

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