15.14: Ácidos e Bases de Lewis

Em 1923, G. N. Lewis propôs uma definição generalizada de comportamento ácido-base em que ácidos e bases são identificados pela sua capacidade de aceitar ou doar um par de eletrões e formar uma ligação covalente coordenada.

Uma ligação covalente coordenada (ou ligação dativa) ocorre quando um dos átomos na ligação fornece ambos os eletrões de ligação. Por exemplo, uma ligação covalente coordenada ocorre quando uma molécula de água se combina com um ião de hidrogénio para formar um ião hidrónio. Uma ligação covalente coordenada também resulta quando uma molécula de amoníaco se combina com um ião de hidrogénio para formar um ião amónio. Ambas estas equações são mostradas aqui.

Reações que envolvem a formação de ligações covalentes coordenadas são classificadas como química ácido-base de Lewis. A espécie que doa o par de eletrões que compõe a ligação é uma base de Lewis, a espécie que aceita o par de eletrões é um ácido de Lewis, e o produto da reação é um aduto ácido-base de Lewis. Como mostram os dois exemplos acima, as reações ácido-base de Brønsted-Lowry representam uma subcategoria de reações de ácido de Lewis, especificamente aquelas em que a espécie ácida é H⁺. Alguns exemplos envolvendo outros ácidos e bases de Lewis são descritos abaixo.

O átomo de boro em trifluoreto de boro, BF₃, tem apenas seis eletrões na sua camada de valência. Estando longe do octeto preferido, BF₃ é um ácido de Lewis muito bom e reage com muitas bases de Lewis; um ião fluoreto é a base de Lewis nesta reação, doando um dos seus pares solitários:

Na reação seguinte, cada uma das duas moléculas de amoníaco, bases de Lewis, doa um par de eletrões a um ião de prata, o ácido de Lewis:

Os óxidos de não metais agem como ácidos de Lewis e reagem com iões óxido, bases de Lewis, para formar oxianiões:

Muitas reações ácido-base de Lewis são reações de deslocamento em que uma base de Lewis desloca outra base de Lewis de um aduto ácido-base, ou em que um ácido de Lewis desloca outro ácido de Lewis:

Outro tipo de química ácido-base de Lewis envolve a formação de um ião complexo (ou um complexo de coordenação) que compreende um átomo central, tipicamente um catião de metal de transição, rodeado por iões ou moléculas chamadas ligandos. Estes ligandos podem ser moléculas neutras, como H₂O ou NH₃, ou iões, como CN^– ou OH^–. Muitas vezes, os ligandos agem como bases de Lewis, doando um par de eletrões ao átomo central.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 15.2: Lewis Acids and Bases.

O modelo Brønsted-Lowry define ácidos e bases em termos de prótons, onde os ácidos são dadores de prótons, e as bases são aceitadoras de prótons. Em contraste, o modelo Lewis define ácidos e bases em termos de pares de eletróns, onde estão os ácidos Lewis aceitadores de pares de eletróns, e bases Lewis que são dadores de pares de eletróns. Num ácido Brønsted, como o ácido acético, o hidrogénio também pode agir como um ácido Lewis porque tem um orbital vazio para aceitar eletróns doados a partir de uma base, como a água, agindo como uma base de Lewis.

A vantagem do modelo Lewis é que permite aos cientistas classificarem um maior número de compostos como ácidos incluindo os que não o fazem têm prótons ionizáveis. Por exemplo, o trifluoreto de boro não pode ser classificado como um ácido pelo modelo Brønsted-Lowry porque não contém hidrogénio. No entanto, o trifluoreto de boro possui um octeto incompleto com um orbital vazio que pode aceitar um eletrón de uma base Lewis, como o amoníaco, e, portanto, pode agir como um ácido Lewis.

O produto resultante formado por tais reações à base de ácido de Lewis chama-se um aduto ácido-base de Lewis. Algumas moléculas, como o dióxido de carbono, podem reordenar os seus eletróns para atuar como ácido de Lewis. Por exemplo, na reação entre a água e o dióxido de carbono, um par de eletróns move-se da ligação pi de oxigénio-carbono para o oxigénio terminal do dióxido de carbono.

O vazio orbital resultante sobre o átomo de carbono permite que aceite o eletrón par a partir de uma molécula de água e aja como um ácido Lewis. Como a molécula da água doa o par de eletróns, atua como uma base de Lewis. Além disso, na reordenação, um próton é transferido do oxigénio da água para o oxigénio terminal do dióxido de carbono, resultando na formação do adutor de ácido carbónico.

Pequenos cátions metálicos, como Al podem readquirir pares de eletróns e atuam como ácidos de Lewis. Por exemplo, Al aceita pares solitários de eletróns da água e formam íons de hexaaquaalumínio. Aqui, as moléculas de água doam pares de eletróns e agem como uma base de Lewis.