TEORIA DE LEWIS PARA ÁCIDO-BASE

Introdução

O conceito de Brönsted-Lowry também é restrito em sua finalidade, pois limita a discussão do fenômeno ácido-base a reações de transferência de próton. Existem muitas reações que têm todas as características de reações ácido-base, mas não se ajustam à teoria de Brönsted-Lowry.

Definições

Base é toda a espécie química que pode doar um par de elétrons para a formação de uma ligação covalente.

Ácido é toda a espécie química que pode aceitar um par de elétrons para formar uma ligação.

Veja o exemplo abaixo:

O NH₃ funciona como base e o BF₃ como ácido. Espécies químicas contendo elementos com camadas de valência incompletas, como o BF₃ ou AlCl₃, tendem a ser ácidos de Lewis, enquanto que espécies químicas ou íons que tenham pares de elétrons não compartilhados podem comportar-se como bases de Lewis. Quando a reação ácido-base ocorre, é formada uma ligação covalente dativa (coordenada).

A formação de uma espécie química pode ocorrer sem a interferência de qualquer quantidade de água, como é mostrado pela equação

Na₂O_(s)   +   SO_3(g)   →   Na₂SO_4(s)

Conforme a definição de Lewis esta também é uma reação de neutralização entre uma base de Lewis (íon óxido) e um ácido de Lewis (trióxido de enxofre).

Nesse caso deve ocorrer um novo rearranjo eletrônico, pois o oxigênio se liga ao enxofre. Reações deste tipo são importantes na remoção de óxidos de enxofre dos gases produzidos pela combustão de combustíveis com alto teor de enxofre. A reação entre o Na₂O e o SO₃ mostra as limitações do conceito de Brönsted-Lowry porque nenhum próton está envolvido na reação.

Reagentes Nucleófilos e Eletrófilos

Uma base de Lewis é uma espécie química que, em suas reações, procura um núcleo com o qual possa compartilhar um par de elétrons. Por isso é denominada nucleófilo (amiga do núcleo). Os ácidos de Lewis procuram espécies que tenham pares de elétrons com os quais possam se ligar, os ácidos de Lewis são denominados eletrófilos (amigo de elétrons).

                                          AlCl₃  +  COCl₂  →  COCl⁺  +  AlCl₄^-

Força de Ácidos e Bases de Lewis

As forças dos ácidos e bases de Lewis podem ser comparadas, examinando-se a tendência que têm  de formar uma ligação covalente dativa.

Uma base forte contém um átomo cuja nuvem eletrônica é facilmente polarizada. Átomos grandes são mais facilmente polarizados que átomos pequenos. Quanto maior o átomo mais forte é a base.

A força dos ácidos de Lewis é determinada pelo poder de atração de elétrons pelo átomo pobre em elétrons do ácido. Átomos pequenos atraem melhor os elétrons que átomos grandes. Quanto menor o átomo mais forte é o ácido. Os íons positivos de carga mais elevada são ácidos de Lewis melhores que os íons positivos de menor carga. Assim o Cu⁺⁺ será um ácido de Lewis mais forte do que o Cu⁺.

Elaboração: Prof. Paulo Silva