Fiz esta pergunta ao meu professor há alguns dias. Em uma reação como
$$ \ ce {NH3 + H2O – > NH4 + + OH -}, $$
$ \ ce {NH3} $ é uma base de Lewis, mas $ \ ce {H2O} $ é um ácido de Lewis?
Ele disse que não. Agora não consigo ver o motivo. Alguém pode explicar ?
Comentários
- Eu acho que H2O pode atuar como um ácido de Lewis. Os hidrogênios ligados são deficientes em elétrons e podem atuar como receptores de pares solitários .
- Talvez seu professor tenha pensado que não poderia ser um ácido de Lewis porque todos os hidrogênios tinham octetos completos.
- Então, os íons de hidrogênio ligados que se separam e se ligam ao NH3? Isso torna o íon de hidrogênio o ácido de lewis? Uma vez que ‘ é o único que aceita o par de elétrons
- Desculpe, quis dizer duetos completos.
- Não é verdade … O íon de hidrogênio pode nem mesmo se formar em primeiro lugar. Uma ligação de hidrogênio pode ser formada entre a amônia e a molécula de água. Em seguida, há um estado de transição, com o hidrogênio tendo covale parcial nt se liga ao átomo de nitrogênio e ao átomo de oxigênio. Finalmente, a ligação entre N e H se forma totalmente e a ligação entre O e H se quebra totalmente.
Resposta
Se você concorda que a amônia é uma base de Lewis (par de elétrons doador) e que esta é uma reação ácido-base de Lewis (interação doador-aceitador), então a água é um ácido de Lewis (par de elétrons aceptor), por definição e pelo fato de que há uma reação. Agora, identificar o mecanismo de acidez ou o local ácido é mais complicado, mas você não pode argumentar que é ácido, por definição.
Comentários
- Perguntei ao meu professor novamente e ele disse que era realmente ácido. Obrigado!
Resposta
Rigorosamente falando, um ácido de Lewis é algo que forma uma ligação ao aceitar um par de elétrons de outra molécula (base de Lewis). A água como tal não faz isso, ao invés disso, é um íon de hidrogênio da então. Quando a amônia atua como um aceitador de prótons na água, a teoria de Lewis chama de reação de deslocamento onde o ácido, $ \ ce {H +} $, é inicialmente combinado com uma base ($ \ ce {OH -} $) e termina combinado com outra base ($ \ ce {NH3} $).
Comentários
- Sim, também pensei, mas o problema é o mesmo a lógica pode ser aplicada a todos os outros ácidos, como HCL, HF ect, e meu professor chamou esses ácidos de lewis. Embora eu tenha perguntado a ele o outro dia e ele disse que a água era um ácido de lewis naquela reação, todos os detalhes técnicos à parte (ou pelo menos ‘ será para o nosso livro)
- Nem mesmo HCl . Não importa o quão forte, os ácidos próticos são fontes do ácido real, o íon hidrogênio, na teoria de Lewis.
- Sim, ele disse isso também. É ‘ estranho que ele não tenha dito isso desde o início
Resposta
Finalmente encontrei uma resposta satisfatória para sua pergunta depois de muita pesquisa. Jensen (1978) fornece uma excelente revisão da teoria ácido-base de Lewis e p. 4 do artigo fornece a resposta que você busca $ ^ 1 $ . Citarei a partir dessa página os insights relevantes:
Tão rápidas e surpreendentes foram muitas dessas neutralizações que Lewis passou a propor que esse critério 1 (ou seja, , cinética rápida) foi a característica saliente do comportamento ácido-base, sugerindo ainda que uma subdivisão fundamental de ácidos e bases seja feita nesta base …
Lewis classificou os ácidos e bases que passaram por reações ácido-base que mostraram ” energia de ativação essencialmente zero ” como primária , enquanto aqueles que tinham energias de ativação mensuráveis foram denominados secundários . Ele subdividiu esta classe secundária em dois tipos (ref 1, p. 4):
O primeiro deles envolveu espécies, como $ \ ce {CO2} $ , em que o comportamento cinético lento era aparentemente devido à necessidade da espécie sofrer algum tipo de ativação interna antes de seu propriedades de ácido ou base tornaram-se aparentes.
A segunda classe envolveu aquelas espécies em que a energia de ativação finita foi devido à quebra de uma ou mais ligações auxiliares após a neutralização, causando o $ \ ce {AB} $ complexo para dissociar em vários fragmentos menores. Portanto, ácidos de Bronsted como $ \ ce {HCl} $ e $ \ ce {HNO3} $ ainda eram ácidos, embora agora de uma variedade secundária, e suas neutralizações podem ser pensadas como resultando inicialmente em um aduto com ponte de hidrogênio instável que então sofre decomposição adicional.
Para esclarecer, a reação ácido-base de Lewis definida por Lewis é a seguinte:
$ \ ce {A +: B – > AB} $
De volta à sua pergunta … Essencialmente, $ \ ce {H2O} $ pode ser visto como a segunda classe de ácidos secundários proposta por Lewis. Durante uma reação com base de Lewis $ \ ce {: B} $ , há essencialmente algum tipo de complexo formado, que se parece com este $ \ ce {[B – H – OH]} $ . As linhas pontilhadas indicam ligações covalentes parciais. Este complexo pode ser visto como uma espécie de ” estado de transição “. No entanto, observe que isso não estava na formulação original de Lewis. A imagem abaixo mostra a reação entre a piridina e $ \ ce {HCl} $ visto da perspectiva de Lewis “. Lewis chamou esse complexo de ” aduto instável “.
Consolidação
Com base no acima , podemos dizer que ácidos do tipo $ \ ce {HA} $ (onde $ \ ce {A} $ é um átomo eletronegativo ou grupo de átomos) são ácidos de Lewis secundários, que participam de reações ácido-base com quebra simultânea de ligações auxiliares. Isso ocorre porque a ideia de complexação para formar um aduto ainda está presente. >
Referência
- Jensen, WB As definições de ácido-base de Lewis: a relatório de status. Chem. Rev. , 1978 , 78 (1), 1-22. doi: 10.1021 / cr60311a002
Resposta
Meu amigo, aqui está como eu entendo: H2O é um meio neutro, não gosta de ser ácido ou básico, mas se misturarmos ácido com ele, a água tentará revidar voltando-se para a base de Lewis. A mesma coisa acontece com a adição de base ao H2O, o H2o reagirá transformando o ácido para naturalizar a solução. Portanto, sim, a água pode ser ácido ou base de Lewis.
Espero que faça sentido
Comentários
- Seria melhor se você usasse as definições de acidez de Lewis em sua resposta …