Teoria ácido-base de Lewis

Em 1923, o físico-químico norte-americano Gilbert Newton Lewis desenvolveu a sua teoria ácido-base, a qual é bastante eficaz na classificação de um grupo em ácido ou base. De acordo com Lewis:

• Ácido de Lewis: é toda espécie química capaz de receber um par de elétrons;

• Base de Lewis: é toda espécie capaz de doar um par de elétrons.

Na reação entre a amônia (NH₃) e o fluoreto de boro(BF₃), por exemplo:

Reação química entre um ácido e uma base de Lewis

A amônia é a base de Lewis, e o fluoreto de boro é o ácido. Isso porque temos excesso de elétrons na amônia e deficiência de elétrons no fluoreto de boro. Para entender o porquê dessa classificação das substâncias a partir do excesso ou deficiência de elétrons, acompanhe os casos a seguir:

Casos de substâncias ou grupos classificados como ácidos de Lewis

Os grupos abaixo são exemplos de ácidos de Lewis porque:

a) Carbocátion (H₃C⁺)

O carbono (no centro da molécula) é um átomo que normalmente apresenta quatro elétrons na camada de valência, mas, nesse caso, ele está utilizando apenas três deles nas ligações simples com os hidrogênios. Um de seus elétrons foi perdido na quebra da ligação com um átomo mais eletronegativo e, por isso, ele está deficiente em elétrons.

b) Hidrônio (H⁺)

O hidrogênio é um átomo que apresenta um elétron na camada de valência e perdeu-o (hidrônio) na quebra da ligação com outro átomo. Assim, ele necessita de um par de elétrons para preencher sua camada de valência.

c) HCl

Existe uma grande diferença de eletronegatividade entre os elementos hidrogênio e cloro. Com isso, o hidrogênio passa a necessitar do recebimento de um par de elétrons, pois o cloro atrai os elétrons da ligação para si.

d) Cloreto de alumínio (AlCl₃)

O cloreto de alumínio é um ácido de Lewis porque o alumínio é um átomo que apresenta três elétrons na camada de valência, os quais são atraídos para os átomos de cloro (por serem mais eletronegativos). Dessa forma, o átomo de alumínio fica deficiente em elétrons.

Casos de substâncias ou grupos classificados como bases de Lewis

Os grupos abaixo são exemplos de bases de Lewis porque:

a) Água (H₂O)

O oxigênio (no centro da molécula) é um átomo que apresenta seis elétrons na camada de valência e está utilizando dois deles nas ligações simples com os hidrogênios, sobrando, então, dois pares de elétrons.

b) Trimetilamina

O nitrogênio (no centro da molécula) é um átomo que apresenta cinco elétrons na camada de valência e está utilizando três deles nas ligações simples com os grupos metil (CH₃), sobrando, então, um par de elétrons.

c) Ânion cloreto (Cl^-)

O cloro é um átomo que apresenta sete elétrons na camada de valência e recebeu (carga negativa na sigla) um elétron a mais da quebra da ligação com outro átomo. Assim, ele está com um número de elétrons maior na sua camada de valência

Casos mais comuns de aplicação da teoria ácido-base de Lewis

A teoria ácido-base de Lewis é muito utilizada na Química Orgânica, principalmente no que diz respeito às reações orgânicas. Nelas, o ácido de Lewis e a base de Lewis são chamados, respectivamente, de reagentes eletrófilos e reagentes nucleófilos.

• Reagentes eletrófilos: são grupos que necessitam de um par de elétrons e, durante uma reação orgânica, sempre atacam a parte negativa de uma molécula;

• Reagentes nucleófilos: são grupos capazes de doar um par de elétrons e, durante uma reação orgânica, sempre atacam a parte positiva de uma molécula.

Ambos, reagentes eletrófilos e nucleófilos, são originados a partir de uma ruptura de ligação ou cisão heterolítica (entre átomos com diferentes eletronegatividades) de uma molécula. Um exemplo é a cisão da molécula do hidreto de cloro (HCl) abaixo:

Rompimento da ligação simples no hidreto de cloro

O elemento cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, por isso, acaba atraindo o par de elétrons da ligação antes da quebra. Assim, quando separados, o hidrogênio (eletrófilo) fica deficiente de um par de elétrons e o cloro (nucleófilo) fica com o par de elétrons da ligação.