“... o fato é mais importante do que a teoria ...” – Lewis
Gilbert Newton Lewis foi provavelmente o maior e mais influente dos químicos americanos. Ao longo do século XIX, a Europa dominou a ciência, mas a primeira metade do século XX trouxe uma onda de pesquisas científicas que fez a América dar um passo à frente. Lewis influenciou esta revolução por ambos os seus ensinamentos e sua pesquisa. Durante sua carreira publicou mais de 150 papéis.
Lewis passou um ano no Brasil como o superintendente do Bureau de Pesos e Medidas antes de ingressar no corpo docente do MIT, onde ele encontrou um grupo de jovens, talentosos químicos interessados em fazer pesquisa. Nesses estudos, muito produtivos, Lewis incentivava os alunos a pensarem por si mesmos e afirmava a política do debate livre entre aluno e professor.
A maior parte de sua pesquisa está focada em termodinâmica e sua relação com o equilíbrio químico, a teoria da ligação dos pares de elétrons de átomos e moléculas, os isótopos (principalmente de deutério) e da interação da luz com a matéria.
TEORIA DE LEWIS PARA ÁCIDO-BASE
• Introdução
O conceito de Brönsted-Lowry 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) + SO3(g) → Na2SO4(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-
O ÁTOMO CÚBICO DE LEWIS
Embora o modelo do átomo cúbico tenha sido logo abandonado em favor do modelo de mecânica quântica baseado na equação de Schrödinger, a teoria de Lewis é de interesse principalmente histórico e representou um passo importante para a compreensão da ligação química.
O artigo de 1916 de Lewis também introduziu o conceito de par de elétrons na ligação covalente e o que agora chamamos de estrutura de Lewis.
Ligações no modelo cúbico de átomo
Pois bem, saibam que o Sr. Gilbert N Lewis nunca falou em uma "regra do octeto". Essa ideia errônea foi propagada pela própria natureza da teoria de Lewis, nascida antes do surgimento da teoria quântica.
Ele baseou-se, principalmente, nas ideias de outro Químico, o Sr. Richard Abegg.
Este dizia que a diferença entre a valência positiva (número de cargas positivas) e a valência negativa (número de cargas negativas) era geralmente 8.
Em geral, para um determinado elemento químico (como o enxofre, por exemplo) a soma do valor absoluto da sua valência negativa (2- para enxofre em H2S) e sua mais elevada valência positiva (6+ de enxofre H2SO4) é geralmente igual a 8. (Exemplo da regra de Abegg, formulada em 1904).
Em 1916, o Sr. Gilbert N Lewis, publicou seu clássico trabalho "O átomo e a molécula", no qual explicita a noção de um átomo cúbico.
O átomo cúbico foi o primeiro modelo atômico no qual os elétrons estavam posicionados em oito cantos de um cubo em um átomo não-polar ou molécula. Esta teoria foi desenvolvida em 1902 por Gilbert N. Lewis e publicado em 1916 no famoso artigo "O átomo e a molécula", ele usou a teoria para explicar o fenômeno da valência.
A figura abaixo mostra as estruturas para os elementos da segunda linha da tabela periódica.
Ligações covalentes simples são formadas quando dois átomos compartilham uma aresta, como na estrutura C abaixo. Isso resulta na troca de dois elétrons. Ligações iônicas são formadas pela transferência de um elétron de um cubo para outro, sem compartilhar uma aresta (A). Um estado intermediário B, onde apenas um canto é compartilhado também foi postulada por Lewis.
O artigo de 1916 de Lewis também introduziu o conceito de par de elétrons na ligação covalente e o que agora chamamos de estrutura de Lewis.
Ligações no modelo cúbico de átomo
Pois bem, saibam que o Sr. Gilbert N Lewis nunca falou em uma "regra do octeto". Essa ideia errônea foi propagada pela própria natureza da teoria de Lewis, nascida antes do surgimento da teoria quântica.
Ele baseou-se, principalmente, nas ideias de outro Químico, o Sr. Richard Abegg.
Este dizia que a diferença entre a valência positiva (número de cargas positivas) e a valência negativa (número de cargas negativas) era geralmente 8.
Em geral, para um determinado elemento químico (como o enxofre, por exemplo) a soma do valor absoluto da sua valência negativa (2- para enxofre em H2S) e sua mais elevada valência positiva (6+ de enxofre H2SO4) é geralmente igual a 8. (Exemplo da regra de Abegg, formulada em 1904).
Em 1916, o Sr. Gilbert N Lewis, publicou seu clássico trabalho "O átomo e a molécula", no qual explicita a noção de um átomo cúbico.
O átomo cúbico foi o primeiro modelo atômico no qual os elétrons estavam posicionados em oito cantos de um cubo em um átomo não-polar ou molécula. Esta teoria foi desenvolvida em 1902 por Gilbert N. Lewis e publicado em 1916 no famoso artigo "O átomo e a molécula", ele usou a teoria para explicar o fenômeno da valência.
A figura abaixo mostra as estruturas para os elementos da segunda linha da tabela periódica.
Ligações covalentes simples são formadas quando dois átomos compartilham uma aresta, como na estrutura C abaixo. Isso resulta na troca de dois elétrons. Ligações iônicas são formadas pela transferência de um elétron de um cubo para outro, sem compartilhar uma aresta (A). Um estado intermediário B, onde apenas um canto é compartilhado também foi postulada por Lewis.
Ligações duplas são formadas pelo compartilhamento de uma face entre dois átomos cúbicos. Isto resulta no compartilhamento de quatro elétrons:
Ligações triplas não podiam ser explicadas pelo modelo do átomo cúbico, porque não há nenhuma maneira de dois cubos compartilharem três cantos.Como essa teoria teve o mérito de explicar a ligação covalente sem recorrer a conceitos complicados da mecânica quântica, foi logo aceito e é ensinado até hoje nas escolas. O problema é que ele falha em explicar compostos de Boro e/ou compostos que aceitam mais do que 8 elétrons na camada de valência.
Lewis sugeriu que os pares de elétrons em ligações atômicas têm uma atração especial, o que resulta em uma estrutura tetraédrica, como na próxima figura (a nova localização dos elétrons é representado pelos círculos pontilhados no meio das bordas grossas).
Isto permite a formação de um vínculo único, através da partilha de um vértice, uma ligação dupla, compartilhando uma aresta e uma tripla ligação através da partilha de uma face do cubo.
Ele também reproduz a rotação livre em torno de ligações simples e também a geometria tetraédrica do metano.
Referências:
Blog de Química!
ResponderExcluirAdorei a sua ideia!
Bons estudos
Obrigadaaa !
ResponderExcluirObrigada! Muito útil!
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