Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Conceito de Lewis


A química muitas vezes oferece diferentes abordagens para entender o comportamento das substâncias. O estudo de ácidos e bases é uma área onde várias teorias fornecem insights complementares. O conceito de Lewis é uma abordagem sofisticada que amplia nossa compreensão de ácidos e bases além do modelo tradicional baseado em hidrogênio.

Introdução ao conceito de Lewis

O conceito de Lewis, nomeado em homenagem a Gilbert N. Lewis, foi desenvolvido no início do século XX. Esta abordagem considera o comportamento dos pares de elétrons em vez dos íons de hidrogênio, o que permite sua aplicação a uma gama mais ampla de reações químicas. No modelo de Lewis, as substâncias são classificadas com base em sua capacidade de aceitar ou doar pares de elétrons.

Definições

De acordo com o conceito de Lewis:

  • Um ácido de Lewis é um composto químico que pode aceitar um par de elétrons.
  • Uma base de Lewis é um composto químico que pode doar um par de elétrons.

Entendendo o mecanismo

A essência das interações ácido-base de Lewis pode ser compreendida considerando a troca de pares de elétrons. Vejamos alguns exemplos para esclarecer este conceito:

Exemplo: amônia e trifluoreto de boro

A reação entre amônia (NH 3) e trifluoreto de boro (BF 3) é um exemplo clássico:

        NH 3 + BF 3 → NH 3 → BF 3

Neste exemplo, a amônia atua como uma base de Lewis porque doa seu par de elétrons, enquanto o trifluoreto de boro atua como um ácido de Lewis porque aceita esse par de elétrons.

Exemplo: água e íons de hidrogênio

A interação da água com um íon de hidrogênio é outro ótimo exemplo:

        H 2 O + H + → H 3 O +

Aqui, a água (H 2 O) doa um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada com o íon de hidrogênio (H +), fazendo da água uma base de Lewis e do íon de hidrogênio um ácido de Lewis.

Visualização das interações dos pares de elétrons

Para entender melhor essas interações, considere o diagrama a seguir mostrando a reação da amônia com um íon de hidrogênio:

, NH 3 H + NH4 +

Nesta ilustração visual, as setas mostram o fluxo e a transferência do par de elétrons da amônia para o íon de hidrogênio.

Exemplos textuais de ácidos e bases de Lewis

Compostos de boro

Muitos compostos de boro atuam como ácidos de Lewis devido à natureza deficiente em elétrons do boro. No exemplo do trifluoreto de boro:

        BF 3 + :NH 3 → BF 3 NH 3

O trifluoreto de boro não possui elétrons suficientes para atingir um octeto estável, tornando-o um poderoso ácido de Lewis, aceitando elétrons de um doador.

Íons metálicos

Íons metálicos como Cu 2+, Al 3+ e Fe 3+ são também excelentes exemplos de ácidos de Lewis, pois podem facilmente aceitar pares de elétrons de ligantes (bases de Lewis) para formar complexos de coordenação.

        Cu 2+ + 4NH 3 → [Cu(NH 3) 4 ] 2+

Comparação com outras teorias de ácido-base

Comparado às teorias de Arrhenius e Brønsted-Lowry, o conceito de Lewis oferece uma definição mais ampla:

  • A teoria de Arrhenius foca na produção de íons H + e íons OH - na água.
  • A teoria de Bronsted-Lowry define ácidos como doadores de prótons e bases como aceitadores de prótons.
  • A teoria de Lewis estende esse conceito para incluir reações que não envolvem prótons e, em vez disso, foca na transferência de pares de elétrons.

Por exemplo, considere a reação de trióxido de enxofre e oxigênio:

        SO 3 + O 2- → SO 4 2-

Tais reações não se encaixam bem nas definições de Arrhenius ou Bronsted-Lowry, mas são elegantemente explicadas pelo conceito de Lewis através da aceitação e doação de pares de elétrons.

Importância do conceito de Lewis em química

O conceito de Lewis é fundamental para entender uma ampla variedade de reações químicas, incluindo formação de complexos e catálise. Ele também fornece uma abordagem unificadora para entender fenômenos químicos diversos, como chuva ácida, síntese industrial e processos biológicos. Por exemplo, enzimas podem frequentemente ser explicadas como bases de Lewis que interagem com cofatores de íons metálicos, que atuam como ácidos de Lewis.

Conclusão

O conceito de Lewis enriquece significativamente nossa compreensão da química ácido-base, fornecendo explicações além das limitações de modelos anteriores. Com seu foco nas interações de pares de elétrons, esta teoria ajuda a explicar processos químicos complexos, tornando-se uma pedra angular no estudo da química. Seja no laboratório, na indústria ou no mundo natural, a teoria de Lewis fornece uma estrutura poderosa para explicar uma ampla gama de contingências químicas.


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