ácidos E Bases Em Sistemas Inorgânicos

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ INSTITUTO DE TECNOLOGIA FACULDADE DE ENGENHARIA QUÍMICA DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA BÁSICA PROFESSOR: LUIZ ACÁCIO CENTENO ÁCIDOS E BASES EM SISTEMAS INORGÂNICOS MARCUS VINICIUS COSTA SILVA (09025000401) Belém, 28 de dezembro de 2009 1. Ácidos e bases de Arrhenius Em 1884, Svante Arrhenius propôs que um ácido seria uma substância hidrogenada que na presença de água se ioniza liberando íons hidrogênio (H+). E base seria uma substância hidroxílica que na presença de água libera íons hidroxila. Um exemplo de ácido segundo Arrhenius é o HCl: HCl(g) H2O H+(aq) + Cl-(aq) Um exemplo se base segundo Arrhenius é o NaOH: NaOH(s) H2O Na+(aq) + OH-(aq) Para Arrhenius, um ácido é forte quando ele se ioniza completamente na água, ou seja, libera íons H+, contudo não os recebe. Um exemplo é o Ácido Clorídrico (HCl). E um ácido é fraco quando ele se ioniza parcialmente, e como exemplo temos o Ácido Acético (CH3COOH), que é um tipo de ácido orgânico. Uma base forte seria aquela que se ioniza completamente na água. Um exemplo é o Hidróxido de Sódio (NaOH). E uma base fraca seria aquela que se ioniza parcialmente, e como exemplo temos o Hidróxido de Amônio (NH4OH). A teoria de Arrhenius é muito restrita e só é válida quando a água é o solvente. 2. Ácidos e bases de Brønsted Em 1923, na Inglaterra, Thomas Lowry e Johannes Brønsted desenvolveram sua teoria. Eles propuseram que o elemento essencial de uma reação ácido-base é a transferência de um próton H+. Assim um ácido seria qualquer espécie química com a capacidade de doar prótons. E base qualquer espécie química com a capacidade de receber prótons. Essas afirmações se aplicam na transferência do próton em qualquer solvente, ou mesmo na ausência de solvente. Um bom exemplo de uma substância que atua como um ácido de Brønsted é o Fluoreto de Hidrogênio (HF): H3O+(aq) + F-(aq) HF(g) + H2O(l) E um bom exemplo de uma substância que atua como uma base de Brønsted é a Amônia (NH3): OH-(aq) + NH4+(aq) NH3(aq) + H2O(l) Analisando esse dois exemplos, pode-se perceber que a água ora atua como ácido de Brønsted e ora como base. Substâncias que apresentam esse comportamento são chamadas de anfipróticas. A transferência de próton entre ácidos e bases se dá em ambas as direções, por isso é mais conveniente representarmos o comportamento dessas substâncias através de um equilíbrio dinâmico: HF(g) + H2O(l) NH3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F-(aq) OH-(aq) + NH4+(aq) O equilíbrio de Brønsted pode ser generalizado pela expressão abaixo: Ácido1 + Base2 Ácido2 + Base1 A espécie Base1 é denominada de base conjugada do Ácido1, e é originada a partir da perda de um próton. A espécie Ácido2 é o ácido conjugado da Base2, e é originada a partir do ganho de um próton. A força de um ácido de Brønsted pode ser calculada a partir de sua constante de acidez (Ka) , considerando a água como solvente: HX (aq) + H2O(l) Ka = [H3O+] [X-] [HX] H3O+(aq) + X-(aq) Se Ka << 1, pode-se afirmar que [HX] é maior que [X-] , e assim a retenção do próton pelo ácido é favorecida, ou seja, somente uma pequena parcela das moléculas do ácido está desprotonada em água. A força de uma base de Brønsted pode ser calculada a partir de sua constante de basicidade (Kb), considerando a água como solvente: BH+(aq) + OH-(aq) B(aq) + H2O(l) Kb = [BH+] [OH-] [B] Se Kb << 1, pode-se afirmar que [B] é maior que [BH+], e assim somente uma pequena parcela das moléculas da base está protonada em água. A água possui a capacidade de autoprotólise ou ‘’auto-ionização’’, que é a transferência de próton de uma molécula de água a outra. A razão disso é que como já foi dito a água é anfiprótica, e por isso a transferência de próton ocorre mesmo na ausência de ácidos e bases. 2 H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) Kw (constante de autoprotólise da água) = [H3O+] [OH-] Experimentalmente, a 25 ºC, Kw = 10-14 A constante de autoprotólise de um solvente pode expressar a força de uma base em termos da força de seu ácido conjugado, pela expressão: Kw = KaKb Por essa expressão, pode-se concluir que quanto mais forte for a base, mais fraco é seu ácido conjugado. As concentrações molares e as constantes de acidez podem variar de muitas ordens de grandeza, por isso é mais conveniente expressá-las pelos seus logaritmos comuns (logaritmos na base 10): pH = - log[H3O+] pK = - logk pKw = pKa + pKb Um ácido é considerado forte se o equilíbrio de transferência do próton apresenta-se fortemente a favor da doação desse próton para a água. Essa substância possui um pKa< 0, ou seja um Ka >1. Um exemplo de ácido forte é o HBr, que possui Ka = 109. Um ácido é considerado fraco se o equilíbrio de transferência do próton apresenta-se a favor do ácido não ionizado. Essa substância possui um pK a > 0, ou seja um Ka < 1. Um exemplo de ácido fraco é o HF, que possui Ka = 3,5 x 10-4. Uma base é considerada forte quando se encontra totalmente protonada em água. Um bom exemplo é o O2-, que rapidamente se converte em hidroxilas em água. E uma base é considerada fraca quando se encontra parcialmente protonada em água. Um bom exemplo é a Amônia (NH3). Alguns ácidos têm a capacidade de doar mais do que um próton. Eles são chamados de ácidos polipróticos, e como exemplo temos o H3PO4, que é um ácido triprótico, pois libera 3 prótons. Para este caso há 3 constantes de acidez e normalmente Ka1 > Ka2 > Ka3, pois a partir da segunda desprotonação ,o próton deve ser removido de uma espécie que contém uma carga negativa a mais que a espécie anterior. Assim, o próton está mais preso à molécula, e deve-se realizar um trabalho eletrostático a mais para removê-lo, tornando a desprotonação menos favorável, diminuindo assim o valor das constantes de acidez. 3. Efeito Nivelador e Diferenciante Um ácido, dependendo do solvente em que se encontra, pode ser considerado fraco ou forte. Um ácido que é fraco em água pode apresentar-se como forte em outro solvente, o qual tem a capacidade de receber mais efetivamente um próton. Quando o solvente é a amônia líquida, o meio apresenta alta basicidade, e os ácidos estarão totalmente desprotonados, e assim pode não ser possível distinguir as forças dos mesmos. Uma base que é fraca em água pode apresentar-se como forte em outro solvente, o qual possui a capacidade de doar mais efetivamente um próton. Desse modo, não será possível distinguir as forças dessas bases, já que nesses solventes ácidos, elas estarão totalmente protonadas. Em água, qualquer ácido mais forte que o H3O+ doa um próton H+ para a água e ocorre a formação de H3O+. Assim nenhum ácido mais forte do que o H3O+ permanece protonado em água. Soluções de ácidos fortes apresentam-se como soluções de íons H3O+. Dessa forma, afirma-se que a água possui um efeito nivelador que rebaixa todos os ácidos mais fortes para a acidez do H3O+. Como conseqüência disso todos os ácidos mais fortes que o H3O+ em água estão nivelados e não é possível distinguir suas forças. HBr e HI são considerados fortes em água e suas forças não podem ser distinguidas, pois ambos estão totalmente desprotonados. Para saber quem é o mais forte, faz-se necessário o uso de um solvente menos básico. Nesse caso, os dois ácidos se comportam como fracos , tornando possível a comparação de suas forças.Verifica-se que o HI é mais forte que o HBr. Todos os ácidos em um dado solvente com pKa < 0 , ou seja Ka > 1 , são considerados fortes e assim estão sob o efeito nivelador. Quando os ácidos HBr e HI são colocados em um solvente menos básico que a água, suas forças podem ser distinguidas. Esse efeito é denominado de efeito diferenciante. Qualquer base que sofre uma protonação completa em água é considerada forte e origina um íon OH- para cada molécula de base adicionada. A solução comporta-se como se contivesse íons OH-. Assim as forças dessas bases não podem ser distinguidas e estão niveladas numa força comum. Todas as bases em um dado solvente com pKb < 0, ou seja Kb > 1 e pka > pKsolvente , são consideradas fortes e assim estão sob o efeito nivelador. Resumindo, qualquer ácido com pKa < 0 em um dado solvente é nivelado, e qualquer base com pka > pKsolvente nesse mesmo solvente também é nivelada. Sendo assim o intervalo de diferenciação das forças nesse solvente vai de pKa = 0 até o pKsolvente . Então quanto maior a constante de autoprotólise de um solvente, mais esse solvente tem a capacidade de distinguir uma grande variedade de forças de ácidos e bases. 4. As tendências periódicas na acidez de Brønsted A partir desse momento nos limitaremos no estudo dos ácidos e bases de Brønsted em água. A maior classe de ácidos em solução aquosa abrange as espécies que doam prótons de um grupo OH ligado a um átomo central. Esse próton é denominado de próton ácido. Podemos dividir os ácidos em três classes: 1- Aquaácido : o próton ácido apresenta-se em uma molécula de água coordenada a um íon metálico central. São típicos de átomos centrais em baixos estados de oxidação, de metais dos blocos s e d e de metais situados à esquerda no bloco p. Um exemplo é o íon hexaaquaferro (III): [Fe(OH2)6]3+ (aq) + H2O (l) [Fe(OH2)5 (OH)]2- (aq) + H3O+ (aq) 2- Hidroxoácido: o próton ácido apresenta-se em um grupo hidroxila sem um grupo oxo vizinho (=O). Exemplos: Te (OH)6 e Si(OH)4. 3- Oxoácido: o próton ácido apresenta-se em um grupo hidroxila com um grupo oxo ligado ao mesmo átomo. São típicos onde o elemento central encontra-se em um alto estado de oxidação e em elementos situados à direita do bloco p em um de seus estados de oxidação intermediários. Um exemplo é o ácido sulfúrico: H2SO4 (O2S(OH)2). 5. A força dos aquaácidos As forças dos aquaácidos geralmente aumentam com o aumento da carga positiva do íon metálico central e com a diminuição do raio iônico. Esse comportamento pode ser justificado tomando como base um modelo iônico, onde o cátion metálico é representado por uma esfera de raio r+ e com uma carga positiva z. O modelo nos afirma que a acidez deve aumentar com o aumento de z e com a diminuição de r+, já que os prótons são mais facilmente removidos da vizinhança de cátions com alta carga e pequeno raio. Os aquaíons de elementos que formam sólidos iônicos, principalmente os do bloco s, possuem os valores de pKa que se correspondem ao modelo iônico previsto. Uma grande variedade de íons do bloco d, como o Fe2+, apresentam valores de pKa razoavelmente correspondentes ao modelo iônico previsto. Entretanto, vários íons, principalmente os de baixo pka, não obedecem ao modelo iônico. Essa não obediência ao modelo iônico mostra que os íons metálicos repelem mais fortemente o próton que está saindo do que o previsto pelo modelo. Isso se deve à atribuição de um caráter covalente à ligação elementooxigênio. As forças dos aquaácidos são muito maiores do que o modelo iônico prevê para os últimos metais dos blocos d e os metais do bloco p, pois para esses casos a ligação covalente é mais importante que a ligação iônica. O caráter covalente aumenta da esquerda para a direita ao longo de um período e de cima para baixo ao longo de um grupo. Dessa forma, os aquaíons dos metais mais pesados do bloco d tendem a ser muito ácidos. 6. A força dos oxoácidos Os oxoácidos simples são denominados de mononucleares. Eles contêm apenas o elemento central diferente do hidrogênio e oxigênio, e são formados pelos elementos eletronegativos da parte superior direita da tabela periódica e por outros elementos em estado de oxidação elevado. Como exemplo podemos citar os seguintes: H2CO3, H2SO4 e HNO3 . As forças desses oxoácidos simples podem ser previstas pelas regras de Pauling. A força aumenta com o aumento do número de átomos de oxigênio, pois este ao atrair elétrons torna a ligação O H mais fraca, fazendo com que os prótons fiquem mais propensos a serem liberados. Em geral, o oxoácido com mais oxigênios é o mais forte. As regras de Pauling são as seguintes: 1- Para o oxoácido OpE(OH)q, o pKa ≈ 8 – 5p. 2- Para ácidos polipróticos, os valores sucessivos de pKa aumentam em 5 unidades para cada transferência sucessiva de prótons. Existem também os oxoácidos substituídos, que são formados pela substituição de um ou mais grupos OH por outros grupos. Alguns exemplos são o ácido fluorossulfúrico, O2SF(OH), e o ácido aminossulfúrico, O2S(NH2) OH. A força dessa classe de oxoácidos é prevista pelo poder de retirada de elétrons do substituinte. No caso do O2SF(OH), o flúor é fortemente eletronegativo e retira elétrons do átomo de enxofre e confere ao enxofre uma maior carga positiva, tornando esse ácido mais forte que o O2S(OH)2. No caso do O2S(NH2) OH, o grupo NH2 possui uma par de elétrons isolados, e assim pode doar densidade eletrônica ao enxofre pela ligação π. Com isso a carga positiva do enxofre é reduzida e o ácido torna-se fraco. 7. Óxidos anidros Os óxidos são obtidos pela desprotonação de oxoácidos e aquaácidos. Os óxidos ácidos são aqueles que ao serem dissolvidos em água, ligam-se a uma molécula de água e liberam um próton para o solvente ao seu redor. São formados geralmente por elementos não metálicos e são principalmente covalentes. CO2 (g) + H2O (l) OC (OH)2 (aq) OC (OH)2 (aq) + H2O (l) O2C(OH)- (aq) + H3O+ (aq) Os óxidos ácidos, em uma definição mais ampla e simples, são aqueles óxidos que reagem com uma base aquosa: CO2 (g) + OH- (aq) O2C(OH)- (aq) Os óxidos básicos são aqueles para os quais um próton é transferido quando eles se dissolvem em água. São formados geralmente por elementos metálicos e são principalmente iônicos. BaO(s) + H2O (l) Ba2+(aq) + 2 OH-(aq) Os óxidos básicos, em uma definição mais ampla e simples, são aqueles óxidos que reagem com um ácido em solução aquosa: BaO(s) + 2 H3O+ (aq) Ba2+(aq) + 3 H2O (l) Os óxidos anfóteros são aqueles que reagem com ácidos e bases. O óxido de alumínio (Al2O3) é um bom exemplo de óxido anfótero. O anfoterismo ocorre para os elementos mais leves dos grupos 2 e 13, como o BeO, e para alguns elementos do bloco d em estados de oxidação elevados, como o V2O5, e para alguns dos elementos mais pesados dos grupos 14 e 15, como Sb2O5. A fronteira entre os metais e os não metais na tabela periódica é caracterizada pela formação dos óxidos anfóteros. O aparecimento do anfoterismo é relacionado com um alto grau de caráter covalente nas ligações formadas entre os elementos, seja porque o íon é fortemente polarizante (como para o Be) ou porque o íon metálico é polarizado pelo átomo de oxigênio ligado a ele (como para o Sb). 8. A polimerização dos aquaácidos Os aquaácidos podem sofrer condensação e formar polioxocompostos. Podem se formar polioxoânions ou policátions. Os policátions são formados a partir de aquaácidos simples com a perda de H2O. Quando o pH de uma solução é aumentado, os aquaíons dos metais que formam óxidos básicos ou anfóteros sofrem polimerização e precipitação. Como exemplo podemos citar os polímeros formados pelo Fe (III) e pelo Al (III). Ambas as espécies são muito abundantes na crosta terrestre e formam hexaaquaíons octaédricos em soluções ácidas: [Al(OH2)6]3+ e [Fe(OH2)6]3+. E quando o pH for maior que 4 , precipitam como óxidos hidratados gelatinosos: [Al(OH2)6]3+ (aq) + (3 + n) H2O (l) Al(OH)3 . nH2O (s) + 3 H3O+ (aq) [Fe(OH2)6]3+ (aq) + (3 + n)H2O(l) Fe(OH)3 . nH2O (s) + 3 H3O+ (aq) Esses polímeros precipitados são geralmente de dimensões coloidais e cristalizam lentamente em formas minerais mais estáveis. Os polioxoânions são formados a partir dos oxoânions, com a protonação de um átomo de oxigênio e sua retirada na forma de água. Temos um exemplo abaixo: 2 [CrO4]2- (aq) + 2 H3O+ (aq) [O3CrOCrO3]2- (aq) + 3 H2O (l) A formação desses polioxoânions ocorre a partir dos primeiros íons do bloco d com estados de oxidação elevados. Também são formados a partir de alguns não-metais. Os polioxoânions são responsáveis por uma grande parcela da massa de oxigênio na crosta terrestre, já que incluem quase todos os silicatos minerais. Outra importância é que eles também incluem os fosfatos poliméricos, como o ATP, utilizados na transferência de energia nas células vivas. 9. Ácidos e bases de Lewis Em 1923, Lewis desenvolveu sua teoria sobre ácidos e bases. Mas somente a partir de 1930 ela tornou-se mais influente. Para Lewis, um ácido é uma substância que tem a capacidade de receber um par de elétrons. E uma base é uma substância que tem a capacidade de doar um par de elétrons. Como exemplo, chamamos o ácido de Lewis de A e a base de Lewis de B. A reação se dá pelo compartilhamento do par de elétrons fornecidos pela base, com a formação de um complexo ou aduto (A A + :B A:B (A B): B) Um próton é um ácido de Lewis, pois ele pode se ligar a um par de elétrons. Desse modo qualquer ácido de Brønsted exibe acidez de Lewis. Da mesma maneira, todas as bases de Brønsted são bases de Lewis, já que um receptor de próton é também um doador de um par de elétrons. Mais exemplos de ácidos de Lewis: 1- Uma molécula com o octeto incompleto pode completá-lo recebendo um par de elétrons. Como exemplos temos o B(CH3)3 , que pode reagir com doadores de elétrons como a amônia. 2- Um cátion metálico pode receber um par eletrônico fornecido por uma base em um composto de coordenação. Como exemplo temos a hidratação do Co2+ ( que atua como ácido de Lewis), onde os pares isolados da água(que atua como base de Lewis) são doados ao cátion central e ocorre a formação do [Co(OH2)6]2+. 3- Uma molécula ou íon com o octeto completo pode ter a capacidade de rearranjar seus elétrons de valência e receber um par eletrônico adicional. Como exemplo temos o CO2 que atua como ácido de Lewis quando ele recebe uma par de elétrons de um átomo de oxigênio do íon OH-, ocorrendo a formação do HCO3 . 4- Uma molécula ou íon que pode ter a capacidade de expandir sua camada de valência para receber um outro par eletrônico. Como exemplo temos o SiF4 que atua como ácido de Lewis quando se liga a dois íons F- (bases), ocorrendo a formação do complexo [SiF6]2- . As bases de Lewis são todos os ânions e todas as espécies cujo átomo central possua um ou mais pares de elétrons não compartilhados. 10. Reações entre ácidos e bases de Lewis As reações entre os ácidos e bases de Lewis estão descritas abaixo: A mais simples é a formação de complexos que se dá em fase gasosa ou em solventes não-coordenantes. Como exemplo temos o BF3 (ácido) reagindo com NH3 (base): BF3 + :NH3 F3B NH3 Outro tipo de reação é a de deslocamento, em que um ácido ou uma base desloca um outro ácido ou base de um complexo de Lewis. O deslocamento de um ácido por outro é exemplificado na reação abaixo: BF3 + NH4Cl F3B NH3 + HCl O deslocamento de uma base por outra é exemplificada na reação abaixo: (CH3)2O BF3 + :NC5H5 (CH3)2O: + F3B NC5H5 Outro tipo de ração é a metátese ou duplo deslocamento e corresponde a uma troca de parceiros. De uma forma geral temos: A B + A’ B’ A B’ + A’ B Como exemplo temos: (CH3)3Si I + AgBr (s) (CH3)3Si Br + AgI (s) 11. Ácidos e bases duros e moles (macios) Essa classificação leva em consideração as interações de ácidos e bases de Lewis contendo elementos de toda a tabela periódica, e foi introduzida por R.G. Pearson. Para os ácidos, as classes são identificadas pela ordem das forças com as quais eles formam complexos com as bases íons haletos. Essas forças são medidas a partir das constantes de equilíbrio (k) para a formação do complexo. Ordem para ácidos duros: I- < Br- < Cl- < FOrdem para ácidos macios: F- < Cl- < Br- < IA partir de um gráfico que mostra as tendências nas constantes de estabilidade para a formação de complexos com várias bases íons haletos, podese obter as seguintes observações: Quando o ácido é o Hg2+, as constantes de equilíbrio aumentam muito do F- para o I-, mostrando que o Hg2+ é um ácido macio. Quando o ácido é o Pb2+, as constantes de equilíbrio também aumentam na direção do F- para o I-, mas com menor intensidade, mostrando que o Pb2+ é um ácido macio de fronteira. Quando o ácido é o Al3+ , as constantes de equilíbrio aumentam muito do I- para o F-, mostrando que o Al3+ é um ácido duro. Quando o ácido é o Zn2+, as constantes de equilíbrio também aumentam do I- par o F-, mas com menor intensidade, mostrando que o Zn2+ é um ácido duro de fronteira. No geral, os ácidos são identificados como duros ou macios pela estabilidade dos complexos que eles formam: Ácidos duros ligam-se na seguinte ordem: R3P << R3N , R2S << R2O Ácidos macios ligam-se na seguinte ordem: R2O << R2S , R3N << R3P A partir dessas definições, pode-se concluir que ácidos duros tendem a ligar-se a bases duras, e ácidos macios tendem a ligar-se a bases macias. Abaixo temos uma tabela com a classificação de vários ácidos e bases de Lewis: A A ligação entre ácidos e bases duros pode ser descrita a partir de interações iônicas ou dipolo-dipolo, ou seja, interações predominantemente eletrostáticas. Já os ácidos e bases macios são mais polarizáveis do que os ácidos e bases duros, e assim as interações são predominantemente covalentes. O tipo de ligação formada é uma das principais razões para diferenciarmos as duas classes. Entretanto, deve-se lembrar que há também outras contribuições para e energia de Gibbs de formação do complexo e para a constante de equilíbrio. Outras principais contribuições são as seguintes: O rearranjo dos substituintes do ácido e da base, que pode ser necessário para permitir a formação do complexo. A repulsão estérea entre os substituintes nos ácidos e nas bases A competição com o solvente nas reações em solução. 12. As conseqüências químicas da dureza de ácidos e bases Todos os conceitos estudados até aqui sobre a dureza e maciez são muito utilizados para interpretar grande parte da química inorgânica. Esses conceitos são importantes para escolher condições de síntese, prever a direção das reações e interpretar o resultado das reações de deslocamento duplo (metátese). São muito úteis também para o esclarecimento da distribuição terrestre dos elementos e para a explicação de certos aspectos da classificação de Goldshimidt, que divide os elementos em quatro tipos. Duas dessas classes propostas por Goldshimidt são os elementos litófilos e os elementos calcófilos. Os litófilos são encontrados principalmente na crosta terrestre como silicatos minerais, como o magnésio e o alumínio. Os seus cátions são duros e são encontrados associados à base dura O2-. Os calcófilos são encontrados principalmente combinados com os sulfetos minerais. Alguns exemplos são o chumbo e o cádmio. Os seus cátions são macios e são encontrados associados à base macia S2- (ou Se2- e Te2-). Os ânions poliatômicos podem possuir átomos doadores de diferentes durezas. O íon SCN- é uma base, devido ao átomo de nitrogênio mais duro e ao átomo de enxofre mais macio. Esse íon se liga ao átomo duro de Si através do nitrogênio. Contudo, com um ácido macio, como um íon metálico em um estado de oxidação baixo, o íon SCN- se liga através do enxofre. 13. A teoria do sistema solvente (solventes ácidos e básicos) Grande parte dos solventes tem a capacidade de doar ou receber um par de elétrons, caracterizando-se assim como ácidos ou bases de Lewis. A acidez e a basicidade do solvente são de extrema importância, já que auxiliam no esclarecimento das diferenças entre as reações em meio aquoso e não-aquoso. A reação de deslocamento geralmente se processa quando um soluto se dissolve em um solvente e as reações posteriores também são, freqüentemente, de deslocamento ou de metátese. Quando o pentafluoreto de antimônio (SbF5) se dissolve em trifluoreto de bromo (BrF3), temos a seguinte reação de deslocamento: SbF5 + BrF3 (l) + BrF2 - + SbF6 O ácido forte de Lewis SbF5 retira o F- do BrF3. Pela teoria de Brønsted, o ácido (H+) sempre é considerado como complexado com o solvente, como no H3O+, se o solvente for a água. As reações são tratadas como a transferência do ácido, o próton H+, de uma molécula do solvente básico para outra base. Os solventes básicos são muito comuns, podendo formar complexos com o soluto e participar de reações de deslocamento. Grande parte dos solventes polares como a água, alcoóis, éteres, aminas, acetonitrila (CH3CN), dimetilformamida (DMF, (CH3)2NCHO) e dimetilsulfóxido (DMSO, (CH3)2SO), são bases duras de Lewis. O dimetilsulfóxido é um solvente que é duro quando o átomo doador é o oxigênio, e é macio quando o átomo doador é o enxofre: O2S O=S(CH3)2 + :NH3 O2S NH3 + O=S(CH3)2 A ligação hidrogênio pode ser considerada como um exemplo de formação de um complexo. A reação ocorre entre o A H(ácido de Lewis) e :B(base de Lewis), dando origem ao complexo simbolizado por A H...B. Dessa forma, para muitos solutos que formam ligação hidrogênio com um solvente, podemos considerar que a dissolução é resultado da formação de um complexo. Assim, uma molécula ácida do solvente é deslocada quando ocorre uma transferência de próton: HOH...NH3 + H3O+ NH4+ + 2 H2O O dióxido de enxofre líquido se caracteriza como um solvente ácido macio, pois dissolve a base macia benzeno. Os hidrocarbonetos insaturados podem atuar como ácidos ou bases, utilizando seus orbitais π ou π* como orbitais de fronteira. Os alcanos com substituintes eletronegativos, como os haloalcanos, são significativamente ácidos no átomo de hidrogênio. Referências bibliográficas 1. Shriver, D. F.; Atkins, P. W. Química Inorgânica, 3º edição, Bookman, Porto Alegre, 2003. 2. Lee, J. D. Química Inorgânica não tão concisa, tradução da 5º edição inglesa, Edgar Blucher Ltda, São Paulo, 1999.