As teorias de ácidos e bases são fundamentais para o entendimento da química e da reatividade de substâncias químicas. As três principais teorias são as de Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis. A teoria de Arrhenius define ácidos como substâncias que liberam íons de hidrogênio em solução aquosa, e bases como substâncias que liberam íons de hidroxila. Já a teoria de Brönsted-Lowry define ácidos como doadores de prótons e bases como receptoras de prótons. Por fim, a teoria de Lewis define ácidos como aceitadores de pares de elétrons e bases como doadoras de pares de elétrons. Cada uma dessas teorias oferece uma visão diferente e complementar sobre a natureza ácida e básica das substâncias, permitindo uma compreensão mais ampla e aprofundada sobre o comportamento químico dessas substâncias.
Principais teorias de ácido-base: Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis.
A compreensão das teorias de ácido-base é fundamental para a química e para diversas aplicações práticas. As três principais teorias são as de Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis.
A teoria de Arrhenius, proposta por Svante Arrhenius em 1887, define ácidos como substâncias que liberam íons hidrogênio (H+) em solução aquosa, e bases como substâncias que liberam íons hidroxila (OH-) em solução aquosa. Essa teoria é limitada a soluções aquosas e não considera reações ácido-base em outros solventes.
A teoria de Brønsted-Lowry, proposta por Johannes Brønsted e Thomas Lowry em 1923, expande o conceito de ácido-base para incluir reações em solventes não aquosos. Nessa teoria, um ácido é definido como uma espécie que pode doar um próton (H+) e uma base como uma espécie que pode aceitar um próton.
Por fim, a teoria de Lewis, proposta por Gilbert N. Lewis em 1923, define um ácido como uma espécie que pode aceitar um par de elétrons e uma base como uma espécie que pode doar um par de elétrons. Essa teoria é a mais abrangente das três e engloba as outras duas teorias como casos especiais.
Em resumo, as teorias de ácido-base de Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis fornecem diferentes perspectivas sobre as reações ácido-base e são fundamentais para a compreensão da química e de diversas aplicações práticas.
Visões de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis sobre ácidos e bases de Lewis.
A teoria de Arrhenius sobre ácidos e bases, proposta em 1884, define ácidos como substâncias que liberam íons de hidrogênio em solução aquosa, enquanto bases são substâncias que liberam íons de hidroxila. Essa visão clássica foi fundamental para o entendimento da química ácido-base por muitos anos.
A teoria de Brönsted-Lowry, desenvolvida em 1923, expandiu o conceito de ácidos e bases para incluir reações de transferência de prótons. Segundo esta teoria, um ácido é uma espécie que doa prótons, enquanto uma base é uma espécie que aceita prótons. Essa definição mais abrangente permitiu explicar uma variedade maior de reações ácido-base.
Já a visão de Lewis, proposta em 1923, vai além das teorias anteriores ao considerar ácidos como espécies que podem aceitar pares de elétrons e bases como espécies que podem doar pares de elétrons. Isso significa que, para Lewis, uma substância pode atuar como ácido ou base dependendo do contexto da reação.
Em resumo, enquanto Arrhenius define ácidos e bases com base na liberação de íons em solução aquosa, Brönsted-Lowry amplia essa definição para incluir a transferência de prótons, e Lewis considera a capacidade de aceitar ou doar pares de elétrons. Cada uma dessas teorias oferece uma perspectiva única sobre as interações ácido-base, contribuindo para um entendimento mais completo da química.
Entenda o conceito fundamental da teoria de Brönsted-Lowry sobre ácidos e bases.
A teoria de Brönsted-Lowry sobre ácidos e bases é uma das principais teorias que explicam o comportamento dessas substâncias químicas. De acordo com essa teoria, um ácido é uma substância que pode doar um próton, enquanto uma base é uma substância que pode aceitar um próton.
Em termos mais simples, um ácido é aquela substância que libera íons de hidrogênio (H+) em solução aquosa, enquanto uma base é aquela que aceita íons de hidrogênio. Dessa forma, a reação de ácido-base de Brönsted-Lowry envolve a transferência de prótons de um ácido para uma base.
Uma característica importante dessa teoria é que não se limita a substâncias em solução aquosa, como a teoria de Arrhenius. Além disso, a definição de ácido e base de Brönsted-Lowry é mais abrangente do que a de Lewis, que considera ácidos como doadores de pares de elétrons e bases como receptoras de pares de elétrons.
Em resumo, a teoria de Brönsted-Lowry oferece uma visão ampla e abrangente do comportamento de ácidos e bases, destacando a transferência de prótons como o conceito fundamental para entender essas reações químicas.
A explicação da teoria de Lewis de forma simples e clara.
A teoria de Lewis, proposta por Gilbert Newton Lewis em 1923, é uma das três teorias principais que explicam o comportamento de ácidos e bases. De acordo com Lewis, um ácido é uma substância capaz de doar um par de elétrons, enquanto uma base é uma substância capaz de receber um par de elétrons. Em outras palavras, um ácido é um doador de elétrons e uma base é um receptor de elétrons.
Essa definição amplia o conceito de ácidos e bases, pois não se limita à presença de íons de hidrogênio, como na teoria de Arrhenius, ou à transferência de prótons, como na teoria de Brönsted-Lowry. Na teoria de Lewis, a reação ácido-base ocorre por meio da formação de uma ligação covalente entre o ácido (doador de elétrons) e a base (receptor de elétrons).
Um exemplo simples para ilustrar a teoria de Lewis é a reação entre o íon cloreto (Cl-) e o íon sódio (Na+), formando o cloreto de sódio (NaCl). Nesse caso, o íon cloreto atua como base, recebendo um par de elétrons do íon sódio, que age como ácido.
Em resumo, a teoria de Lewis é uma abordagem abrangente e fundamental para entender o comportamento de ácidos e bases, considerando a transferência de elétrons. É importante ressaltar que essa teoria complementa as teorias de Brönsted-Lowry e Arrhenius, proporcionando uma visão mais completa das reações ácido-base.
Teorias de ácidos e bases: Lewis, Brönsted-Lowry e Arrhenius
As teorias de ácidos e bases com base no conceito dada por Antoine Lavoisier, em 1776, que tinha conhecimento limitado, incluindo ácidos fortes nítrico e sulfúrico. Lavoisier afirmou que a acidez de uma substância dependia da quantidade de oxigênio que continha, uma vez que não conhecia as composições reais de halogenetos de hidrogênio e outros ácidos fortes.
Essa teoria foi tomada como a verdadeira definição de ácido por várias décadas, mesmo quando cientistas como Berzelius e von Liebig fizeram modificações e propuseram outras visões, mas até Arrhenius chegar, não estava claro como os ácidos e as bases funcionavam.
Seguidos por Arrhenius, os físicos Brönsted e Lowry desenvolveram independentemente sua própria teoria, até Lewis chegar para propor uma versão melhorada e mais precisa dela.
Esse conjunto de teorias é usado até hoje e diz-se que elas ajudaram a formar a termodinâmica química moderna.
Teoria de Arrhenius
A teoria de Arrhenius é a primeira definição moderna de ácidos e bases e foi proposta pelo físico-químico de mesmo nome em 1884. Ela afirma que uma substância é identificada como ácida quando forma íons hidrogênio quando dissolvida na água.
Ou seja, o ácido aumenta a concentração de íons H + em soluções aquosas. Isso pode ser demonstrado com um exemplo da dissociação de ácido clorídrico (HCl) na água:
HCl (ac) → H + (ac) + Cl – (ac)
Segundo Arrhenius, as bases são aquelas substâncias que liberam íons hidróxido quando se dissociam na água; isto é, aumenta a concentração de íons OH – em soluções aquosas. Um exemplo de uma base Arrhenius é a dissolução do hidróxido de sódio na água:
NaOH (ac) → Na + (ac) + OH – (ac)
A teoria também afirma que, como tal, não há íons H + , mas que essa nomenclatura é usada para denotar um íon hidrônio (H 3 O + ) e que foi referido como íon hidrogênio.
Os conceitos de alcalinidade e acidez foram explicados apenas como as concentrações de íons hidróxido e hidrogênio, respectivamente, e os outros tipos de ácido e base (suas versões fracas) não foram explicados.
Teoria de Brönsted e Lowry
Essa teoria foi desenvolvida de forma independente por dois físico-químicos em 1923, o primeiro na Dinamarca e o segundo na Inglaterra. Ambos tinham a mesma visão: a teoria de Arrhenius era limitada (uma vez que dependia completamente da existência de uma solução aquosa) e não definia corretamente o que era um ácido e uma base.
Por esse motivo, os químicos trabalharam em torno do íon hidrogênio e declararam: ácidos são substâncias que liberam ou doam prótons, enquanto as bases são aquelas que aceitam esses prótons.
Eles usaram um exemplo para provar sua teoria, que envolveu uma reação de equilíbrio. Ele alegou que cada ácido tinha sua base conjugada e que cada base também tinha seu ácido conjugado, assim:
HA + B ↔ A – + HB +
Como, por exemplo, na reação:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO – + H 3 O +
No ácido acético reacção acima (CH 3 COOH) é um ácido que doa um protão à água (H 2 O), tornando-se a sua base conjugada, ião acetato (CH 3 COO – ). Por sua vez, a água é uma base porque aceita um próton do ácido acético e se torna seu ácido conjugado, o íon hidrônio (H 3 O + ).
Essa reação reversa também é uma reação ácido-base, uma vez que o ácido conjugado se torna ácido e a base conjugada se torna base, através da doação e aceitação de prótons da mesma maneira.
A vantagem dessa teoria sobre a de Arrhenius é que ela não requer que um ácido se dissocie para explicar ácidos e bases.
Teoria de Lewis
O físico-químico Gilbert Lewis começou a estudar uma nova definição de ácidos e bases em 1923, no mesmo ano em que Brönsted e Lowry ofereceram sua própria teoria sobre essas substâncias.
Essa proposta, publicada em 1938, tinha a vantagem de que o requisito de hidrogênio (ou próton) foi removido da definição.
Ele próprio havia dito, em relação à teoria de seus antecessores, que “restringir a definição de ácidos a substâncias que continham hidrogênio era tão limitador quanto restringir agentes oxidantes àqueles que tinham oxigênio”.
Em termos gerais, essa teoria define as bases como substâncias que podem doar um par de elétrons e ácidos como aquelas que podem receber esse par.
Mais precisamente, afirma que uma base de Lewis é aquela que possui um par de elétrons, que não está ligada ao seu núcleo e pode ser doada, e que o ácido de Lewis é aquele que pode aceitar um par sem elétrons. No entanto, a definição de ácidos de Lewis é frouxa e depende de outras características.
Um exemplo é a reação entre o trimetilborano (Me 3 B) – que atua como ácido de Lewis porque tem a capacidade de aceitar um par de elétrons – e a amônia (NH 3 ), que pode doar seu par sem elétrons.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Uma grande vantagem da teoria de Lewis é a maneira pela qual ela complementa o modelo de reações redox: a teoria sugere que os ácidos reagem com as bases para compartilhar um par de elétrons, sem alterar os números de oxidação de nenhum de seus compostos. átomos
Outra vantagem desta teoria é que explica o comportamento de moléculas, tais como trifluoreto de boro (BF 3 ) e tetrafluoreto de silício (SIF 4 ), que não têm a presença de H + ou OH – , conforme requerido o teorias anteriores
Referências
- Britannica, E. d. (sf). Enciclopédia Britânica. Obtido em britannica.com
- Teoria de base de Brønsted – ácido Lowry. (sf). Wikipedia Obtido em en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Teorias de ácidos e bases. Obtido em chemguide.co.uk