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.

Teorias de ácidos e bases: Lewis, Brönsted-Lowry e Arrhenius 1

Thomas Martin Lowry, um dos teóricos dos ácidos e bases

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:

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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

Teorias de ácidos e bases: Lewis, Brönsted-Lowry e Arrhenius 2

Johannes Nicolaus Bronsted

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.

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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

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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

  1. Britannica, E. d. (sf). Enciclopédia Britânica. Obtido em britannica.com
  2. Teoria de base de Brønsted – ácido Lowry. (sf). Wikipedia Obtido em en.wikipedia.org
  3. Clark, J. (2002). Teorias de ácidos e bases. Obtido em chemguide.co.uk

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