Teorias ácido-base de Brönsted-Lowry e Lewis

Teorias ácido-base de Brönsted-Lowry e Lewis

Segundo Arrhenius, um ácido é todo composto molecular que em solução aquosa sofre ionização, liberando H+.Uma base é todo composto iônico que em solução aquosa libera OH- (Hidróxido ou Hidroxila).

Os conceitos de ácido e base foram aplicados pela Teoria de Brönsted-Lowry e pela Teoria de Lewis. Essas duas teorias são muito usadas no estudo da Química Orgânica.

Teoria de Brönsted-Lowry

Em 1923, tanto o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brönsted como o químico inglês Thomas Martin Lowry, desenvolveram, independentemente, definições de ácidos e bases baseadas na capacidade de uma molécula de doar ou captar prótons (íons H+).

Ácido é todo composto molecular ou iônico capaz de doar um íon H+.

Base é todo composto molecular ou iônico capaz de receber um íon H+.

Resumindo:
Ácido → doa H+.
Base →  recebe H+.

Um átomo de hidrogênio (H) possui um próton. Todos os átomos de H possuem um próton no núcleo, mas a maioria dos átomos de H que existem na natureza não possuem nenhum nêutron no núcleo. O isótopo do hidrogênio mais comum é conhecido como prótio: é constituído de um único próton, em torno do qual gira um elétron.

Removendo-se o elétron do isótopo do hidrogênio, obtém-se o íon H+, que é constituído somente por um próton. Nesse caso:

H+ = próton.

Portanto, segundo a Teoria de Brönsted-Lowry, um ácido é um doador de prótons (H+) e uma base é um receptor de prótons (H+).

Exemplificando:

O ácido clorídrico () perde H+ e gera Cl- . Já que o doa um próton, é considerado um ácido de Brönsted-Lowry. O H2O ganha H+ e gera H3O+. Já que o H2O recebe um próton, é considerado uma base de Brönsted-Lowry.

A reação é reversível: pode ocorrer da direita para a esquerda.

O ácido clorídrico () é um ácido forte. Isso significa que tem uma grande tendência de liberar o H+.

Quando o ácido clorídrico é diluído em água, a quase totalidade dele reage com a água para produzir íons hidrônio (hidroxônio) ou íons cloreto. Como a reação direta é muito intensa, é comum escrever essa reação de modo unidirecional. Ela é, de fato, uma reação reversível. Contudo, a reação inversa é muita fraca. O , por ser um ácido forte, tem muita tendência a liberar o H+ . O Cl- terá pouca tendência a receber o H+ de volta e retornar a ser (reação inversa pouco intensa).

A Teoria de Brönsted-Lowry não contradiz a de Arrhenius. Em vez disso, levou-a adiante. Uma substância não mais precisava ser composta de H+ ou OH- para ser classificada como um ácido ou uma base: precisava apenas ser um doador ou um receptor de prótons.

Ácidos e bases conjugados

Ácidos e bases conjugados são compostos formados por duas espécies químicas que diferem entre si por um H+.

A reação contém dois ácidos e duas bases. São pares conjugados. Quando o ácido cede um próton, forma uma base. Quando a base aceita um próton de volta, forma um ácido.

Se o ácido é forte, sua base conjugada é fraca, e vice-versa. Portanto, a reação do tipo ácido-base sempre forma outro ácido e outra base – mais fracos que os iniciais. 

Equação Geral da Teoria de Brönsted-Lowry:

- Ácido1 e Base1 formam um par conjugado.
- Ácido2 e Base2 formam um par conjugado.
* Se o ácido é forte a base é fraca (e vice-versa).

Observe o seguinte exemplo em que o gás ácido clorídrico () reage com o gás amônia (NH3).

O ácido clorídrico () é um ácido de Brönsted-Lowry ou um doador de próton (H+). O gás amônia (NH3) é uma base de Brönsted-Lowry ou um receptor de próton. A reação forma o sólido NH4Cl. O íon amônia () tem uma carga positiva e o íon Cl-, uma carga negativa.

O é denominado ácido conjugado da base NH3 e Cl- é denominado base conjugada do ácido .

O conceito de ácidos e bases conjugados evidencia que a ideia de caráter ácido-base é relativa. Uma substância pode agir como ácido ou como base em relação a outra. Substâncias que apresentam tal comportamento são denominadas anfipróticas. Um exemplo de tal substâncias é a água, que pode receber ou ceder prótons.

Sumário

- Teoria de Brönsted-Lowry
- Ácidos e bases conjugados
- Teoria de Lewis
i. Ácido de Lewis
ii. Bases de Lewis
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