Animados para a aula de Química de hoje? 😀
Para começar a semana bem, o professor Allan Rodrigues estará te esperando na aula ao vivo sobre Teoria Ácido-Base e Reações Químicas! Com certeza, você não vai perder essa aula! 😉 Para te ajudar ainda mais, você pode conferir os horários das aulas aqui embaixo no post e baixar o material de apoio! Se preferir, você pode ver o material de apoio aqui mesmo nesse post! o/
Química: Teoria Ácido-Base e Reações Químicas
Turma da Manhã: 10h15 às 11h15, com o professor Allan Rodrigues
Turma da Noite: 19h45 às 20h45, com o professor Allan Rodrigues
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MATERIAL DE AULA AO VIVO
Existem várias teorias sobre ácidos e bases. Dentre elas, temos a teoria do químico sueco Svante August Arrhenius, que aos redores de 1887 propôs que ácido é toda substância que em água produz íons H+ e base é aquela que produz OH-. A neutralização seria a reação entre estas duas espécies iônicas produzindo água:
Esta teoria foi muito importante, pois além de dar conta de um grande número de fenômenos já conhecidos, provocou o desenvolvimento de várias linhas de pesquisa, inclusive contribuiu muito para se estabelecer as bases científicas da Química Analítica. No entanto, esta teoria restrita-se às soluções aquosas, sendo que em alguns casos foi possível estendê-la a outros solventes (como a amônia líquida), porém em outros não. Em sistemas sólidos, como sílica, argilas, etc., é totalmente inaplicável.
O conceito de ácidos e bases mais aceito ,e um dos que tem elucidado o papel do solvente em reações ácido -base, foi proposta em 1923, pelos químicos Johannes Nicolaus Brönsted (Dinamarca) e Thomas Martin Lowry (Inglaterra). Segundo esta teoria, ácido é um doador de prótons (seria o mesmo que o íon H+, o núcleo do hidrogênio, porém esta denominação é melhor, pois ajuda distinguir da teoria de Arrhenius) e base um receptor de prótons. A reação de neutralização seria uma transferência de prótons entre um ácido e uma base.
Porém, o produto BH+ da eq. 2 também é capaz de doar seu novo próton recém adquirido para outro receptor, e é portanto, potencialmente um outro ácido:
Ácido1 + Base2 Base1 + Ácido2 (eq. 3)
Nesta reação esquemática, a base 1 é conjugada do ácido 1 ,e ácido 2 é conjugado da base 2 .O termo conjugado significa “estar conectado com” ,e implica que qualquer espécie química e sua espécie conjugada estão relacionadas com o ganho ou perda de prótons, formando um par ácido-base conjugado .Deve ser enfatizado que o símbolo H+ representa aqui o próton não solvatado e não o íon hidrogênio, o qual é uma espécie solvatada cuja natureza normalmente varia com o meio.
Esta teoria permitiu o desenvolvimento de estudos em sistemas fortemente ácidos (ácido sulfúrico como solvente), em sistemas sólidos, o desenvolvimento de indicadores para estes meios, estudos de catálise ácido-base, estudos de próton-afinidade em fase gasosa. Apesar de alguns problemas internos, é uma teoria bastante utilizada atualmente.
Já o americano Gilbert Newton Lewis, que teve sua teoria aceita também em 1923, define base como um doador de par de elétrons e ácido como um receptor de par de elétrons. Ela é exemplificada na seguinte reação genérica:
A +:B → A:B (eq. 4)
A = Ácido de Lewis
:B = Base de Lewis
A:B = Complexo ácido –base
O exemplo mais simples de um ácido de Lewis é um proton, H + o qual aceita um par de elétrons quando ele se liga à molécula de amônia para formar um íon amônio:
(eq. 5) 
A molécula de amônia forneceu um par de elétrons e, portanto de acordo com a definição de Lewis é uma base, de modo semelhante à teoria de Brönsted-Lewry. A vantagem da definição de Lewis sobre a de Brönsted-Lewry é que podemos identificar substâncias como ácidos ou bases mesmo quando não há transferência de prótons (o papel do próton é essencial na definição de Brönsted-Lewry, porque a definição de um ácido ou uma base depende do envolvimento de prótons). O resultado da combinação de uma base de Lewis e um ácido de Lewis é denominado complexo (como no exemplo da formação do amônio). A ligação entre o ácido e a base de Lewis foi através de uma ligação covalente onde um par de elétrons fornecido pela base ao ácido está agora sendo compartilhado por ambas as espécies químicas que lhe deu origem (trata -se de uma ligação co valente dativa).
1. Na reação: NH4 + + S2 → NH3 + HS,o íon sulfeto (S2) é uma espécie de característica:
a) básica, segundo a teoria de Bronsted – Lowry
b) básica, segundo a teoria de Arrhenius.
c) ácida, segundo a teoria de Lewis.
d) ácida, segundo a teoria de Bronsted-LowrY2O3.
e) ácida, segundo a teoria de Arrhenius.
Gabarito
1. A
LISTA DE EXERCÍCIOS
1. Escrever a equação da reação que ocorre quando se dissolve cianeto de hidrogênio em água. Indicar quais espécies químicas são ácidos de Brönsted e quais são bases de Brönsted.
2. No processo: HF + H2O – H3O+ + F-, determine os pares conjugados de acordo com a teoria de Brönsted-Lowry:
3. Sabe-se que em água, alguns ácidos são melhores doadores de prótons que outros e algumas bases são melhores receptoras de prótons que outras. Segundo Bronsted, por exemplo, o HCO é um bom doador de prótons e considerado um ácido forte.
De acordo com Bronsted, pode-se afirmar
a) Quanto mais forte a base, mais forte é seu ácido conjugado.
b) Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada.
c) Quanto mais fraco o ácido, mais fraca é sua base conjugada.
d) Quanto mais forte a base mais fraca é sua base conjugada.
e) Quanto mais forte o ácido mais fraco é seu ácido conjugado.
4. Os óxidos metálicos e não-metálicos reagem com água, ácidos e bases. Quando da reação com água fornecem ácidos ou bases, de acordo com sua classificação. Assim, qual dos óxidos a seguir, quando em reação com este solvente, fornece o ácido mais forte?
a) SiO2
b) CO
c) Na2O
d) SO3
e) MgO
Gabarito
1. Seja a reação de ionização do HCN: HCN + H2O —> H3O+ + CN-
Ácidos de Brönsted: HCN e H3O+
Bases de Brönsted: H2O e CN-
2. Próton
HF + H2O ¾¾ – H3O+ + F-
ácido1 base1 ácido2 base2
1° par conjugado: HF e F-
2° par conjugado: H2O e H3O+
3. B
4. D
