Desvende as principais teorias ácido-base da Química e garanta aquela super nota no seu Enem e vestibulares com esse resumo incrível!
Vamos falar sobre 3 teorias, chamadas teorias ácido-base, muito importantes no estudo da acidez e basicidade dos compostos. A teoria de Arrhenius, em que definimos os conceitos de dissociação iônica e ionização; em seguida, falaremos sobre a Teoria de Teoria de Brønsted – Lowry ou teoria protônica e, por fim, a teoria mais abrangente até hoje, a Teoria de Lewis ou teoria eletrônica. Certamente, apresenta-se as definições de ácido e base nas três teorias mencionadas.
Teoria de Arrhenius (1887)
Svante August Arrhenius, um físico-químico sueco, realizou diversas experiências em meio aquoso e cogitou que as soluções poderiam apresentar partículas carregadas, chamadas de íons, assim surgiu a ideia da dissociação iônica. Cátions e ânions, partículas positivas e negativas coexistindo num mesmo sistema, sendo tal solução capaz de conduzir eletricidade, sendo o fato observado através de uma lâmpada acesa. Utilizou neste caso uma solução de NaCl, por exemplo.
Mas e se utiliza-se uma substância molecular?
Poderiam ocorrer duas situações:
- Por exemplo, a glicose ( C6H12O6) em meio aquoso forma uma solução molecular que não possui a capacidade de formar íons, assim não conduz eletricidade.
- Já o HCl, em meio aquoso, apesar de apresentar ligação covalente, consegue ser quebrado pela água e gerar íons, gerando uma solução iônica. Tal processo é denominado de ionização.
Então temos 2 conceitos importantes:
- Dissociação iônica: separação de íons de uma substância iônica, quando esta é dissolvida em água.
- Ionização: formação de íons, que ocorre quando se dissolvem algumas substâncias moleculares em água.
A partir de mais experimentos, foi possível a identificação dos íons das soluções e assim elaborou-se os conceitos de ácido e base.
- Ácido: é toda substância que em água produz como cátion somente próton (H+) em solução aquosa, também representado como íon hidroxônio (H3O+)
Assim, genericamente, temos: H+ + H2O → H3O+
Exemplos:
HCl + H2O → H3O++ Cl–
HNO3+ H2O → H3O+ + NO3–
H2SO4+ 2H2O → 2H3O+ + SO42-
- Base: é toda substância que em água produz como ânion somente OH– em solução aquosa, também chamada de oxidrila.
NaOH → Na + + OH–
Ca(OH)2 →Ca2+ + 2 OH–
A visão de Arrhenius apresenta basicamente duas limitações:
- Se resume a apenas soluções aquosas;
- Considera o H+ como um próton livre.
Teoria de Brønsted – Lowry ou teoria protônica (1923)
Foi proposta em 1923, independentemente, por G. Lewis (EUA), T. Lowry (Inglaterra) e J. Brønsted (Dinamarca). O último foi um dos que mais contribuiu para o desenvolvimento da mesma. Segundo essa teoria, ácido é um doador de prótons (seria o mesmo que o íon H+, o núcleo do hidrogênio, porém essa definição ajuda a diferenciar a teoria da de Arrhenius) e base, um receptor de prótons. A reação de neutralização seria uma transferência de prótons entre um ácido e uma base.
Definiu-se que:
Ácido é toda espécie química, íon ou molécula capaz de doar um próton.
Base é toda espécie química, íon ou molécula capaz de receber um próton.
Exemplos de ácidos e bases segundo a teoria de Brønsted e Lowry:
NH3 + HCℓ → NH4+ + Cℓ–
base ácido ácido base
forte forte fraco fraca
Observe que a amônia (NH3) é base porque ela recebe um próton (H+) do ácido clorídrico (HCℓ).
A reação de neutralização seria uma transferência de prótons entre um ácido e uma base.
A visão de Brønsted e Lowry apresentava certas limitações:
- Não permitia prever o caráter ácido ou o caráter básico de espécies químicas sem a presença de hidrogênio.
Teoria de Lewis ou teoria eletrônica (1923)
Teoria proposta pelo químico americano Gilbert Newton Lewis, também no século XX. Ela elimina todas as limitações, pois trabalha com pares eletrônicos, podendo, assim, ser aplicada a qualquer substância química. Ela é mais abrangente, mas não invalida a teoria de Brönsted-Lowry, pois todo ácido/base de Lewis é um ácido/base de Brönsted. Denomina-se de teoria eletrônica porque envolve a transferência de pares de elétrons.
Segundo Lewis:
Ácido é toda espécie química, íon ou molécula que aceita receber um par de elétrons,
Base é toda espécie química, íon ou molécula que é capaz de oferecer um par de elétrons.
Como exemplos de reações de neutralização :
BF3 + :NH3 → H3N:BF3
Observe que a amônia é base porque ela fornece o par de elétrons, e o trifluoreto de boro é o ácido de Lewis porque ele recebe o par de elétrons. O composto formado por meio do compartilhamento de elétrons é neutro, por isso, essa é uma reação de neutralização.
Essa reação, e muitas outras semelhantes, passaram então a ser consideradas reações ácido-base, e não haviam sido englobadas pelas teorias anteriores.
Exercícios
1. (PUC-SP) Assinale a afirmativa que não é correta:
a) Um ácido e sua base conjugada diferem entre si por um próton.
b) A força de um ácido de Brönsted pode ser medida pela capacidade de ceder próton.
c) Quanto mais forte for um ácido de Brönsted, mais fraca será sua base conjugada.
d) Um processo ácido-base de Brönsted é espontâneo no sentido de formação do ácido mais fraco, a partir do ácido mais forte.
e) O HF é o ácido de Brönsted, no processo HF + HClO4 → ClO4– + H2F +.
2. (Unaerp) Considere as espécies sublinhadas contidas na coluna da esquerda com os conceitos enunciados na coluna da direita Assinale a opção que apresenta, apenas, associações corretas:
a) 1-10, 2-6, 3-10, 4-7.
b) 1-9, 3-7, 3-9, 4-8.
c) 1-7, 2-8, 3-9, 4-7.
d) 1-7, 2-8, 3-9, 4-8.
e) 1-9, 2-6, 3-10, 4-7.
3. (Mackenzie) Aplicando-se o conceito ácido – base de Bronsted-Lowry à reação a seguir equacionada, verifica-se que:
HClO4 + H2SO4 → ClO4– + H3SO4+
a) HClO4 e H2SO4 são ácidos.
b) H2SO4 e ClO4 – são bases.
c) H2SO4 é ácido e HClO4 é base.
d) ClO4 – é base conjugada do H3SO4+ .
e) H3SO4 + e H2SO4 são ácidos.
GABARITO
1. E
2. E
3. B
