Slide 1 - Ensinando Ciências e Química

Química Inorgânica
Ácido de Brönsted-Lowry:
Acadêmicos: Luiz Henrique
Flávia
Romacir
Manoel
Ana Paula
 Teoria
de Arrhenius: Toda substância que em meio
aquoso libera íons H+ e em meio aquoso libera íons
OH-.
 Teoria
de Brönsted-Lowry: Em 1923, Brönsted e
Lowery, independentemente, definiram ácidos como
sendo doadores de prótons e bases como receptores
de prótons.
Ácidos
2H2O ↔ H3O+ + OH 2H2O: solvente
 H3O+: ácido
 OH-: base
Em solução aquosa, essa definição não
difere apreciavelmente daquela da teoria
de Arrhenius.
Brönsted-Lowry
A
teoria de Brönsted-Lowry é útil, porque estende a
aplicabilidade da teoria de ácidos e bases a solventes
diferentes da água, como amônia líquida, ácido
acético glacial e ácido sulfúrico anidro, bem como a
todos os outros solventes contendo hidrogênio.
Deve-se frisar que as bases são receptores de
prótons, não havendo necessidade nenhuma da
presença do íon OH- para que uma substância seja
uma base.
Brönsted-Lowry
NH4Cl + NaNH2 → Na+ Cl- + 2NH3
 NH4Cl: ácido
 NaNH2: base
 Na+ Cl-: sal
 2NH3: solvente
ou simplesmente
NH4 + NH-2 → 2NH3
Brönsted-Lowry
Analogamente, em ácido sulfúrico:
H3SO4+ + HSO4- → 2H2SO4
 H3SO4+: ácido
 HSO4-: base
 2H2SO4:
solvente
Brönsted-Lowry
 Espécies
químicas que diferem na composição
apenas por um próton são denominadas “pares
conjugados”. Portanto, cada ácido possui sua
respectiva base conjugada, que se forma quando o
ácido doa um próton. Analogamente, cada base
possui um ácido conjugado correspondente.
Brönsted-Lowry
A↔B – + H+
 A: ácido
 B-:base conjugada
B + H+ ↔ A +
 B: base
 A+:ácido conjugado
Brönsted-Lowry
Em solução aquosa
HCl + H2O↔H3O+ + ClHCl: ácido
 Cl-: base conjugada
 H2O: base
 H3O+: ácido conjugada

Brönsted-Lowry

O HCl é um ácido, pois doa prótons. Assim, Cl- é sua
base conjugada. Visto que o H2O recebe um próton,
ele é uma base e forma H3O+, seu ácido conjugado. A
base conjugada de um ácido forte é fraca, e viceversa.
Brönsted-Lowry
Em solução de amônia líquida:
NH4+ + S-2 ↔ HS- + NH3
 NH4+: ácido
 S-2: base
 HS-: ácido conjugado
 NH3: base conjugada
Brönsted-Lowry

Em amônia líquida todos os sais de amônio atuam
como ácidos, pois eles podem doar prótons; e os
íons sulfeto atuam como base, pois recebem
prótons. A reação é reversível e ela ocorre no
sentido da formação das espécies que apresentam
as menores tendências de se dissociarem, ou seja,
HS- e NH3 no presente caso.
Brönsted-Lowry
A
teoria de Brönste-Lowry apresenta uma limitação,
pois o grau em que uma substância dissolvida pode
atuar como ácido ou como base depende muito do
solvente.
 Por exemplo, o HClO4 é um doador de prótons
extremamente forte. Se HClO4 líquido for utilizado
como solvente, o HF dissolvido será forçado a
receber prótons e atuar como base.
Brönsted-Lowry
HClO4 + HF ↔ H2F + + ClO4Analogamente, o HNO3 é forçado a receber prótons e,
portanto, atua como base tanto em HClO4 como em
HF líquido como solvente.
Brönsted-Lowry
 Solventes diferenciadores, como o ácido acético glacial, enfatizam
a diferença de força ácida e muitos ácidos minerais só se ionizam
parcialmente neste solvente. Isso acontece porque o próprio ácido
acético é um doador de prótons. Portanto, para que uma
substância dissolvida em ácido acético se comporte como um
ácido, ela deve doar prótons mais facilmente que o ácido acético. O
material dissolvido deve forçar o ácido acético a receber prótons
(isto é, deve forçar o ácido a comportar-se como base). O solvente
ácido tornar mais difícil a dissociação dos ácidos mais comuns, e ao
contrário favorecerá a dissociação completa das bases. Logo,
conclui-se que um solvente diferenciador para ácidos será solvente
um nivelador para bases e vice-versa
Brönsted-Lowry
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