Teorias ácido-base do século XX

Teorias ácido-base
ARRHENIUS
Arrhenius:Teoria da
Dissociação Eletrolítica

Ácidos : são substâncias que contêm
hidrogênio e produzem o íon H+ [ H3O+ ] (íon
hidrônio) como único cátion, quando em
solução aquosa.
Ex.: HCl + H2O
HNO3 + H2O
H3O+ + ClH3O+ + NO3-

Bases: são substâncias que liberam íons
OH- (íons hidróxido) em solução aquosa.
Ex.: NaOH + H2O
Ca(OH)2 + H2O
Na+ + OH-
Ca2+ + 2OH-

Na visão de Arrhenius, a neutralização é
definida como sendo a combinação do íon
H+ com o íon OH- para formar moléculas
de H2O.
H+aq + OH-aq
H2Oaq

A teoria de Arrhenius aponta para as
propriedades de muitos ácidos e bases
comuns, mas apresenta importantes
limitações.
LIMITAÇÕES:
Teoria de Arrhenius está restrita para
soluções aquosas;
 Não aponta para a basicidade da amônia
(NH3), por exemplo, que não contém
grupo OH;
 A natureza do solvente desempenha um
papel crítico nas propriedades das
substâncias ácido-base.

Teoria Protônica
BRöNSTED
LOWRY
TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY
Ácido: é qualquer substância (molécula
ou íon) que pode transferir um próton (íon
H+) para outra substância.
 Ácidos são espécies doadoras de prótons.
 Base : é qualquer substância que pode
aceitar um próton (H+) .
 Bases são espécies aceptoras de prótons.


Reações ácido-base são tidas como
reações de transferência de prótons.

Na teoria ácido-base de Brönsted-Lowry
haverá a formação de um par ácidobase conjugado, isto é, sempre o ácido
terá a sua base conjugada e vice-versa, ou
seja, a base certamente terá o seu ácido
conjugado.
Esquematizando
Ex.:
Ex.:
Força

Quanto maior é a tendência em doar
prótons, mais
forte é
o ácido.

Quanto maior a tendência em receber
prótons, mais forte é a base, e vice-versa.

Água substância anfiprótica (espécies que
podem ceder ou receber prótons H+).
Ácido
Base
Aumento da força básica
Aumento da força ácida
100%
ionizado
em H2O
100%
protonado em
H2 O
Teoria Eletrônica
LEWIS

Ácido: é uma espécie química (molécula
ou íon) com orbital vazio capaz de receber
um par de elétrons em uma reação;

Base: é uma espécie química (molécula ou
íon) que pode doar um par de elétrons
para formar uma ligação covalente
coordenada em uma reação.
Em resumo:
Ácido é um receptor de par de elétrons.
 Base é um doador de par de elétrons.
 Toda reação ácido-base de Lewis consiste
na formação de uma ligação covalente
coordenada.
 Neutralização
é definida como a
formação de uma ligação covalente
coordenada.


A teoria de Lewis não depende de
prótons, nem de reações com solventes.
Amplia a definição para todas as reações
químicas.
Ex.:
Ex.:
Ácidos de Lewis

Todos os ácidos de Arrhenius e ácidos de
Bronsted-Lowry;

Moléculas contendo um átomo com
deficiência de um par de elétrons (BF3,
AlCl3 , FeBr3).

Cátions: H+ , Cu2+ ,
Bases de Lewis

Todas as bases de Bronsted-Lowry;

Moléculas contendo átomos com um ou
mais pares de elétrons não compartilhados
(H2O , NH3 , H3C – NH2 )

Ânions: OH- , Cl- , CN-
Comparação entre as três teorias