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Teorias ácido-base

ARRHENIUS


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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-


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

Bases: são substâncias que liberam íons
OH- (íons hidróxido) em solução aquosa.
Ex.: NaOH + H2O

Ca(OH)2 + H2O

Na+ + OH-

Ca2+ + 2OH-


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

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.


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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.



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Teoria Protônica

BRöNSTED

LOWRY


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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.



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

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.


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Esquematizando


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Ex.:


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Ex.:


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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+).


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Ácido

Base

Aumento da força básica

Aumento da força ácida

100%
ionizado
em H2O

100%
protonado em
H2 O


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Teoria Eletrônica

LEWIS


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

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.


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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.



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

A teoria de Lewis não depende de
prótons, nem de reações com solventes.
Amplia a definição para todas as reações
químicas.


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Ex.:


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Ex.:


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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+ ,


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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-


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Comparação entre as três teorias


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