Teorias ácido-base ARRHENIUS. Teorias ácido-base ARRHENIUS.

Apresentação em tema: "Teorias ácido-base ARRHENIUS. Teorias ácido-base ARRHENIUS."— Transcrição da apresentação:

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2 Teorias ácido-base ARRHENIUS

3 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  H3O+ + Cl- HNO3 + H2O H3O+ + NO3-

4 Bases: são substâncias que liberam íons OH- (íons hidróxido) em solução aquosa.
Ex.: NaOH + H2O Na+ + OH- Ca(OH)2 + H2O Ca2+ + 2OH-

5 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.

6 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.

7 Teoria Protônica                                                                               BRöNSTED LOWRY

8 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.

9 Reações ácido-base são tidas como reações de transferência de prótons.
Na teoria ácido-base de Brönsted-Lowry haverá a formação de um par ácido-base conjugado, isto é, sempre o ácido terá a sua base conjugada e vice-versa, ou seja, a base certamente terá o seu ácido conjugado.

10 Esquematizando

11 Ex.:

12 Ex.:

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14 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+).

15 Aumento da força básica
100% ionizado em H2O forte Ácido Base insignificante 100% protonado em H2O fraco Aumento da força ácida Aumento da força básica

16 Teoria Eletrônica LEWIS

17 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.

18 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.

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

20 Ex.:

21 Ex.:

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23 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+ ,

24 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-

25 Comparação entre as três teorias

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