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  H3O+ + Cl- HNO3 + H2O H3O+ + NO3-

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

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+).

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

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 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