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

Brönsted-Lowry 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

Brönsted-Lowry NH4Cl + NaNH2 → Na+ Cl- + 2NH3 NH4Cl: ácido NaNH2: base Na+ Cl-: sal 2NH3: solvente ou simplesmente NH4 + NH-2 → 2NH3 Brönsted-Lowry

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

Brönsted-Lowry A↔B – + H+ A: ácido B-:base conjugada B + H+ ↔ A+ A+:ácido conjugado Brönsted-Lowry

Brönsted-Lowry Em solução aquosa HCl + H2O↔H3O+ + Cl- HCl: 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 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 vice- versa. Brönsted-Lowry

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 + + ClO4- Analogamente, 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

Próximo Grupo...