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Conceitos e restrições de ácidos e bases, segundo Arrhenius, Brönsted e Lowry e Lewis

Os compostos estruturados pela Química Inorgânica são divididos, de maneira mais detalhada, em funções, são elas: ácidos, bases, sais, óxidos, hidretos e carbetos. No post de hoje, iremos descrever sobre os conceitos de ácidos e bases, segundo três teorias dos químicos: o sueco August Svante Arrhenius, o dinamarquês Johannes Nicolaus Brönsted e o inglês Thomas Marin Lowry e ainda, o químico inglês Gilbert Newton Lewis.

Para Arrhenius:

Ácidos são soluções aquosas que possuem como único cátion o hidrogênio, H₃O⁺, formado pela reação de determinados compostos covalentes com a água.

Considerando, por exemplo, a reação entre o cloreto de hidrogênio (ácido clorídrico), HCl, e a água, H₂O. Como o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, a molécula de HCl é polar e o par de elétrons compartilhado fica naturalmente deslocado para perto do cloro, conforme imagem:

Bases são compostos de caráter predominantemente iônico ou predominantemente molecular, capaz de se dissociarem na água liberando íons, mesmo que muito poucos, dos quais o único ânion é o hidróxido, OH^-.

Ao entrar em contato com a água, a substância sofre um processo de participação sucessivas em porções cada vez menores, até atingir (nesse caso) a condição de íons positivos e negativos.

Para Brönsted e Lowry:

Ácidos é toda espécie química, íons ou molécula, capaz de doar um próton, H¹⁺.

Base é toda espécie química, íon ou molécula, capaz de receber um próton, H^1-.

Note que toda reação de Brönsted e Lowry é reversível em maior ou menor grau, conforme o esquema abaixo:

Um ácido forte é aquele que possui “facilidade em doar próton. Sua base conjugada é fraca, pois tem “dificuldade” em receber novamente o próton voltando à forma de ácido.

Uma base forte é aquela que possui “facilidade” em receber próton. Seu ácido conjugado é fraco, pois tem “dificuldade” em doar novamente o próton, voltando à forma de base.

Tabela de ácidos e bases fortes:

Para Lewis:

Ácidos é toda espécie química, íon ou molécula, capaz de aceitar um par de elétron de uma ligação covalente coordenada.

Base é toda espécie química, íon ou molécula, capaz de oferecer um par de elétron através de uma ligação covalente coordenada.

Considere a reação entre NH₃ e BF₃, temos:

Comparando as três teorias para ácidos e bases

A teoria de Arrhenius é restrita ao meio aquoso e à presença de hidrogênio no ácido e de hidroxila na base.
A teoria de Brönsted e Lowry abrange a de Arrhenius e amplia o conceito para substâncias que não se encontram em meio aquoso, mas é restrita à transferências de próton (H1+).
A teoria de Lewis engloba as teorias de A rrhenius, de Brönsted e Lowry e amplia o conceito para substâncias que não se encontram em meio aquoso e não fazem transferências de próton (h+).

Observe o esquema:

Se pensarmos de um modo mais amplo, uma vez que todo ácido de Arrhenius é também um ácido de Brönsted e Lowry e de Lewis, e como, segundo essas teorias, o conceito de ácido independe do meio aquoso, pode-se, em certos casos, prescindir dessa notação.

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