Qual a definição de base Segundo bronsted Lowry?

Ácido e base segundo Bronsted-Lowry

Com as limitações apresentadas na definição de ácido e base segundo Arrhenius surge a necessidade de se ampliar a abrangência da definição de acido e base, Bronsted-Lowry produziram uma definição mais abrangente que não se limitavam apenas a sistemas aquosa.

• Ácido é toda espécie química que sede protões a outra espécie química.

• Base é toda espécie química que recebe protões de outra espécie química.

Exemplo de Ácido e bases segundo Bronsted-Lowry

HCl+H2O <=> Cl+H3O

HCl cedeu um protão para H2O então HCl como cedeu um protão é um acido, e H2O é uma base porque recebeu protão.

Reacção protolica ( Reacção protolise)

Reacção protolica é aquela reacção química que ocorre com a transferência de protões de uma espécie química para outra;

NH3+H2O<=> NH4+OH–

Pares conjugados Acido e bases

• Pares conjugados Ácido e bases é um conjunto de um ácido e uma base que transforma-se no outro por ganho ou perda de protão

• Entre um par conjugado a diferença é de um protão

Exemplos de par conjugado acido base

1. NH3– +H2O+ <=> NH4++OH–

Os pares conjugados são :

NH3–/ NH4+

H2O+/ OH–

2. HCl+H2O <=> Cl+H3O

Os pares conjugados são :

HCl /Cl

H2O / H3O

3. HCO3+H2O <=> CO32-+H3O

Os pares conjugados são :

HCO3 / CO32-

H2O / H3O

5. HCO3+HCl <=> H2CO32-+CL-

Os pares conjugados são :

HCO3 / H2CO32-

HCl / CL-

• Acido e bases segundo Arrhenius
• Forca Relativa de um acide e uma base

As principais teorias ácido-base estudadas atualmente são as de Arrhenius, de Brønsted-Lowry e de Lewis, que abrangem uma diversidade de reações.

Os ácidos e as bases são as substâncias mais comuns usadas em laboratórios e estão envolvidas em importantes processos biológicos e em sínteses essenciais para a manutenção da vida. Essas substâncias são conhecidas há muito tempo, sendo que o nome “ácido” é usado desde a Antiguidade; o termo “álcali”, que designa as bases, é usado desde a Idade Média, e o nome “base” data do século XVIII.

Mas para entender o comportamento dessas substâncias pertencentes a esses dois grupos e como ocorrem suas reações caraterísticas, estudos começaram a ser feitos para defini-los. Essas definições sobre ácido e base baseiam-se no fato de que as reações envolvendo esses compostos exibem um padrão similar. Dessa forma, de acordo com um princípio geral, vários cientistas, ao longo do tempo, formularam teorias para explicar o seu comportamento.

Essas teorias não se anulam, mas, na verdade, como você poderá notar nas explicações à frente, cada uma abarca fenômenos e reações químicas diferentes, ampliando cada vez mais o conceito de ácidos e bases diante de diferentes situações.

As teorias ácido-base desenvolveram-se no final do século XIX e início do século XX. Aqui trataremos de três delas, que foram: teoria de Arrhenius, teoria ácido-base de Brønsted-Lowry e a teoria ácido-base de Lewis. Vejamos cada uma em mais detalhes:

* Teoria ácido-base de Arrhenius:

Essa foi a primeira das teorias ácido-base a ser criada, sendo que isso ocorreu no ano de 1887 pelo químico sueco Svante Arrhenius. Ela ficou conhecida também como teoria da dissociação iônica ou teoria da dissociação eletrolítica, rendendo o Prêmio Nobel, em 1903, a esse estudioso.

A teoria de Arrhenius baseava-se no comportamento de ácidos e bases em água, formando soluções aquosas. Esse cientista observou que determinadas substâncias, quando colocadas em contato com a água, liberavam íons que tornavam a solução eletrolítica, ou seja, condutora de eletricidade. Ele observou que alguns íons liberados eram os mesmos para determinadas substâncias e, por meio da identificação desses íons, formulou as seguintes definições:

* Ácido é toda substância que, em meio aquoso, sofre ionização, liberando como único cátion o hidrogênio, H+(aq), ou, mais corretamente, o íon hidrônio, H3O+(aq).

Genericamente, temos:

HA(aq) → H+(aq) + A-(aq)   ou   HA(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + A-(aq)

Exemplo: Ácido clorídrico (cloreto de hidrogênio em meio aquoso):

HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)   ou   HCl(g)+ H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

* Base é toda substância que, em meio aquoso, sofre dissociação iônica, liberando como único ânion a hidroxila OH-(aq).

Genericamente, temos:

BOH(aq) → B+(aq) + OH-(aq)

Exemplo: Hidróxido de sódio:

NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)

No entanto, os cientistas perceberam que os ácidos e as bases também reagiam em meios não aquosos, por isso, eram necessárias outras teorias ácido-base que não se limitassem à presença de água.

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* Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry ou teoria protônica:

Essa teoria foi criada em 1923 de maneira independente pelo químico dinamarquês Johannes Brønsted e pelo químico inglês Thomas Lowry. Ela se baseia na transferência de prótons, que é o íon hidrogênio H+(aq), entre ácidos e bases. Veja:

* Ácido é toda espécie química capaz de doar um próton (H+(aq)).

* Base é toda espécie química capaz de receber um próton (H+(aq)).

Isso significa que, para uma substância atuar como ácido de Brønsted, ela precisa estar na presença de uma base de Brønsted. A susbtância não vai simplesmente liberar o próton sozinha, mas somente se for transferir para a base.

Por exemplo, o HCl mencionado anteriormente como sendo um ácido de Arrhenius é também um ácido de Brønsted, pois quando ele reage com a água, esta atua como uma base de Brønsted, recebendo o próton: HCl(g)+ H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq).

Mas essa teoria não precisa da presença de água. Isso é visto, por exemplo, na reação entre o HCl e a amônia, mostrada a seguir:

Observe que o HCl atuou como um ácido porque doou um próton (um átomo de hidrogênio que pode transferir-se como núcleo) para a amônia, formando o cátion amônio (NH4+).

Porém, essa teoria também possui as suas limitações. Entre elas, está o fato de que ela necessita da presença do hidrogênio. Por isso, surgiu a próxima teoria ácido-base.

* Teoria ácido-base de Lewis ou teoria eletrônica:

Essa teoria de Gilbert Newton Lewis foi criada em 1923 junto à teoria protônica de Brønsted-Lowry. Ela diz o seguinte:

* Ácido é toda espécie química que aceita receber um par de elétrons.

* Base é toda espécie química capaz de oferecer um par de elétrons.

Exemplo: Reação entre amônia e o trifluoreto de boro:

Observe que a amônia possui um par de elétrons que é capaz de fornecer e é exatamente por isso que ela também atua como uma base de Brønsted-Lowry, pois ela pode compartilhar esse par de elétrons com um íon H+, recebendo, portanto, esse próton.

Toda base de Lewis é também uma base de Brønsted-Lowry. No entanto, nem todo ácido de Lewis é necessariamente um ácido de Brønsted-Lowry. No exemplo abaixo, temos um ácido de Lewis e de Brønsted-Lowry, e uma base de Lewis e de Brønsted-Lowry:

Veja que o C do CO2 atua como um ácido de Lewis porque recebe o par de elétrons do oxigênio da água, que, por sua vez, atua como a base de Lewis. Mas ela também doa um próton (H+), sendo uma base de Brønsted-Lowry, e o O do CO2 recebe esse próton, sendo também um ácido de Brønsted.

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química

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