Teoria de Brönsted

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<p>Teoria de Brönsted-Lowry:</p><p>De forma independente, dois químicos, o dinamarquês Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) e o inglês Thomas Martin Lowry (1874-1936), propuseram no mesmo ano uma teoria sobre o conceito de ácidos e bases. A teoria anteriormente reconhecida, a teoria de Arrhenius, apesar de bem útil, era limitada a soluções aquosas; já a que eles criaram era mais abrangente.</p><p>A grande vantagem da teoria dos ácidos e bases de Brönsted - Lowry está na abordagem do meio em que estão presentes estas substâncias. Enquanto a teoria clássica ficou restrita a meios aquosos, onde ácidos liberam iõess hidrogênio e bases liberam hidroxila, esta foi mais além, mostrando que o protão de hidrogênio é o responsável pelo carácter ácido-básico. Tendo em vista que provou ser uma teoria que se adapta a qualquer solvente prótico enquando nesta categoria espécies químicas (substância, molécula ou ião) que até então a teoria clássica foi insuficiente para explicar.</p><p>Segundo os cientistas, J.N. Brönsted na Dinamarca e T.M. Lowry na Inglaterra, no ano de 1923 de maneira independente introduziram o conceito de ácido-base, enunciando em sua teoria que:</p><p>· Ácido é toda espécie química doadora de protões H+.</p><p>· Base é toda espécie química receptora de protõess H+.</p><p>De acordo com essa definição, é evidente, que ambos coexistam na forma de par conjugado ácido-base, ou seja, obrigatoriamente a base recebe o protão doado pelo ácido, caso contrário não se aplica a teoria. É importante ainda salientar que algumas espécies podem comportar-se como ácido ou base sendo chamada de anfótero, esse comportamento é observado em função do tamanho minúsculo do ião que por estar no centro de um campo elétrico tem uma afinidade maior com moléculas, que não tem seus electrões compartilhados. A equação genérica expressa de maneira conveniente o fundamento da teoria:</p><p>Esta equação mostra que a Base2 é uma receptora de protõess doados pelo Ácido1, confirmando assim a existência de um par conjugado, esta também pode ser considerada uma equação de neutralização ou protólise dos ácidos e bases.</p><p>O cloreto de hidrogênio, não é condutor de corrente eléctrica, portanto é um composto covalente, em razão de sua reacção com água observa-se a formação de iões exactamente como a reacção acima mostra. Simplificando, o HCl funciona como um ácido doando seu protão para água que comporta-se como base recebendo o mesmo, e liberando Cl- que é a base conjugada do HCl e água por sua vez recebe o protão formando o H3O+.</p><p>Ainda através desta reacção é possível observar a força de um ácido, que nada mais é do que a sua capacidade de conduzir corrente, em função de sua protólise, sendo na verdade o responsável pela condução de corrente, carácter ácido e base somente o protão.</p><p>Concluindo uma reacção de protólise ou neutralização é simplesmente a ligação entre H+ e OH-, formando água, isto representa um método seguro para equilibrar equações de neutralização.</p><p>Exemplo:</p><p>HCl + H2O  →  H3O++ Cl-</p><p>ácido   base</p><p>Reação inversa:</p><p>H3O++ Cl- →  HCl + H2O</p><p>ácido    base</p><p>Nesta reação inversa, o ião hidrônio (H3O+) dou um protão para o ião cloreto (Cl-), assim o hidrônio é o ácido e o cloreto é a base de Brönsted. Forma-se o par ácido-base conjugado: HCl e Cl-; e um segundo par conjugado ácido-base : H2O e H3O+. Chama-se de par conjugado, porque em ambos os casos, um doa o protão e se transforma no outro: o HCl doa o protão e se transforma em Cl- e o H3O+ doa o protão e se transforma em H2O.</p><p>Neste caso, o cloreto de hidrogênio atua como um ácido de Brönsted e a água como uma base de Brönsted, pois, quando gasoso, o cloreto de hidrogênio permanece intacto, mas quando dissolvido em água, o átomo de hidrogênio forma uma ponte de hidrogênio com o átomo de oxigênio de uma molécula de água e, desta forma, um protão (H+) migra para a molécula de água, que atua como a base porque recebeu o protão</p><p>Em resumo tem-se:</p><p>Pares conjugados da reacção HCl + H2O  →  H3O++ Cl- são: HCl/Cl-//H2O/H3O.</p><p>Diferentemente da teoria de Arrhenius, na de Brönsted-Lowry um ácido pode atuar como uma base, o conceito de ácido e base é relativo: dependem da espécie química com a qual a substância está reagindo para saber se ela é acida ou básica.</p><p>Por exemplo, no caso acima, a água foi a base, mas se ela estiver reagindo com a amônia, ela se comportará como o ácido, pois será protonada pela água, conforme a reação abaixo mostra:</p><p>NH3 + H2O  → NH4+ + OH-</p><p>base   ácido</p><p>Pares conjugados: NH3/NH4+// H2O/OH-</p><p>Quando uma substância se comporta assim como a água, podendo ser ácido ou base, ela é chamada de anfótera.</p><p>Exercicios</p><p>1. Diferencie ácido das bases na visão de Bronsted-Lowry</p><p>2. Identique ácido e base nas seguintes equações de reacções químicas em solução aquosa</p><p>a) HBr(g) + NH3(aq) → NH4+(aq) + Br–(aq)</p><p>b) NH3(g) + CH3–(g) → CH4(g) + NH2–(g)</p><p>c) HNO2 + H2O → NO2– + H3O+</p><p>d) NH3 + H2O → NH4+ + OH–</p><p>TPC</p><p>1. Identique ácido e base nas seguintes equações de reacções químicas em solução aquosa</p><p>a) O2– + H2O → OH– + OH–</p><p>b) H2CO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + HCO3–(aq)</p><p>c) HCO3–(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + CO32–(aq)</p><p>2. Defina ácido e base na visão de Arrhenius e Lewis.</p><p>Os ácidos, segundo a definição do químico sueco Svante Arrhenius, são substâncias que, em água, sofrem o fenômeno químico denominado de ionização, em que há a produção de um catião hidrónio (H3O+) e de um anião qualquer (X-). A equação abaixo representa esse fenómeno:</p><p>HX + H2O → H3O+ + X-</p><p>Os ácidos diferem-se entre si na capacidade de ceder os protões (H+) à água em solução aquosa.</p><p>A capacidade que um ácido apresenta de sofrer ionização é chamada de força dos ácidos. Assim, a força dos ácidos é a medida da quantidade de iões hidrónio e aniões que eles produzem em água.</p><p>Em relação à força, os ácidos podem ser classificados de três diferentes formas:</p><p>Ácidos fortes: quando sofrem ionização, conseguem produzir uma grande quantidade de iões hidrónio e aniões. exemplos: HCl, HBr, HI, H2SO4, H4P2O7, HClO4 e HNO3, etc.</p><p>Ácidos moderados: são ácidos que se ionizam mais que os fracos e menos que os fortes. Exemplos: HF, H3PO4, HClO2, HNO2, H2CO3, etc.</p><p>Ácidos fracos: quando sofrem ionização, produzem uma pequena quantidade de iões hidrónio e aniões. exemplos:  H3BO3, HbrO, HCN, etc.</p><p>Note que, a classificação dos ácidos que apresentam oxigênio na sua composição quimica (oxiácidos), em fortes, moderados ou fracos, pode ser feita, subtraindo a quantidade de oxig^enio pela quantidade de hidrogênio, isto é:</p><p>· Fortes: Quando o resultado da subtração for igual ou superior a 2. Veja alguns exemplos:</p><p>— H2SO4 (ácido sulfúrico)→ 4 - 2 = 2</p><p>— H4P2O7 (ácido pirofosfórico) → 7 - 4 = 3</p><p>· Moderado: Quando o resultado da subtração for 1. Veja alguns exemplos:</p><p>— H3PO4 (ácido fosfórico) → 4 - 3 = 1</p><p>— HClO2 (ácido cloroso) → 2 - 1 = 1</p><p>· Fraco: Quando o resultado da subtração for 0. Veja alguns exemplos:</p><p>— H3BO3 (ácido bórico)→ 3 - 3 = 0</p><p>— HBrO (ácido hipobromoso)→ 1 - 1 = 0</p><p>A força das bases</p><p>A força das bases é uma forma de classificação que estuda a capacidade da base em liberar iões, na forma de catiões e aniões, ao sofrer o fenômeno da dissociação, quando dissolvida em água ou ao sofrer fusão.</p><p>Representação da equação de dissociação de uma base.</p><p>Com relação à força, as bases podem ser classificadas em:</p><p>Bases fracas: são aquelas que liberam poucos iõess quando estão dissolvidas em água ou fundidas.</p><p>Exemplos: Bases fracas: O hidróxido de amônio (NH4OH) e as bases dos demais metais (das famílias 13, 14 e 15).</p><p>Bases fortes: são aquelas que liberam muitos iões quando estão dissolvidas em água ou fundidas.</p><p>Exemplos: Bases fortes: Bases dos metais alcalinos (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) e de alguns metais alcalinoterrosos (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2). O Mg(OH)2 é uma exceção, sendo uma base fraca.</p><p>Constante de acidez Ka e de basicidade Kb</p><p>A expressão do equilíbrio de um ácido ou uma base pode ser descrita com uma constante de equilíbrio.</p><p>Para os ácidos, tem-se</p><p>no geral:</p><p>Onde: Ka: constante de ionização do ácido, [H3O+] é a concentração em mol/L do ião hidrónio, [A-] a concentração em mol/L da base conjugada, no caso do ácido acético, o ião acetato, e [HA] é a concentração em mol/L do ácido.</p><p>Para o ácido acético tem-se:</p><p>Para as bases, tem-se no geral:</p><p>Para as bases, Kb é a constante de dissociação, [BH+] é a concentração em mol/L do íon formado a partir do recebimento do próton (H+), [OH-] a concentração em mol/L da base conjugada, no caso da água, o íon OH-, e [B] é a concentração em mol/L da base.</p><p>O estudo do equilíbrio ácido-base permite, entre outras coisas, prever a força dos ácidos e bases, ou seja, a capacidade que um tem de doar protão e outro de receber.</p><p>O valores do Ka e de Kb obtidos a partir do cálculo nas expressões anteriores podem contribuir para verificar se um ácido ou uma base são considerados fortes ou fracos.</p><p>Assim:</p><p>Se Ka for maior ou igual a 1, diz-se que o ácido é forte, caso contrário, ele é fraco.</p><p>Se Kb for maior que 1, diz-se que a base é forte, caso contrário, a base é fraca.</p><p>EXERCÍCIO 1: Escreva a fórmula para a base conjugada de cada ácido. a) H2SO4 b) H3BO3 c) HI d) H3O+ e) NH4 + f) HPO4 2</p><p>EXERCÍCIO 2: Escreva a fórmula para o ácido conjugado de cada base. a) OHb) HSc) NH3 d) C6H5Oe) CO3 2- f) HCO3</p><p>image1.jpeg</p><p>image2.jpeg</p><p>image3.jpeg</p><p>image4.jpeg</p><p>image5.gif</p><p>image6.gif</p><p>image7.gif</p>