Teoria ácido-base de Bronsted-Lowry e a tabela periódica

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Química Inorgânica 
 
 
 
TEORIA ÁCIDO-BASE DE BRÖNSTED-LOWRY E A 
TABELA PERIÓDICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Sumário 
 
Introdução .................................................................................................................................... 2 
 
Objetivos ....................................................................................................................................... 2 
 
1. Teoria ácido-base de Brönsted-Lowry e a tabela periódica ........................................... 2 
1.1. Definição de ácido e base de Brönsted-Lowry ............................................................ 2 
1.2. Características dos ácidos de Brönsted....................................................................... 3 
1.3. Força relativa dos ácidos e bases de Brönsted ........................................................... 4 
 
Exercícios ...................................................................................................................................... 6 
 
Gabarito ........................................................................................................................................ 6 
 
Resumo ......................................................................................................................................... 7 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Introdução 
Vimos na apostila evolução histórica dos modelos ácido-base como os 
conceitos de ácido-base surgiram e foram modificados ao longo da história. 
Começamos nosso estudo conhecendo o conceito de ácidos e bases 
formulado por Svante Arrhenius, passando agora por Brönsted-Lowry. A principal 
diferença entre eles é que a definição dos compostos químicos não está mais restrita 
ao meio aquoso de reação. 
Como estes conceitos se expandiram em presença de outros solventes? E 
quais suas novas aplicabilidades? 
Como acontece o processo de neutralização dos ácidos e bases de Bronted-
Lowry e como se mede sua força? 
Nesta apostila, iremos aprender um pouco mais sobre a teoria ácido-base de 
Brönsted-Lowry e como este conceito se relaciona com a tabela periódica. 
Objetivos 
• Estudar o conceito de ácido e base a partir da definição de Brönsted-Lowry, 
• Conhecer o comportamento da acidez de Brönsted-Lowry em relação ao 
posicionamento dos elementos na tabela periódica. 
 
1. Teoria ácido-base de Brönsted-Lowry e a tabela 
periódica 
1.1. Definição de ácido e base de Brönsted-Lowry 
Esta teoria é baseada nos estudos dos químicos Johannes Nicolaus 
Brönstede Thomas Martin Lowry. Em 1923, Johannes Brönsted, na Dinamarca, e 
Thomas Lowry, na Inglaterra, propuseram que o aspecto fundamental de uma 
reação ácido-base é a transferência de um íon hidrogênio, H+, de uma espécie para 
outra. No contexto dessa definição, um íon hidrogênio é frequentemente chamado 
de próton. Eles sugeriram que qualquer substância que atuasse como um doador de 
próton deveria ser classificada como um ácido e qualquer substância que atuasse 
como um receptor de próton deveria ser classificada como uma base. 
 
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Desta forma, eles definiram ácido e base na ausência de água, o que não é 
explicado pela Teoria de Arrhenius. A teoria é baseada em doar ou receber 1 próton. 
Assim: 
Ácido de Brönsted-Lowry – é toda a espécie química que doa 1 próton. 
Base de Brönsted-Lowry – é toda a espécie química que recebe 1 próton. 
Exemplo: 
 
Neste caso, o HCl doa 1 próton para a amônia (NH3). Na reação reversa, o NH4+ 
é quem doa 1 próton para o íon Cl-. 
As definições não se referem ao ambiente no qual a transferência de próton 
ocorre, de forma que elas podem ser aplicadas ao comportamento de transferência 
do próton em qualquer solvente e mesmo na ausência deste. 
A transferência de próton entre ácidos e bases é rápida em ambas as 
direções. Assim, os equilíbrios dinâmicos fornecem uma melhor descrição do 
comportamento do ácido HF e da base NH3 em água do que apenas uma reação 
direta. 
 
IMPORTANTE! 
 
 
 
1.2. Características dos ácidos de Brönsted 
A acidez dos compostos sofre influência do elemento que o compõe, de 
acordo com seu lugar na tabela periódica figura seguinte. 
A característica central da reação química ácido-base 
de Brönsted em solução aquosa é que o equilíbrio da 
reação de transferência de próton é rapidamente 
atingido. 
 
 
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01 
Características dos elementos na tabela periódica 
 
CAI NA PROVA! 
 
 
 
 
 
1.3. Força relativa dos ácidos e bases de Brönsted 
Segundo Brönsted-Lowry, o processo de neutralização, é aquele em que 
ocorre uma transferência de prótons entre dois pares ácido/base conjugados. 
As reações, ocorrem na direção da formação das espécies mais fracas. Em 
cada par conjugado, o ácido mais forte e a base mais forte reagem para formar o 
ácido e a base mais fracos. 
 
Observe que na tabela acima um ácido H-A é mais forte 
na medida em que a eletronegatividade de seu 
elemento A cresce. 
Quanto maior o tamanho da molécula, maior a 
estabilidade de cargas positivas e negativas. Da mesma 
forma a acidez também aumenta na mesma proporção. 
A conclusão é que o tamanho determina a acidez em 
uma família. 
 
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 Tabela de força relativa de ácidos e bases de Brönsted. 
 
Ao observar a posição dos ácidos HClO4, H2SO4, HCl e HNO3 na Tabela, 
verificamos que eles estão acima do íon H3O+ e que têm maior tendência em doar 
prótons do que o íon H3O+. 
Em solução aquosa, o íon H3O+ é o ácido mais forte que pode existir. 
Paralelamente, qualquer base mais forte do que o OH- reage completamente com a 
água, formando OH-. Portanto, em solução aquosa, o íon OH- é a base mais forte que 
pode existir. 
Como em solução aquosa HClO4, H2SO4, HCl e HNO3 estão totalmente 
ionizados, podemos dizer que são todos igualmente fortes, e que o solvente, que no 
caso é a água, exerce um efeito nivelador sobre suas forças. Como o ácido acético 
pode distinguir as forças destes ácidos, ele é chamado de solvente diferenciador. 
HClO4 H2SO4HCl HNO3 
 
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Exercícios 
1) (FGV SP, 2018) A amônia é um composto muito versátil, pois seu 
comportamento químico possibilita seu emprego em várias reações químicas 
em diversos mecanismos reacionais, como em: 
I- HBr(g) + NH3(aq) → NH4+(aq) + Br–(aq) 
II- NH3(g) + CH3–(g) → CH4(g) + NH2–(g) 
 
De acordo com o conceito ácido-base de Lewis, em I a amônia é classificada 
como _______. De acordo com o conceito ácido-base de Brösnted-Lowry, a 
amônia é classificada em I e II, respectivamente, como _______ e _______. 
 
Assinale a alternativa que preenche, correta e respectivamente, as lacunas. 
a) base … ácido … base 
b) base … base … ácido 
c) base … ácido… ácido 
d) ácido … ácido … base 
e) ácido … base … base 
 
2) (AUTORA, 2019) Justificando as tendências na força dos hidrácidos. Explique 
a seguinte ordem de acidez: 
 
[Fe(OH2)6]2+ < [Fe(OH2)6]3+ < [Al(OH2)6]3+ ≈ [Hg(OH2)]2+. 
 
3) (AUTORA, 2019) Escrever a equação da reação que ocorre quando se dissolve 
cianeto de hidrogênio em água. Indicar quais espécies químicas são ácidos de 
Brönsted e quais são bases de Brönsted. 
Gabarito 
1. Letra b). A amônia é considerada uma base de Lewis por apresentar elétrons 
livres, pois o N é da família VA (tem cinco elétrons) e utiliza três elétrons nas 
ligações com os hidrogênios, sobrando assim dois elétrons. 
 
Fórmula estrutural da amônia 
 
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Já segundo a teoria de Brönsted-Lowry, na equação I, a amônia é uma base 
porquerecebe um H para tornar-se um NH4+; mas, na equação II, ela é um 
ácido porque doa um H+ e transforma-se em NH2–. 
 
2. Precisamos considerar a densidade de carga no centro metálico e seus efeitos 
na facilidade com que os ligantes H2O poderão ser desprotonados. O ácido 
mais fraco é o complexo de Fe2+ devido ao seu raio iônico relativamente 
grande e a sua pequena carga. O aumento da carga para +3 aumenta a força 
ácida. A maior acidez do Al3+ pode ser explicada pelo seu menor raio. O íon 
anômalo nessa série é o complexo de Hg2+. Para esse complexo, o modelo 
iônico falha, uma vez que neste caso há́ uma grande transferência de carga 
positiva para o oxigênio como consequência da ligação covalente. 
 
3. Seja a reação de ionização do HCN: HCN + H2O →H3O+ + CN- 
Ácidos de Brönsted: HCN e H3O+ 
Bases de Brönsted: H2O e CN- 
Resumo 
Com esta apostila ficamos conhecendo um pouco sobre o surgimento e 
desenvolvimento do conceito de ácidos e bases. Este conceito evoluiu ao longo do 
tempo começando de Svante Arrhenius, passando por Brönsted-Lowry até o 
conceito formulado por Lewis. O conceito de Arrhenius estava restrito à água, 
enquanto os demais cientistas expandiram o conceito para reações em presença de 
outros solventes. 
A posição dos elementos na tabela periódica determina a força dos ácidos, 
sendo que a acidez aumenta à medida que a eletronegatividade aumenta. A carga 
positiva ou negativa é estabilizada quando é distribuída por um volume maior. 
Descendo na família da tabela periódica, a acidez de H-A aumenta à medida que o 
tamanho de A aumenta. 
Portanto, o tamanho, e não a eletronegatividade, determina a acidez em uma 
família. 
 
 
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Referências bibliográficas 
WELLER, Mark. Química orgânica. Porto Alegre: Bookman, 2017. 
Referências imagéticas 
FIGURA 1. WIKIPÉDIA. Disponível em: < https://tinycards.duolingo.com/decks/3KmrW3YG/tabela-periodica-dos-
elementos>. Acesso em: 13 abr 2019, às 16h59m. 
FIGURA 2. UFMG. Adaptado. Disponível em: <ttps://tinycards.duolingo.com/decks/3KmrW3YG/tabela-periodica-
dos-elementos>. Acesso em: 13 abr 2019, às 16h59m.