Ácidos e Bases

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CONCEITO DE ARRHENIUS (1884) 
- Substâncias ácidas: aquelas que em solução 
aquosa dissociam-se em íons de hidrogênio (H+) 
- Substâncias básicas: aquelas que em solução 
aquosa dissociam-se em íons hidroxilas (OH-) 
 
 
CONCEITO DE BRONSTED-LOWRY (1923) 
 Ácido é definido como um doador de 
próton e base como um receptor de próton 
- Esta definição tem uma importante implicação: 
uma substância não pode atuar como ácido sem a 
presença de uma base para aceitar o próton, e vice-
versa 
- Para todos os ácidos e base fracos, devemos 
considerar a reação inversa 
 
Conceito de ácido – base conjugado 
Base + Ácido  Ácido conjugado + Base 
conjugada 
 
 
 
Água vai liberar um H+ para a amônia  íons 
amônio 
 
Ácido + Base  Base conjugada + Ácido 
conjugado 
 
Íon amônio vai liberar um H+ para a água 
 
Todo ácido de Bronsted tem base conjugada, e 
toda a base de Bronsted tem ácido conjugado 
 
 
 
H3O+ = íon hidrônio 
 
CONCEITO DE LEWIS (1923) 
- O conceito de Bronsted-Lowry de ácidos e bases 
enfatiza a transferência de um próton entre as 
espécies. Porém, essa teoria falha ao tentar 
explicar reações entre substâncias onde não são 
transferidos prótons 
- Essa deficiência foi remediada por um conceito 
mais amplo de acidez e basicidade introduzido por 
Lewis (o mesmo das estruturas) 
ÁCIDO DE LEWIS: é uma substância que atua 
como um receptor de par ou pares de elétrons A 
BASE DE LEWIS: é uma substância que atua 
como um doador de par ou pares de elétrons B 
 
 
QUEM SÃO? 
ÁCIDOS DE LEWIS BASE DE LEWIS 
Prótons H+ 
Todo ácido de 
Bronsted-Lowry exibe 
acidez de Lewis 
Toda base de 
Bronsted-Lowry exibe 
basicidade de Lewis 
(pois um receptor de 
H+ é também um 
doador de par de 
elétrons) 
Cátions: M^n+ Ânions: Cl-, Br-, O^2- 
Espécies deficientes 
em elétrons: 
compostos de B, Al e 
restante do grupo 13 
Íons ou moléculas 
com pares de elétrons 
isolados ()H2, NH3, 
CO, CN) 
Espécies com carga 
positiva e espécies que 
podem expandir o 
octeto: BrF2^+, PF5 
 
Espécies com elétrons 
π: etileno e benzeno 
 
 
 
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS: compostos 
deficientes em elétrons 
BF3 
 
 
 
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS: compostos de 
coordenação 
 
 
 
 
- Uma molécula ou íon com o octeto completo pode 
se rearranjar para receber um par de elétrons 
 
 
Um orbital do átomo de Carbono fica vazio para 
acomodar o par de elétron recebido, pela remoção 
do elétron πC-O 
 
 
Uma molécula ou íon pode expandir seu octeto 
para receber um par de elétrons 
 
 
 
 
Uma molécula pode utilizar 
de seus orbitais moleculares 
antiligantes vazios para 
receber um par de elétrons 
- Representação por orbitais 
moleculares da interação do 
orbital responsável pela 
formação de um complexo 
entre um ácido de Lewis A e 
uma base de Lewis B 
 
ÁCIDOS E BASES DE 
LEWIS: compostos sem 
deficiência em elétrons 
Br2: X2 tem um orbital 
2σu ou 4σ vazio que 
pode aceitar um par de 
elétrons de solventes 
como acetona, etanol, 
formando um complexo 
1:1 
 
 
CARACTERÍSTICAS DOS ÁCIDOS E BASES 
DE LEWIS DE ACORDO COM O GRUPO DA 
TABELA PERIÓDICA: matais alcalinos, 
alcalinos terrosos, transição são ácidos de Lewis 
- Cátions, receptores de elétrons 
 
ÁCIDOS DO GRUPO DO BORO (GRUPO 13) 
 Os haletos B e de Al são ácidos de Lewis 
mais conhecidos 
 As moléculas planares BX3 e AlX3 têm 
octetos incompletos e o orbital p 
perpendicular ao plano pode aceitar um par 
de elétrons da base de Lewis: 
 
 Ordem inversa do esperado considerando 
as características de eletronegatividade – 
interação π remove parcialmente a 
deficiência de elétrons do orbital p vazio do 
B 
 
GRUPO DO CARBONO (SILÍCIO E DE 
ESTANHO – GRUPO 14) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GRUPO DO NITROGÊNIO E OXIGÊNIO 
(GRUPO 15 E 16) 
 
 
 
GRUPO DOS HALOGÊNIOS: 
- Podem ser ácidos e bases 
- Ácidos porque possuem orbital anti-ligantes 
vazio de baixa energia 
 
X2 tem um orbital 2σ ou 4σ vazio que pode aceitar 
um par de elétrons de solventes como acetona, 
etanol formando um complexo 1:1 
 
O orbital onde e- origina na transição é 
predominantemente e orbital do par isolado da 
base (cetona). O orbital para o qual a transição 
ocorre é o LUMO do ácido (Br2). Assim a 
transição transfere um e- da base para o ácido e é 
chamada de uma transição de transferência de 
carga 
 
 
 
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS 
Tipos de reações fundamentais 
 
Reações ácido-base 
 
 
Reações de Troca: reações importantes na 
substituição de ligantes em complexos 
 
 
Reações de Metatese ou Dupla troca 
 
 
 
DUROS E MOLES: são identificados pela 
tendência nas estabilidades nos complexos que 
formam: 
 
 
 
DUREZA E MOLEZA: 
 Princípio de Pearson (regra empírica): 
ácidos duros preferem se ligar ou 
coordenar-se a bases duras. Ácidos moles 
preferem se ligar ou coordenar-se a bases 
moles 
 
- Ácidos/Bases duros: espécies pequenas e pouco 
polarizáveis, alta densidade de carga 
- Ácidos/Bases moles: espécies grandes e muito 
polarizáveis, baixa densidade de cargas 
 
Ácidos duros preferem ligar-se a bases duras 
Ácidos moles preferem-se ligar-se a bases moles 
 
 
 
 
TEORIA SOBRE DUREZA E MOLEZA: 
 Observações de Pearson são qualitativas na 
previsão da estabilidade 
 Uma explicação simples para interações 
DURO-DURO seria considerar esta como 
sendo principalmente eletrostática ou 
iônica 
 A maioria dos ácidos e bases tipicamente 
duros são aqueles que formam ligações 
iônicas como Li+, Na+, K+ com F- e OH- 
 A estabilidade MOLE-MOLE pode ser 
explicada pelo caráter covalente da ligação 
Ag+, Hg+ com Cl- e S^2- 
 Por exemplo, cloreto de prata coloidal 
(AgCl) é um composto com elevado caráter 
covalente 
 
DURO-DURO: diferença grande entre 
HOMO-base e LUMO-ácido, não ocorre 
interação 
 Interação iônica: Lumo-ácido e Homo-base 
 diferença grande 
 
MOLE-MOLE: diferença pequena entre 
HOMO-base e LUMO-ácido ocorre interação 
 Interação covalente: Lumo-ácido e Homo-
base  diferença pequena 
 
 
RESUMO DAS TEORIAS ÁCIDO-BASE 
ARRHENIUS, BRONSTED-LOWRY, 
LEWIS 
 Todas definem o termo ácido como 
qualquer espécie química que: 
1. Reage com base 
2. Como doador de espécies positivas 
(o íon hidrogênio ou cátion) 
3. Receptor de espécies negativas (um 
par de elétrons, ânions) 
 Uma base é definida como qualquer espécie 
química que: 
1. Reage com ácidos 
2. Doadora de espécies negativas (par 
de elétrons, ânions) 
3. Receptora de espécies positivas (um 
íon H+, cátion) 
 
 Podemos generalizar todas as definições 
considerando a acidez como sendo um 
caráter positivo de uma espécie química 
que é diminuído pela reação com uma base, 
similarmente basicidade é o caráter 
negativo de uma espécie que é diminuído 
pela reação com um ácido 
 
 
EXERCÍCIOS: 
Classifique as espécies nas reações abaixo com 
ácido e base de Bronsted-Lowry e mostre seu 
ácido e base conjugado 
 
 
 
 
 
De acordo com o critério de Lewis de acidez e 
basicidade abaixo podem ser classificados 
como: