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Ácidos e bases 1. Definição de Arrhenius: Svante Arrhenius, em 1884, foi o primeiro químico a elaborar uma visão coerente de soluções eletrolíticas que daria uma explicação satisfatória do comportamento ácido-base. 1.1- Ácido: Arrhenius definiu ácidos como uma substância contendo hidrogênio que produz íon hidrogênio (H+) em uma solução aquosa. HCl(aq) -> H+(aq) + Cl- (aq) 1.2- Base: Arrhenius definiu base como uma substância que produz o íon hidroxila (OH-) em solução aquosa. NaOH(aq) -> Na+(aq) OH-(aq) 1.3- Neutralização: A Neutralização foi descrita por Arrhenius como a combinação desses dois íons para formar água: H+(aq) + OH -> H2O Falhas nessa teoria: - Como explicar um comportamento ácido ou alcalino em uma solução não aquosa? - Como é que algumas substâncias que não têm átomos de H na sua composição originam soluções ácidas (já que não podem formar íons H+), e substâncias sem os íons hidróxido, HO-, originam soluções básicas (NH3, por exemplo). 2. Definição de Bronsted-Lowry: Em 1923, o dinamarquês, Bronsted, e o britânico, Lowry, separadamente criaram uma nova teoria para definir ácidos-bases muito mais útil que a de Arrhenius. Essa nova teoria ficou conhecida como Protônica. Para a dupla a reação ácido-base é uma reação de transferência de próton. O HCl é um ácido em solução aquosa, definido por Arrhenius, mas ele também é um ácido em qualquer outro solvente, seguindo a definição de Bronsted-Lowry ele doa um próton. De acordo com essa definição a água pode reagir como um ácido (formando sua base conjugada OH-) quer como base (para formar um ácido conjugado H3O+). Para a dupla a força de um ácido está relacionado a tendência pra doar um próton, já a força da base está relacionado a tendência de receber prótons. 2.1- Ácidos: http://www.fisicaequimica.net/atomo/atomo.htm http://www.fisicaequimica.net/substancias/iao.htm É uma espécie que tende a doar um próton, H+. 2.2- Base: É uma espécie que tende a receber um próton, H+. HCl + H2O -> H3O+ + Cl- Ácido1 + Base2 -> Ácido2 + Base2 3. Definição de Lewis: Em 1923, o químico americano Lewis sugeriu uma nova definição de ácido-base. Toda reação ácido-base de Lewis consiste na formação de uma ligação covalente coordenada. Os termos ácido de Lewis e base de Lewis são normalmente usados quando é adotado o ponto de vista mais amplo. 3.1- Ácidos: É uma espécie com um orbital vazio capaz de receber um par de elétrons. Em resumo, ácido é um receptor de par de elétrons. 3.2- Base: É uma espécie que pode doar um par de elétrons para formar ligação covalente coordenada. Em resumo, base é um doador de par de elétrons. A reação abaixo é um exemplo de formação de íon complexo e não poderia ser classificada como uma reação de ácido-base segundo Bronsted-Lowry (ou a de Arrhenius). A definição de Lewis tem muitas aplicações devido à sai grande generalidade. Muitas substâncias que não satisfazem os critérios de Arrhenius ou Bronsted-Lowry são classificadas de maneira lógica como ácido ou base de Lewis.
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