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Teorias ácido-base de Arrhenius, de Brønsted-Lowry e de Lewis

Por: Jennifer Rocha Vargas Fogaça Ácidos e bases são as substâncias mais utilizadas em laboratórios

Ácidos e bases são as substâncias mais utilizadas em laboratórios

Os ácidos e as bases são compostos químicos já conhecidos há muito tempo. O termo “ácido” já era empregado desde a Antiguidade, enquanto o termo “álcali” data da Idade Média e “base” é usado desde o século XVIII. Além disso, os ácidos e as bases são as substâncias mais comuns em laboratórios e em nosso cotidiano; até mesmo os equilíbrios entre os ácidos, as bases e a água nas células vegetais e animais são vitais para a sobrevivência desses organismos.

Tendo em vista esses fatores, tornou-se necessário criar uma teoria ácido-base, isto é, teorias que procuram explicar o comportamento dos ácidos e das bases baseando-se em algum princípio mais geral.

Ao longo do tempo várias teorias ácido-base foram criadas, mas três delas, criadas no século XX, recebem especial atenção nos estudos químicos, que são as teorias de Arrhenius, protônica ou de Brønsted-Lowry e eletrônica ou de Lewis.

Vejamos cada uma delas:

  • Teoria ácido-base de Arrhenius:

O químico sueco Svante August Arrhenius propôs em 1887 a sua teoria de dissociação iônica, que levou ao conceito de ácido, base e sal. Ele trabalhou com diversas soluções e descobriu que as que eram eletrolíticas (conduziam corrente elétrica) faziam isso porque havia espécies químicas transportadoras de cargas, que eram os íons. Já as soluções não eletrolíticas não produziam íons em meio aquoso.

Svante August Arrhenius

Arrhenius conseguiu identificar os íons presentes nas soluções eletrolíticas e isso o levou ao desenvolvimento de sua teoria ácido-base, que dizia o seguinte:

Conceito de ácido de Arrhenius

Exemplos:

Ácido     Água       Cátion      Ânion

HC?(g) + H2O(?)H3O+(aq) + C?-(aq)

HCN(g) + H2O(?)H3O+(aq) + CN-(aq)

H2SO3(g) + 2 H2O(?)2 H3O+(aq) + SO32-(aq)

H3PO4(s) + 3 H2O(?)3 H3O+(aq) + PO43-(aq)

Observação: Pode-se dizer também que o cátion liberado pelos ácidos é o hidrogênio, H+:

Ácidos de Arrhenius liberam somente o cátion hidrogênio

Conceito de base de Arrhenius

Exemplos:

Bases de Arrhenius liberam somente o ânion hidroxila

Para Arrhenius, a neutralização seria a reação entre esses dois íons, o cátion hidrogênio liberado por um ácido e o ânion hidroxila liberado por uma base:

H+(aq) + OH(aq) → H2O(l)

A teoria de Arrhenius ajudou a explicar um grande número de fenômenos e até hoje é usada em diversos casos. Porém, ela apresentava uma série de limitações, veja algumas:

- Limitações da Teoria de Arrhenius:

1- É restrita a soluções aquosas. Não é possível aplicá-la em sistemas sólidos. Além disso, muitas reações orgânicas ocorrem com outros solventes diferentes da água;

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2- Existem outros solventes diferentes da água que podem ionizar ácidos e dissociar bases;

3- Não permite prever o caráter ácido de espécies químicas que não possuem o hidrogênio e o caráter básico de espécies que não possuem a hidroxila.

  • Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry;

Essa teoria, também chamada de Teoria Protônica, foi criada em 1923 de forma independente por Johannes Nicolaus Brønsted, da Dinamarca, e por Martin Lowry, da Inglaterra.

Imagens dos cientistas Brønsted e Lowry
 

Segundo essa teoria, temos:

Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry

Veja um exemplo:

A amônia reage com o ácido clorídrico, recebendo um próton (H+) e formando o íon amônio e o íon cloreto:

  NH3 +  HC? →       NH4+ +   C?-
base      ácido         ácido      base
forte      forte          fraco      fraca

Essa teoria é bastante utilizada e atual, além de resolver o problema da limitação da teoria de Arrhenius, porque ela não precisava que houvesse a presença de água. No entanto, ainda assim, ela também apresenta uma limitação: depende da presença de hidrogênio.

  • Teoria ácido-base de Lewis;

Outra teoria ácido-base foi proposta no mesmo ano, 1923, por Gilbert Lewis. Também conhecida por Teoria Eletrônica, ela elimina todas as limitações mencionadas anteriormente, abrangendo qualquer espécie química.

Segundo Lewis:

Teoria ácido-base de Lewis

Exemplo: A amônia possui um par de elétrons isolado e, por isso, atua como uma base, pois pode doar esses elétrons para um ácido de Lewis e estabelecer uma ligação covalente, conforme mostrado na reação abaixo:

           H         F                                                   H    F                      
            ?         ?                                                    ?   ?
     H ? N:  +   B  ? F                               →    H ? N : B  ? F
            ?         ?                                                    ?   ?
            H         F                                                   H     F                      
      amônia      trifluoreto de boro         composto neutro
base de Lewis     ácido de Lewis            formado pelo
fornece o par        recebe o par            compartilhamento
   de elétrons      de elétrons                 de elétrons





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