Teorias de Teoria de Ácidos e Bases de Lewis, Brönsted-Lowry e Arrhenius

O teorias de ácidos e bases partem do conceito dado por Antoine Lavoisier em 1776, que tinha conhecimento limitado de ácidos fortes, entre os quais o nítrico e o sulfúrico. Lavoisier alegou que a acidez de uma substância dependia de quanto oxigênio continha, uma vez que não conhecia as composições reais de halogenetos de hidrogênio e outros ácidos fortes.

Esta teoria foi tomada como a verdadeira definição de ácido por várias décadas, mesmo quando cientistas como Berzelius e von Liebig fizeram modificações e propuseram outras visões, mas até que Arrhenius chegou, não começou a ver mais claramente como ácidos e bases funcionavam.

Após Arrhenius, os físicos Brönsted e Lowry desenvolveram independentemente sua própria teoria, até que Lewis veio propor uma versão melhorada e mais precisa dela.

Este conjunto de teorias é usado até hoje e diz-se que ajudou a formar a termodinâmica química moderna.

Índice

• 1 teoria de Arrhenius
• 2 Teoria de Brönsted e Lowry
• 3 teoria de Lewis
• 4 referências

Teoria de Arrhenius

A teoria de Arrhenius é a primeira definição moderna de ácidos e bases, e foi proposta pelo físico-químico de mesmo nome em 1884. Ele afirma que uma substância é identificada como ácida quando forma íons de hidrogênio quando dissolvida em água.

Ou seja, o ácido aumenta a concentração de íons H⁺ em soluções aquosas. Isto pode ser demonstrado com um exemplo da dissociação do ácido clorídrico (HCl) na água:

HCl (ac) → H⁺(ac) + Cl^-(ac)

Segundo Arrhenius, bases são aquelas substâncias que liberam íons de hidróxido quando dissociadas em água; isto é, aumenta a concentração de íons OH^- em soluções aquosas. Um exemplo de uma base de Arrhenius é a dissolução do hidróxido de sódio na água:

NaOH (ac) → Na⁺(ac) + OH^-(ac)

A teoria também afirma que, como tal, não há íons H⁺, mas esta nomenclatura é usada para denotar um íon hidrônio (H₃O⁺) e que isto foi referido como ião hidrogénio.

Os conceitos de alcalinidade e acidez foram explicados apenas como as concentrações de íons hidróxido e hidrogênio, respectivamente, e os outros tipos de ácido e base (suas versões fracas) não foram explicados.

Teoria de Brönsted e Lowry

Esta teoria foi desenvolvida de forma independente por dois fisicoquímicos em 1923, o primeiro na Dinamarca e o segundo na Inglaterra. Ambos tinham a mesma visão: a teoria de Arrhenius era limitada (desde que dependesse completamente da existência de uma solução aquosa) e não definia corretamente o que era um ácido e uma base.

Portanto, os químicos trabalharam em torno do íon hidrogênio e fizeram sua reivindicação: os ácidos são as substâncias que liberam ou doam prótons, enquanto as bases são aquelas que aceitam esses prótons.

Eles usaram um exemplo para demonstrar sua teoria, que envolvia uma reação em equilíbrio. Ele alegou que cada ácido tinha sua base conjugada, e que cada base também tinha seu ácido conjugado, assim:

HA + B ↔ A^- + HB⁺

Como, por exemplo, na reação:

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

Na reacção acima, o ácido acético (CH₃COOH) é um ácido porque doa um próton à água (H₂O), tornando-se assim sua base conjugada, o íon acetato (CH₃COO^-). Por sua vez, a água é uma base porque aceita um próton de ácido acético e o converte em seu ácido conjugado, o íon hidrônio (H₃O⁺).

Esta reação ao inverso é também uma reação ácido-base, uma vez que o ácido conjugado é convertido em ácido e a base conjugada é convertida em base, através da doação e aceitação de prótons da mesma forma.

A vantagem dessa teoria sobre a de Arrhenius é que ela não requer que um ácido seja dissociado para explicar ácidos e bases.

Teoria de Lewis

O físico-químico Gilbert Lewis começou a estudar uma nova definição de ácidos e bases em 1923, o mesmo ano em que Brönsted e Lowry ofereceram sua própria teoria sobre essas substâncias.

Esta proposta, que foi publicada em 1938, teve a vantagem de que o requisito de hidrogênio (ou próton) da definição foi removido.

Ele mesmo havia dito, em relação à teoria de seus antecessores, que "restringir a definição de ácidos a substâncias que continham hidrogênio era tão limitante quanto restringir agentes oxidantes àqueles que tinham oxigênio".

Em linhas gerais, esta teoria define as bases como as substâncias que podem doar um par de elétrons, e os ácidos como aqueles que podem receber este par.

Mais precisamente, ele afirma que uma base de Lewis é aquela que tem um par de elétrons, que não está ligado ao seu núcleo e pode ser doado, e que o ácido de Lewis é aquele que pode aceitar um par de elétrons livres.No entanto, a definição de ácidos de Lewis é frouxa e depende de outras características.

Um exemplo é a reação entre o trimetilborano (Me₃B) - que atua como ácido de Lewis porque tem a capacidade de aceitar um par de elétrons - e amônia (NH₃), que pode doar seu par livre de elétrons.

Eu₃B +: NH₃ → eu₃B: NH₃

Uma grande vantagem da teoria de Lewis é a maneira pela qual complementa o modelo de reação redox: a teoria sugere que os ácidos reagem com bases para compartilhar um par de elétrons, sem alterar os números de oxidação de qualquer um dos seus átomos

Outra vantagem dessa teoria é que ela permite explicar o comportamento de moléculas como o trifluoreto de boro (BF).₃) e tetrafluoreto de silício (SiF)₄), que não têm presença de íons H⁺ nem OH^-, conforme exigido pelas teorias anteriores.

Referências

1. Britannica, E. d. (s.f.) Enciclopédia Britânica. Obtido de britannica.com
2. Teoria da base ácida de Brønsted-Lowry. (s.f.) Wikipédia. Obtido em en.wikipedia.org
3. Clark, J. (2002). Teorias de ácidos e bases. Retirado de chemguide.co.uk