Grade 10
  1. Matéria e suas propriedades  1.1. Estados da matéria  1.2. Propriedades físicas e químicas da matéria  1.3. Classificação de substâncias (elementos, compostos, misturas)  1.4. Mudanças na Matéria (Mudanças Físicas e Químicas)  1.5. Lei da conservação de massa e lei das proporções definidas
  2. Estrutura Atômica  2.1. Desenvolvimento histórico do modelo atômico  2.2. Partículas subatômicas (prótons, nêutrons, elétrons)  2.3. Número atômico, número de massa e isótopos  2.4. Configuração Eletrônica e Níveis de Energia  2.5. Valência, formação de íons e estado de oxidação
  3. Tabela periódica  3.1. História e Desenvolvimento da Tabela Periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tendências Periódicas  3.3. Grupos e Períodos na Tabela Periódica  3.4. Tendências na Tabela Periódica  3.5. Metais, não-metais, metalóides e suas propriedades  3.6. Gases nobres e sua inércia química
  4. Ligação química  4.1. Formation of Chemical Bonds (Octet Rule)  4.2. Ligação Iônica e Propriedades dos Compostos Iônicos  4.3. Ligações covalentes e propriedades dos compostos covalentes  4.4. Ligação metálica e suas propriedades  4.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  4.6. Polaridade e momento dipolar das moléculas  4.7. Forças intermoleculares
  5. Reações Químicas e Equações  5.1. Tipos de Reações Químicas  5.2. Escrevendo e balanceando equações químicas  5.3. Lei da conservação da massa nas reações químicas  5.4. Fatores que Afetam Reações Químicas  5.5. Catalisadores e seu papel nas reações químicas  5.6. Reações Exotérmicas e Endotérmicas
  6. Estequiometria e Cálculos Químicos  6.1. Conceito de mole e número de Avogadro  6.2. Massa Molar e Conversões Grama-Mol  6.3. Fórmula empírica e molecular  6.4. Cálculos estequiométricos e rendimento químico  6.5. Reagentes Limitantes e em Excesso
  7. Ácidos, Bases e Sais  7.1. Propriedades e Definições de Ácidos e Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)  7.2. Escala de pH, pOH e Indicadores  7.3. Reações de neutralização e formação de sais  7.4. Força de Ácidos e Bases (Ácidos e Bases Fortes vs. Fracos)  7.5. Ácidos e Bases Comuns no Cotidiano  7.6. Sais, sua solubilidade e aplicações
  8. Metais e Não-Metais  8.1. Propriedades físicas e químicas dos metais  8.2. Propriedades Físicas e Químicas dos Não-Metais  8.3. Série de reatividade dos metais e reações de deslocamento  8.4. Extração de metais de minérios  8.5. Corrosão, suas causas e prevenção  8.6. Ligas, sua composição e usos
  9. Carbono e seus compostos  9.1. Alótropos do Carbono  9.2. Hidrocarbonetos e sua classificação (alcanos, alcenos, alcinos)  9.3. Grupos funcionais em compostos orgânicos  9.4. Nomenclatura de compostos orgânicos (sistema IUPAC)  9.5. Isomerismo em química orgânica (estrutural e geométrico)  9.6. Reações orgânicas importantes (combustão, adição, substituição, polimerização)  9.7. Aplicações de compostos orgânicos na indústria e na vida diária
  10. Química Ambiental  10.1. Poluição do Ar (Fontes, Efeitos e Controle)  10.2. Poluição da Água (Causas, Efeitos e Soluções)  10.3. Efeito estufa e aquecimento global  10.4. Depleção da camada de ozônio e seus efeitos  10.5. Química Verde e Suas Aplicações  10.6. prática de química sustentável
  11. Termoquímica  11.1. Mudanças de Calor e Energia em Reações Químicas  11.2. Reações Exotérmicas e Endotérmicas  11.3. Entalpia, variação de entalpia e calor de reação  11.4. Capacidade calorífica específica e calorimetria  11.5. Mudanças de Energia em Reações de Combustão
  12. Eletroquímica  12.1. Eletrólitos e não eletrólitos  12.2. Eletrólise e suas aplicações (galvanoplastia, extração de metais)  12.3. Reações redox (oxidação e redução)  12.4. Célula galvânica e série eletroquímica  12.5. Corrosão e métodos de prevenção eletroquímicos
  13. Cinética química e equilíbrio  13.1. Taxa de reações químicas e sua medição  13.2. Fatores que afetam a taxa de reação (catalisador, temperatura, concentração)  13.3. Reações reversíveis e irreversíveis  13.4. Equilíbrio dinâmico e constante de equilíbrio  13.5. Princípio de Le Chatelier e suas aplicações
  14. Gases e Leis dos Gases  14.1. Propriedades dos gases e teoria cinética molecular  14.2. Lei de Boyle (Relação Pressão-Volume)  14.3. Lei de Charles  14.4. Lei de Gay-Lussac  14.5. Lei dos Gases Combinada e Lei dos Gases Ideais  14.6. Gases Reais vs Gases Ideais
  15. Química Nuclear  15.1. Introdução à Radioatividade e Reações Nucleares  15.2. Tipos de decaimento radioativo (alfa, beta, gama)  15.3. Meia-vida e aplicações de isótopos radioativos  15.4. Reações de fissão e fusão nuclear  15.5. Geração de energia nuclear e seu impacto ambiental

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Propriedades e Definições de Ácidos e Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)


Compreender ácidos e bases é fundamental na química. Ácidos e bases têm propriedades únicas que os tornam importantes em uma variedade de reações químicas e aplicações. Neste guia abrangente, exploraremos as três principais teorias que definem ácidos e bases: Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis.

Teoria de Arrhenius

Em 1887, Svante Arrhenius propôs uma das primeiras definições modernas de ácidos e bases. Segundo Arrhenius, um ácido é uma substância que aumenta a concentração de íons de hidrogênio, H +, em uma solução aquosa, enquanto uma base aumenta a concentração de íons hidróxido, OH -.

Propriedades dos ácidos de Arrhenius

  • Têm gosto azedo. Por exemplo, limões contêm ácido cítrico.
  • Transformam papel de tornassol azul em vermelho.
  • Reagem com metais como zinco para produzir gás hidrogênio.
  • Aumentam a concentração de íons H + na água.

Propriedades das bases de Arrhenius

  • Têm sabor amargo e são escorregadias, como o sabão.
  • Transformam papel de tornassol vermelho em azul.
  • Aumentam a concentração de íons OH - na água.

Exemplo

HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq) NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Ácido: HCl Base: NaOH

Teoria de Bronsted–Lowry

Johannes Bronsted e Thomas Lowry propuseram independentemente uma teoria mais geral em 1923. Na teoria de Bronsted-Lowry, um ácido é um doador de prótons e uma base é um aceitador de prótons. Essa teoria expande a de Arrhenius ao incluir reações fora de solução aquosa.

Exemplos de reações ácido-base

NH 3 + H 2 O ⇌ NH 4 + + OH -

Nesta reação, a água atua como um ácido de Bronsted-Lowry doando um próton à amônia (NH 3), formando um íon amônio (NH 4 +) e um íon hidróxido (OH -).

Representação visual

H2O NH 3

Teoria de Lewis

Gilbert N. Lewis propôs uma teoria ainda mais abrangente em 1923. Segundo Lewis, ácidos são acepções de pares de elétrons, enquanto bases são doadores de pares de elétrons. Esta definição incorpora todas as definições anteriores e enfatiza a transferência de pares de elétrons.

Exemplo de uma reação ácido-base de Lewis

BF 3 + NH 3 → F 3 B←NH 3

Nesta reação, trifluoreto de boro (BF 3) atua como um ácido de Lewis aceitando um par de elétrons da amônia (NH 3), uma base de Lewis, formando uma ligação covalente coordenada.

Representação visual

bf 3 NH 3

Comparação das teorias

Cada princípio de ácidos e bases aprimora nosso entendimento das reações químicas:

  • A teoria de Arrhenius é limitada a soluções aquosas e envolve reações de neutralização básica.
  • A teoria de Brønsted–Lowry abrange uma ampla gama de acidez e basicidade, definindo ácidos e bases por meio da transferência de prótons.
  • A teoria de Lewis abrange todos os ácidos e bases porque considera a transferência de pares de elétrons, explicando assim muitas outras reações, incluindo aquelas que não ocorrem em solução aquosa.

Aqui está uma tabela de resumo que mostra as várias definições e seus exemplos:

escrita Ácido Base Exemplo de resposta
Arrhenius gera H + produz OH- HCl + NaOH → NaCl + H 2 O
Bronsted-Lowry Doador de prótons Acceptor de prótons NH 3 + H 2 O ⇌ NH 4 + + OH -
Lewis aceptor de par de elétrons doador de par de elétrons BF 3 + NH 3 → F 3 B←NH 3

Aplicações de ácidos e bases

Ácidos e bases desempenham papéis importantes em uma variedade de processos industriais, biológicos e ambientais:

  • Em aplicações industriais, o ácido sulfúrico (H 2 SO 4) é usado na fabricação de fertilizantes e produtos químicos.
  • Em sistemas biológicos, o ácido clorídrico (HCl) no estômago ajuda na digestão.
  • Na ciência ambiental, compreender a chuva ácida causada pelos ácidos sulfúrico e nítrico ajuda a resolver problemas de poluição.

Exemplo industrial

2 NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4 ) 2 SO 4

Esta equação mostra a produção de sulfato de amônio, um fertilizante comum.

Exemplo do cotidiano

NaHCO 3 + CH 3 COOH → CO 2 + H 2 O + CH 3 COONa

Nesta reação, o bicarbonato de sódio reage com o vinagre para produzir gás carbônico — um experimento escolar comum para criar um vulcão com lava borbulhando.

Conclusão

Compreender ácidos e bases por meio de diversos princípios aprimora o progresso científico e nossa capacidade de prever e controlar várias reações químicas essenciais para a vida cotidiana. Da fabricação à biologia e à ciência ambiental, os princípios de ácidos e bases são importantes para muitas aplicações em diferentes áreas.


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Propriedades e Definições de Ácidos e Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)

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