Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

Grade 11 → Equilíbrio ↓


Teoria de Ácidos e Bases


Compreender ácidos e bases é uma parte central da química. São duas classes de compostos que têm efeitos importantes em reações químicas, sistemas biológicos e no meio ambiente. Várias teorias ajudam a explicar o comportamento de ácidos e bases, incluindo a teoria de Arrhenius, a teoria de Bronsted-Lowry e a teoria de Lewis. Essas teorias destacam diferentes aspectos do comportamento ácido-base e ampliam o escopo do que é considerado ácido ou alcalino.

Teoria de Arrhenius

A teoria de Arrhenius, nomeada em homenagem ao cientista sueco Svante Arrhenius, é um dos primeiros modelos desenvolvidos para explicar ácidos e bases. De acordo com esta teoria:

  • Um ácido é uma substância que aumenta a concentração de íons hidrogênio, H +, em uma solução aquosa.
  • Uma base é uma substância que aumenta a concentração de íons hidróxido, OH - em uma solução aquosa.

Por exemplo, quando o ácido clorídrico (HCl) se dissolve em água, ele se dissocia em íons hidrogênio e íons cloreto:

HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)

O hidróxido de sódio (NaOH), uma base, se dissocia na água para formar íons sódio e íons hidróxido:

NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)

A teoria de Arrhenius é direta, mas é limitada a reações que ocorrem em soluções aquosas. Ela não leva em consideração reações ácido-base que ocorrem em outros solventes ou na ausência de um solvente.

Teoria de Bronsted-Lowry

Desenvolvida por Johannes Bronsted e Thomas Lowry em 1923, a teoria de Bronsted-Lowry estende o conceito de ácidos e bases para além das soluções aquosas. De acordo com esta teoria:

  • Um ácido é uma substância que pode doar prótons (H +).
  • Uma base é uma substância que pode aceitar um próton.

Nesse contexto, a água pode atuar tanto como ácido quanto como base, dependendo da reação. Esta teoria também introduz o conceito de par conjugado ácido-base. Quando um ácido doa um próton, ele se torna uma base conjugada. Quando uma base aceita um próton, ela se torna um ácido conjugado.

Por exemplo, considere a reação entre amônia e água:

NH 3 (aq) + H 2 O (l) ⇌ NH 4 + (aq) + OH - (aq)

Neste cenário, NH 3 atua como uma base ao aceitar um próton da água, que atua como um ácido. Depois de doar seu próton, a água se torna hidróxido (OH -), que é a base conjugada, enquanto a amônia se torna NH 4 +, que é o ácido conjugado.

Teoria de Lewis

A teoria de Lewis, proposta por Gilbert N. Lewis em 1923, fornece uma definição abrangente de ácidos e bases:

  • Ácido de Lewis é um aceitador de par de elétrons.
  • Base de Lewis é um doador de par de elétrons.

Esta teoria se concentra na transferência de pares de elétrons em vez de prótons. Por causa disso, a teoria de Lewis pode explicar reações que não envolvem íons hidrogênio. Ela também introduz conceitos como ligações covalentes coordenadas, onde os dois elétrons vêm do mesmo átomo.

Considere a reação entre trifluoreto de boro (BF 3) e amônia (NH 3):

BF 3 + NH 3 → F 3 BNH 3

Nesta reação, BF 3 atua como um ácido de Lewis ao aceitar um par de elétrons de NH 3, que é uma base de Lewis. A doação do par de elétrons permite a formação de uma ligação covalente entre as duas moléculas.

Equilíbrio e reações ácido-base

Muitas reações ácido-base atingem um estado de equilíbrio, o que significa que a taxa da reação direta é igual à taxa da reação inversa. No equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes ao longo do tempo.

A constante de equilíbrio (K_a para ácidos e K_b para bases) mede a força dos ácidos e bases em solução:

  • Para ácidos:
K_a = [H + ][A - ] / [HA]

onde [HA] é a concentração do ácido, [A - ] é a concentração da base conjugada e [H + ] é a concentração de íons hidrogênio.

  • Para as bases:
K_b = [BH + ][OH - ] / [B]

onde [B] é a concentração da base, [BH + ] é a concentração do ácido conjugado e [OH - ] é a concentração de íons hidróxido.

Quanto maior o valor de K_a ou K_b, mais forte é o ácido ou a base. Ácidos e bases fortes se dissociam completamente na água, enquanto ácidos e bases fracos se dissociam parcialmente, estabelecendo um equilíbrio entre as formas não combinadas e dissociadas.

Exemplo visual

Considere a reação de Bronsted-Lowry entre ácido acético e água:

CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) ⇌ CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq)
CH 3 COOH H2O CH 3 COO - H 3 O +

Nesta reação, o ácido acético (CH 3 COOH) doa um próton para a água, formando um íon acetato (CH 3 COO -) e um íon hidrônio (H 3 O +). Tanto o ácido acético quanto o acetato formam um par conjugado ácido-base. Da mesma forma, a água e o hidrônio formam outro par conjugado.

Aplicações e significância

Compreender ácidos e bases é essencial para muitos campos científicos. Por exemplo, em biologia, manter um equilíbrio entre ácidos e bases (pH) é importante para a atividade enzimática e a função celular. Na indústria, as reações ácido-base criam fertilizantes, produtos farmacêuticos e produtos químicos. A ciência ambiental se concentra nos efeitos da chuva ácida e da acidificação dos oceanos, ambos afetados pela química ácido-base.

Processos de tratamento de água, química alimentar e até mesmo nossas experiências diárias, como o sabor azedo do limão ou o sabor amargo do bicarbonato de sódio, envolvem reações ácido-base.

Conclusão

As teorias de ácidos e bases – Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis – fornecem várias abordagens para compreender esses compostos químicos importantes. Cada teoria expande o conceito do que é um ácido ou base, permitindo que os cientistas expliquem e prevejam uma ampla gama de reações químicas em uma variedade de ambientes. Essa compreensão multifacetada é importante para aplicações na indústria, biologia, ciência ambiental e além. Reconhecer o equilíbrio que existe em reações ácido-base ajuda os químicos a manipular as reações para alcançar os resultados desejados, tornando o estudo de ácidos e bases fundamental tanto para a química teórica quanto para a aplicada.


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Teoria de Ácidos e Bases

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