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Definições de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis


O estudo de ácidos e bases é fundamental para a química. Com o tempo, os cientistas desenvolveram vários modelos para explicar o comportamento de ácidos e bases. Os três principais modelos são a definição de Arrhenius, a definição de Bronsted-Lowry e a definição de Lewis. Cada uma dessas teorias tem sua própria abordagem e aplicação. Neste artigo, vamos aprofundar cada uma dessas definições, explorar como elas caracterizam ácidos e bases, além de fornecer vários exemplos e explicações.

1. Definição de Arrhenius

Um dos primeiros quadros para entender ácidos e bases é a definição de Arrhenius, nomeada em homenagem ao cientista sueco Svante Arrhenius. É um conceito direto que lida com a produção de íons de hidrogênio (H +) e íons hidróxido (OH -) na água.

Ácido de Arrhenius: Um ácido de Arrhenius é uma substância que aumenta a concentração de íons H + quando dissolvida em água.

Base de Arrhenius: Uma base de Arrhenius é uma substância que aumenta a concentração de íons OH - quando dissolvida em água.

Exemplo:

Ácido clorídrico (HCl)

HCl (aq) → H⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

Aqui, o ácido clorídrico se dissocia na água para liberar íons de hidrogênio, o que está de acordo com a definição de um ácido de Arrhenius.

Hidróxido de sódio (NaOH)

NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

O hidróxido de sódio se dissocia para liberar íons hidróxido, o que causa sua classificação como uma base de Arrhenius.

2. Definição de Bronsted-Lowry

A definição de Arrhenius funciona bem, mas é limitada a soluções aquosas. Para superar essa limitação, Johannes Nicolaus Bronsted da Dinamarca e Thomas Martin Lowry da Inglaterra propuseram independentemente uma teoria mais geral em 1923, conhecida como a definição de Bronsted-Lowry.

Ácido de Bronsted-Lowry: É uma substância que pode doar um próton (H +) para outra substância.

Base de Bronsted-Lowry: É uma substância que pode aceitar um próton (H +) de outra substância.

Exemplo:

Amônia (NH3) como base

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻

Neste equilíbrio, a amônia aceita um próton de uma molécula de água, formando um íon amônio e liberando um íon hidróxido. Portanto, a amônia é uma base de Bronsted-Lowry.

A teoria de Bronsted–Lowry introduz o conceito de pares ácido-base conjugados, onde cada ácido tem uma base conjugada formada após doar um próton, e cada base tem um ácido conjugado formado após aceitar um próton.

Par ácido-base conjugado:

Quando o ácido clorídrico (HCl) se dissocia, forma íons de hidrogênio e íons cloreto:

HCl + H₂O ⇌ H₃O⁺ + Cl⁻

Nesta reação, HCl é o ácido, e Cl⁻ é sua base conjugada. Da mesma forma, H₂O atua como uma base, e H₃O⁺ é seu ácido conjugado.

3. Definição de Lewis

A definição de Lewis, proposta por Gilbert N. Lewis em 1923, oferece uma visão mais ampla de ácidos e bases que não está limitada à presença de íons de hidrogênio. Esta definição é baseada em pares de elétrons.

Ácido de Lewis: Ácido de Lewis é um aceptor de pares de elétrons.

Base de Lewis: Base de Lewis é um doador de pares de elétrons.

Exemplo:

Trifluoreto de boro (BF3)

BF₃ + NH₃ → BF₃NH₃

Neste exemplo, o trifluoreto de boro atua como um ácido de Lewis ao aceitar um par de elétrons do átomo de nitrogênio presente na amônia, que atua como uma base de Lewis.

O modelo de Lewis é particularmente útil para entender reações que não envolvem íons de hidrogênio, e destaca o papel das interações de pares de elétrons na química ácido-base.

Comparação dos modelos

Cada definição - Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis - adiciona camadas ao nosso entendimento de ácidos e bases. Enquanto o modelo de Arrhenius é limitado a soluções aquosas e liberação direta de íons, as teorias de Bronsted-Lowry e Lewis fornecem descrições mais gerais.

A teoria de Bronsted–Lowry enfatiza a transferência de prótons, e estende o conceito a ambientes não aquosos, enquanto a teoria de Lewis destaca as interações de pares de elétrons, que se aplicam a uma gama mais ampla de reações químicas.

Em resumo:

  • Arrhenius: Foca nos íons H⁺ e OH⁻ na água.
  • Bronsted-Lowry: estende essa ideia para doadores e aceptores de prótons.
  • Lewis: Foca na aceitação e doação de pares de elétrons.

Exemplos textuais de cada modelo

Cada modelo descreve reações ácido-base comuns da seguinte forma:

Exemplo de Arrhenius:

Reação entre ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH):

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Nos termos de Arrhenius, HCl fornece íons H⁺, e NaOH fornece íons OH⁻, resultando na formação de água.

Exemplo de Bronsted-Lowry:

Reação de equilíbrio de amônia (NH₃) e água:

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻

A amônia atua como uma base, aceitando prótons da água (ácido), e formando íons amônio e íons hidróxido.

Exemplo de Lewis:

Reação de amônia com trifluoreto de boro:

BF₃ + NH₃ → F₃B:NH₃

A amônia doa um par de elétrons ao trifluoreto de boro, expondo a interação de Lewis.

Conclusão

Uma jornada através dos modelos de ácidos e bases - de Arrhenius a Bronsted-Lowry a Lewis - revela a compreensão em evolução das interações químicas. Cada definição aprimora nossa capacidade de prever e explicar o comportamento de ácidos e bases em diferentes contextos.

Esses modelos são ferramentas indispensáveis na química, proporcionando perspectivas que ajudam estudantes e profissionais a apreciar a natureza sutil e variada das reações químicas. Ao adotar essas definições, ganhamos um arcabouço robusto para explorar a complexa dança dos átomos, íons e moléculas no mundo da química.


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Definições de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis

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