Teorias Ácido/Base

Na antiguidade: propriedades Organolépticas.

Antoine Lavoisier: acidez era causada pela presença de um átomo na estrutura, o qual denominou de oxigênio (“gerador de ácido”).

Teoria de Arrhenius

Arrhenius definiu os ácidos como compostos que em solução aquosa se ionizam produzindo como íon positivo apenas cátion hidrogênio (H+). As bases são compostos que em solução aquosa se ionizam formando como único cátion o OH-.

Ex:  ácidos

Ex2: Bases

Porém, —A teoria de Arrhenius não se aplicava bem onde havia soluções que não eram aquosas e existem substâncias com caráter ácido ou básico que não fornecem íons H+ ou HO- mesmo em soluções aquosas.

Teoria de Bronsted - Lowry

Bronsted e Lowry determinaram que ácidos são espécies (íons ou moléculas neutras) doadoras de prótons (H+) e bases, espécies aceptoras de prótons. Os —ácidos de Arrhenius e Bronsted-Lowry são idênticos, porém as bases de Bronsted-Lowry englobam todas as espécies químicas que apresentam um par de elétrons disponíveis para compartilhar com o próton. Segundo a Teoria de Bronsted-Lowry, um ácido reage com uma base, levando a formação de um ácido conjugado (“está conectado com”), da base e uma base conjugada do ácido. A força de um ácido ou de uma base se refere à extensão com que estes se ionizam em solução, isto é, se desprotona (perde próton) no caso de um ácido e protona (ganha próton) no caso de uma base.

Exemplos:

 Nesse caso o HCl é o ácido porque doa o próton (H+) para a água que é a base. O H3O+ é o ácido conjugado e o Cl- é a base conjugada. 

Nesse outro exemplo, o NH3 é base porque recebe o H+ do ácido ( a água). O amônio (NH4+) é o ácido conjugado e o OH- é a base conjugada.

Teoria de Lewis

Para Lewis, um ácido é a substância que recebe um par de elétrons e a base é aquela que doa par de elétrons. Exemplo:

É importante você fazer a estrutura de Lewis para perceber quem doa e quem recebe o par de elétrons na reação. No exemplo acima, o NH3 doa o par de elétrons para o BF3. Então, o NH3 é a base e o BF3 é o ácido.

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