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Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry: diferenças entre revisões

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A '''teoria de Brønsted–Lowry''' é uma teoria sobre a [[Reação ácido-base|reação entre ácidos e bases]] proposta independentemente por [[Johannes Nicolaus Brønsted]] e [[Thomas Martin Lowry]] em [[1923]]. O conceito fundamental proposto é que, quando um [[ácido]] e uma [[Base (química)|base]] reagem entre si, o ácido forma sua [[Ácido conjugado|base conjugada]], enquanto a base forma seu ácido conjugado; com a reação sendo mediada pela troca de um [[Hídron|próton]] (o [[cátion]] do [[hidrogênio]], H<sup>+</sup>).
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Alguns solventes não aquosos podem também se comportar como ácidos. Um solvente ácido é capaz de aumentar a basicidade de substâncias dissolvidas nele. Por exemplo, o ácido acético (CH<sub>3</sub>COOH) recebe esse nome por conta de seu caráter ácido em água. No entanto, ele se comporta como base em [[cloreto de hidrogênio]] líquido, uma vez que este é um solvente muito mais ácido que o ácido acético:<ref>{{citar livro|título=Non-Aqueous Solvent Systems|primeiro1=T.C.|data=1965|local=New York|último1=Waddington|publicado=Academic Press}}</ref>
Alguns solventes não aquosos podem também se comportar como ácidos. Um solvente ácido é capaz de aumentar a basicidade de substâncias dissolvidas nele. Por exemplo, o ácido acético (CH<sub>3</sub>COOH) recebe esse nome por conta de seu caráter ácido em água. No entanto, ele se comporta como base em [[cloreto de hidrogênio]] líquido, uma vez que este é um solvente muito mais ácido que o ácido acético:<ref>{{Citar livro|url=https://books.google.com.br/books?id=McQGCAAAQBAJ&pg=PA151&lpg=PA151&dq=The+higher+hydrogen+halides+as+ionizing+solvents&source=bl&ots=Lqegtn7vrd&sig=ACfU3U3Y3LRBm9CXKk65MMhch_S_btOe6Q&hl=en&sa=X&ved=2ahUKEwiNiZDzr-7kAhWmILkGHayGD5Y4ChDoATAEegQIBxAB#v=onepage&q=The%20higher%20hydrogen%20halides%20as%20ionizing%20solvents&f=false|título=Solubility of Gases and Liquids: A Graphic Approach Data — Causes — Prediction|ultimo=Gerrard|primeiro=W.|editora=Springer Science & Business Media|ano=1976|local=Nova Iorque|páginas=150|lingua=en|titulotrad=Solubilidade de Gases e Líquidos: Uma Abordagem Gráfica Dados — Causas — Previsão|capitulo=Hydrogen Halides HCl, HBr, HI|isbn=9781489926449|citacao=At 10°C, 1 mole of CH3COOH absorbs about 0.19 mole of HCl at pHCl = 1 atm, thus showing a definite basic function toward HCl.|acessodata=26 de setembro de 2019}}</ref>


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Revisão das 11h32min de 26 de setembro de 2019

Waddington, Thomas C. (1971). Non-aqueous solvent systems [Sistemas de solventes não aquosos] 2. print ed. London: Acad. Press. p. 12. 88 páginas. ISBN 0127290508. OCLC 615032340  A teoria de Brønsted–Lowry é uma teoria sobre a reação entre ácidos e bases proposta independentemente por Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry em 1923. O conceito fundamental proposto é que, quando um ácido e uma base reagem entre si, o ácido forma sua base conjugada, enquanto a base forma seu ácido conjugado; com a reação sendo mediada pela troca de um próton (o cátion do hidrogênio, H+).

Embora seja uma generalização da teoria de Arrhenius — que só descreve o fenômeno em soluções aquosas — seu escopo não inclui reações ácido–base que não envolvam troca de prótons, motivo pelo qual foi suplantada pela teoria ácido–base de Lewis.

Definição de ácidos e bases

Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry formularam independentemente a ideia de que ácidos são doadores de prótons (H+), enquanto bases são aceptoras destes.

Na teoria de Arrhenius, ácidos são definidos como substâncias que se ionizam em soluções aquosas, liberando H+ (cátions de hidrogênio); enquanto bases são definidas como substâncias que se dissociam em soluções aquosas, liberando OH− (ânions hidróxido).[1][2]

Em 1923, os físico-químicos Johannes Nicolaus Brønsted, na Dinamarca, e Thomas Martin Lowry, na Inglaterra, propuseram independentemente a teoria que hoje recebe o nome de ambos.[3][4][5][6] Na teoria de Brønsted–Lowry, ácidos e bases são definidos pela maneira com que um reage com o outro, o que permite maior generalidade se comparada com o conceito de Arrhenius.[7]

Esta definição é expressa em termos do seguinte equilíbrio químico:

Seja um ácido genérico representado por HA, a reação pode, então, ser representada simbolicamente como

onde o símbolo de equilíbrio (⇌) é usado por conta de a reação poder ocorrer tanto no sentido direto quanto inverso. O ácido (HA), ao perder um próton, torna-se sua base conjugada (A−). A base B, então, aceitaria este próton, tornando-se seu ácido conjugado (HB+). Muitas reações ácido–base são tão rápidas que as espécies participantes estão usualmente em equilíbrio dinâmico umas com as outras.[8]

Soluções aquosas

O ácido acético (CH3COOH) é composto de um grupo metila (CH3) ligado quimicamente a um grupo carboxila (COOH). O grupo carboxila pode perder um próton, doando-o para uma molécula de água (H2O) — a qual se torna um cátio hidrônio (H3O+)—, enquanto a carboxila se torna um ânion acetato (CH3COO−). Essa é uma reação em equilíbrio, então o processo inverso também pode ocorrer.
Ácido acético (CH3COOH), um ácido fraco, doa um próton (cátion de hidrogênio, destacado a verde) à água (H2O) por uma reação em equilíbrio, o que resulta no ânion acetato e no cátion hidrônio. Vermelho: oxigênio, preto: carbono, branco: hidrogênio.

Na reação entre ácido acético (CH3COOH) e água (H2O):

o ácido acético se comporta como ácido de Brønsted–Lowry pois doa um próton à água, dando origem à sua base conjugada, o ânion acetato (CH3COO−). A água se comporta como base de Brønsted–Lowry pois recebe um próton do ácido acético, dando origem a seu ácido conjugado, o cátion hidrônio (H3O+).[9]

O inverso de uma reação ácido–base também é uma reação ácido–base, porém agora entre o ácido conjugado e a base conjugada da base e do ácido da reação direta, respectivamente.[10] No exemplo acima, o acetato comporta-se como a base da reação inversa, enquanto o hidrônio cumpre o papel de ácido:

O que determina qual das duas reações irá predominar é, neste caso, a constante de dissociação ácida (Ka), que é diretamente proporcional à formação de produtos.[7]

Substâncias anfóteras

Ilustração da natureza anfotérica da água

A essência da teoria de Brønsted–Lowry denota que um ácido é assim definido apenas em relação a uma base, e vice-versa. A água é anfótera devido à sua capacidade de se comportar como ácido ou base a depender do contexto. Na imagem à direita, uma molécula de H2O atua como base, ganhando um H+ e se tornando H3O+; enquanto a outra atua como ácido, perdendo um H+ e se tornando OH−.[11]

Assim, o cátion de hidrogênio — ou mais precisamente o cátion hidrônio em solução aquosa[nota 1] — é um ácido de Brønsted–Lowry, enquanto o o ânion hidróxido é uma base, o que ocorre devido à autoionização da água:[11]

Soluções não aquosas

Uma reação análoga ocorre com a amônia líquida:

Nesse caso, o cátion amônio (NH+
4) equivale, na amônia líquida, ao hidrônio em solução aquosa, enquanto o ânion amida (NH−
2) seria análogo ao hidróxido. Genericamente, sais de amônio se comportam como ácidos, enquanto amidas se comportam como bases.[12]

Alguns solventes não aquosos podem se comportar como bases, isto é, como aceptores de prótons com relação a um ácido de Brønsted–Lowry:[13]

onde S simboliza uma molécula do solvente. Uns dos mais importantes solventes desse tipo são o dimetilsulfóxido (DMSO) e a acetonitrila (CH3CN), pois tratam-se de solventes amplamente utilizados para a determinação de constantes de dissociação ácida de moléculas orgânicas. Como o DMSO é um aceptor de prótons mais forte que H2O, o ácido, por consequência, é mais forte nele do que numa solução aquosa.[14] De fato, muitas moléculas em meio não aquoso se comportam como ácidos, ainda que isso não se observe em soluções aquosas. Um caso extremo é o de ácidos conjugados de carbânions, nos quais um próton pode ser extraído de uma ligação C–H.[15]

Alguns solventes não aquosos podem também se comportar como ácidos. Um solvente ácido é capaz de aumentar a basicidade de substâncias dissolvidas nele. Por exemplo, o ácido acético (CH3COOH) recebe esse nome por conta de seu caráter ácido em água. No entanto, ele se comporta como base em cloreto de hidrogênio líquido, uma vez que este é um solvente muito mais ácido que o ácido acético:[16]

Comparação com a teoria ácido–base de Lewis

Ver também: Teoria ácido–base de Lewis
Diagrama de Venn para as principais teorias ácido–base.

No mesmo ano em que Brønsted e Lowry publicaram sua teoria, Gilbert Newton Lewis propôs uma interpretação alternada às reações ácido–base. A teoria de Lewis tem como base a estrutura eletrônica das moléculas, sendo que uma base de Lewis é definida como um composto capaz de doar um par de elétrons, cujo aceptor seria um ácido de Lewis.[17][18]

Lewis posteriormente declarou que "restringir o grupo de ácidos às substâncias que contêm hidrogênio interfere tão gravemente com a compreensão sistemática da química quanto restringir o termo agente oxidante a substâncias contendo oxigênio."[18]

A proposta de Lewis também é capaz de explicar a classificação de Brønsted–Lowry em termos das estruturas eletrônicas das espécies envolvidas:

Na representação de Lewis, tanto a base (B) quando o ácido conjugado (A−) possuem um par de elétrons livres, e o próton, que atua como ácido de Lewis, atuaria como aceptor do par de elétrons.[19]

Aduto da reação entre amônia e trifluoreto de boro

Na teoria de Lewis, um ácido (A) e uma base (B:) formam um aduto (AB), no qual o par de elétrons é usado para formar uma ligação covalente coordenada entre A e B. Isso é ilustrado pela formação do aduto H3N−BF3 a partir de amônia e trifluoreto de boro (BF3),[20] uma reação que não ocorreria naturalmente em solução aquosa porque o trifluoreto de boro reage violentamente com água por meio de hidrólise:

O ácido bórico é considerado um ácido de Lewis em virtude da seguinte reação:

Neste caso, não é o ácido o doador de prótons, mas sim a base (H2O). Uma solução de (OH)3 é ácida pois íons H+ são liberados na reação.[21]

Há grandes evidências de que soluções diluídas de amônia contêm frações desprezíveis do cátion amônio:[22]

e que, quando dissolvida em água, a amônia funciona como uma base de Lewis.[23]

Um exemplo de uma mesma substância ora encaixando-se na definição de Brønsted–Lowry, ora estando fora de seu escopo pode ser visto em substâncias anfóteras como o hidróxido de alumínio [Al(OH)3]:[24][25]

atuando como ácido de Lewis em meio básico, pois não há troca de prótons entre si;
atuando como base de Brønsted–Lowry em meio ácido.

Comparação com a teoria de Lux–Flood

Na teoria de Lux–Flood, reações entre óxidos em estado líquido ou sólido são comparadas a reações ácido–base, o que não é levado em conta na teoria de Brønsted–Lowry. Nesse caso, um ácido é definido como um aceptor de óxido, enquanto a base seria seu doador.[26] Por exemplo, a reação[27]

representada genericamente por

não se enquadra no escopo da definição de Brønsted–Lowry para ácidos e bases. Por outro lado, o óxido de magnésio (MgO) atua como base de Brønsted–Lowry ao reagir com um ácido em solução aquosa:[28]

Dióxido de silício (SiO2 ou sílica) dissolvido em água também pode ser interpretado como um ácido fraco pela definição de Brønsted–Lowry:[29]

Ver também

Notas

  1. ↑ Para simplificação de notação, é comum que o íon H3O+ seja simplesmente representado por H+.

Referências

  1. ↑ Myers, Richard (2003). The Basics of Chemistry. [S.l.]: Greenwood Publishing Group. pp. 157–161. ISBN 978-0-313-31664-7 
  2. ↑ Masterton, William; Hurley, Cecile; Neth, Edward (2011). Chemistry: Principles and Reactions. [S.l.]: Cengage Learning. p. 433. ISBN 1-133-38694-6 
  3. ↑ Ebbing, Darrell; Gammon, Steven D. (2010). General Chemistry, Enhanced Edition. [S.l.]: Cengage Learning. pp. 644–645. ISBN 0-538-49752-1 
  4. ↑ Whitten, Kenneth; Davis, Raymond; Peck, Larry; Stanley, George (2013). Chemistry. [S.l.]: Cengage Learning. p. 350. ISBN 1-133-61066-8 
  5. ↑ Brönsted, J. N. (1923). «Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen» [Algumas observações sobre o conceito de ácidos e bases]. Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas. 42 (8): 718–728. doi:10.1002/recl.19230420815 
  6. ↑ Lowry, T. M. (1923). «The uniqueness of hydrogen». Journal of the Society of Chemical Industry. 42 (3): 43–47. doi:10.1002/jctb.5000420302 
  7. ↑ a b Broekemeier, Kimberly M. «Acids and Bases» [Ácidos e Bases] (PDF) (em inglês). Ohio Northern University. Consultado em 22 de setembro de 2019 
  8. ↑ Lew, Kristi (2009). Acids and Bases. [S.l.]: Infobase Publishing. ISBN 9780791097830 
  9. ↑ Patrick, Graham (2012). Instant Notes in Organic Chemistry. [S.l.]: Taylor & Francis. p. 76. ISBN 978-1-135-32125-3 
  10. ↑ Soderberg, Tim (5 de junho de 2019). «Brønsted–Lowry Acids and Bases» [Ácidos e Bases de Brønsted–Lowry]. Chemistry LibreTexts (em inglês). MindTouch. Consultado em 23 de setembro de 2019. If the reaction is viewed in reverse a new acid and base can be identified. The substances on the right side of the equation are called conjugate acid and conjugate base compared to those on the left. Also note that the original acid turns in the conjugate base after the reaction is over. 
  11. ↑ a b Francis, Eden (2003). «Amphoterism» [Anfoterismo]. Clackamas Community College. Consultado em 23 de setembro de 2019. The self-ionization of water is another example of water being able to react either as an acid or a base. [...] One water molecule can transfer a proton to another water molecule. One water molecule acts as an acid and the other acts as a base. [...] Equal quantities of H3O+ and OH- are made. 
  12. ↑ Holliday, A.K.; Massy, A.G. (1965). Inorganic Chemistry in Non-Aqueous Solvents [Química Inorgânica em Solventes Não Aquosos] 1.ª ed. Oxford: Pergamon Press. p. 3. 143 páginas. ISBN 978-0-08-011335-7. He observed acidic behaviour by the ammonium salts (for example NH4Cl) and the basic behaviour of alkali amides (such as potassium amide KNH2) in liquid ammonia. 
  13. ↑ KÜTT, Agnes (2008). «General Aspects». Studies of Acid-Base Equilibria in Non-Aqueous Media [Estudos sobre o Equilíbrio Ácido-Base em Meios Não Aquosos] (PDF). Tartu: Tartu University Press. 15 páginas. ISSN 1406-0299. Consultado em 23 de setembro de 2019. According to Brønsted-Lowry definition, acidity of [...] acid HA [...] in solvent S is defined using equation 2.1. 
  14. ↑ Reich, Hans J. «Bordwell pKa Table (Acidity in DMSO)». Department of Chemistry, University of Wisconsin, U.S. Consultado em 2 de novembro de 2008. Cópia arquivada em 9 de outubro de 2008 
  15. ↑ Evans, D. A.; Ripin, D. H. (2005). «Chem 206 pKa Table» (PDF) 
  16. ↑ Gerrard, W. (1976). «Hydrogen Halides HCl, HBr, HI». Solubility of Gases and Liquids: A Graphic Approach Data — Causes — Prediction [Solubilidade de Gases e Líquidos: Uma Abordagem Gráfica Dados — Causas — Previsão] (em inglês). Nova Iorque: Springer Science & Business Media. 150 páginas. ISBN 9781489926449. Consultado em 26 de setembro de 2019. At 10°C, 1 mole of CH3COOH absorbs about 0.19 mole of HCl at pHCl = 1 atm, thus showing a definite basic function toward HCl. 
  17. ↑ Miessler, G. L., Tarr, D. A., (1991) "Inorganic Chemistry" 2nd ed. Pearson Prentice-Hall pp. 170–172
  18. ↑ a b Hall, Norris F. (março de 1940). «Systems of Acids and Bases». Journal of Chemical Education. 17 (3): 124–128. Bibcode:1940JChEd..17..124H. doi:10.1021/ed017p124 
  19. ↑ «Brønsted and Lewis acids and bases» [Ácidos e bases de Brønsted e Lewis]. Chemistry LibreTexts (em inglês). MindTouch. 5 de junho de 2019. Consultado em 23 de setembro de 2019. This definition encompasses the Brønsted-Lowry definition, in that H+ is an electron pair acceptor (when interacting with a base), and a base is an electron pair donor in its interaction with H+. 
  20. ↑ «Lewis Acids and Bases» [Ácidos e Bases de Lewis]. Chemistry LibreTexts (em inglês). MindTouch. 5 de junho de 2019. Consultado em 23 de setembro de 2019. An acid–base reaction forms an adduct, which is a compound with a coordinate covalent bond in which both electrons are provided by only one of the atom, [...] such as ammonia to form an acid–base adduct, as shown here for boron trifluoride (BF3). 
  21. ↑ «Acids and Bases: Lewis Acids» [Ácidos e Bases: Ácidos de Lewis]. Dr. Bruce and Dr. Christe McMenomy Educational Consulting (em inglês). Consultado em 23 de setembro de 2019. In the reaction of boric acid with water, [...] B(OH)3 is an electron receptor and a Lewis acid, but in this case, the water molecule is the proton donor. 
  22. ↑ Sanger, Michael J.; Danner, Matthew (1 de novembro de 2010). «Aqueous Ammonia or Ammonium Hydroxide? Identifying a Base as Strong or Weak» [Amônia Aquosa ou Hidroxido de Amônio? Identificando uma Base como Forte ou Fraca]. Journal of Chemical Education (em inglês). 87 (11): 1213–1216. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed100536n. Consultado em 23 de setembro de 2019 
  23. ↑ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2004). Inorganic Chemistry 2nd ed. [S.l.]: Prentice Hall. p. 187. ISBN 978-0-13-039913-7 
  24. ↑ Abudra, Adam; Badial, Tajinder (13 de fevereiro de 2019). «Lewis Acids and Bases» [Ácidos e Bases de Lewis]. Chemistry LibreTexts (em inglês). MindTouch. Consultado em 23 de setembro de 2019. Other molecules can also act as either an acid or a base. For example, Al(OH)3+3H+→Al3++3H2O where Al(OH)3 is acting as a Lewis Base. Al(OH)3+OH−→Al(OH)−4 where Al(OH)3 is acting as an Lewis Acid. 
  25. ↑ «Acid-Base Properties of Oxides» [Propriedades Ácido-Base de Óxidos]. Lumen Learning. Consultado em 23 de setembro de 2019. In a strongly acidic solution, [...] consider the reaction of Al(OH)3 with HCl. [...] This is a classic acid-base neutralization reaction. [...] Now consider aluminum hydroxide’s reaction in a strongly basic solution. [...] Here, aluminum hydroxide picks up an hydroxide ion out of solution, thereby acting as a Lewis acid. 
  26. ↑ Siriwardane, Upali. «The Lux/Flood Definition» [A Definição de Lux/Flood] (PDF). Louisiana Tech University. The Lux/Flood definition defines an acid as an oxide ion acceptor and a base as an oxide ion donor. 
  27. ↑ Flood, H.; Förland, T.; Sillén, Lars Gunnar; Linnasalmi, Annikki; Laukkanen, Pentti (1947). «The Acidic and Basic Properties of Oxides.». Acta Chemica Scandinavica (em inglês). 1: 592–604. ISSN 0904-213X. doi:10.3891/acta.chem.scand.01-0592 
  28. ↑ «Enthalpy of Formation of Magnesium Oxide» [Entalpia de Formação do Óxido de Magnésio] (PDF). Consultado em 24 de setembro de 2019 
  29. ↑ Pauling, Linus (1960). The Nature of the Chemical Bond 3rd ed. Ithaka: Cornell University Press. p. 557 
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