Teorias Ácido Base: Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis
Vamos começar o estudo da Química Inorgânica e das funções inorgânicas.
Chamamos de Química Inorgânica a parte da química que estuda os compostos que não possuem o carbono como elemento principal.
E chamamos de funções os grupos de compostos que possuem propriedades químicas muito semelhantes, por mais diferentes que sejam suas composições.
As quatro funções inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos.
Dentre essas quatro, ácidos e bases têm um certo destaque e existem várias teorias na Química que tentam definir o que são eles dois.
Vou te mostrar as três principais hoje: Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis.
1. Teoria de Arrhenius
De acordo com a teoria de Arrhenius, os ácidos e bases são definidos pelo comportamento que apresentam em solução aquosa.
Os ácidos são substâncias que liberam íons H⁺ (prótons) na água. Por exemplo, o HCl, ao ser dissolvido, se dissocia em H⁺ e Cl⁻.
Já as bases, segundo Arrhenius, são aquelas que liberam íons OH⁻ (hidroxilas) em água, como o NaOH, que se dissocia em Na⁺ e OH⁻.
Embora essa teoria seja simples e útil, ela apresenta limitações.
Por exemplo, ela só é aplicável a substâncias que reagem em água, deixando de lado outros tipos de ácidos e bases que não dependem desse meio.
2. Teoria de Bronsted-Lowry
Na teoria de Bronsted-Lowry, ácidos e bases são definidos com base na transferência de prótons (H⁺).
Um ácido, de acordo com essa teoria, é qualquer substância que pode doar prótons, enquanto uma base é qualquer substância que pode aceitar prótons.
Isso permite que a teoria seja aplicada não apenas em água, mas em qualquer solvente em que as substâncias estejam dissolvidas em meio líquido.
Um conceito central dessa teoria é o de par conjugado ácido-base.
Quando um ácido doa um próton, ele se transforma em uma base conjugada, que é a substância resultante após a doação do H⁺.
Da mesma forma, quando uma base aceita um próton, ela se transforma em um ácido conjugado.
Por exemplo, o HCl, ao doar um próton, forma o Cl⁻, que é sua base conjugada. Já a amônia (NH₃), ao aceitar um próton, forma o NH₄⁺, que é seu ácido conjugado.
Essa abordagem é especialmente útil para explicar reações que ocorrem fora de soluções aquosas, como interações entre gases ou substâncias em estado sólido.
3. Teoria de Lewis
Por fim, a definição de ácido e base para Lewis vai além da presença ou ausência de prótons, ela foca na transferência de elétrons.
Para ele, um ácido é qualquer substância capaz de receber um par de elétrons, enquanto uma base é qualquer substância capaz de doar um par de elétrons.
Sendo assim, a teoria de Lewis é a mais ampla de todas. Ela explica reações químicas que não envolvem H⁺ e ainda assim possuem ácidos e bases.
Por exemplo, o BF₃ reage com o F⁻, formando o BF₄⁻. Não temos troca de H⁺, mas temos doação de um par de elétrons do F⁻ para o BF₃.
Portanto, o BF₃ é um ácido e o F⁻ é uma base de Lewis.
4. Comparação entre as três teorias
5. Teorias aninhadas: uma dentro da outra!
As três teorias que estudamos — Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis — se relacionam de forma alinhada, como se fossem conjuntos matemáticos.
Assim como os números naturais estão dentro dos inteiros, que estão dentro dos racionais e, por sua vez, dos reais, o mesmo acontece aqui:
Todo ácido ou base de Arrhenius também é um ácido ou base de Bronsted-Lowry, mas nem todos os ácidos e bases de Bronsted-Lowry são de Arrhenius.
Afinal, Arrhenius só funciona em soluções aquosas, enquanto Bronsted-Lowry considera qualquer meio líquido.
Da mesma forma, todo ácido ou base de Bronsted-Lowry é também um ácido ou base de Lewis.
Mas Lewis vai além, abrangendo reações que envolvem a troca de pares de elétrons, independentemente de prótons.
Essa hierarquia mostra como as definições de ácido e base foram evoluindo para se tornarem mais amplas e completas.
Conclusão
Com essas três teorias, conseguimos entender o comportamento de ácidos e bases em diferentes contextos.
Nos próximos capítulos, vamos aprofundar o estudo dos ácidos, explorando suas classificações, nomenclaturas e aplicações práticas.
