Trabalho Quimica Conceitos

Conceitos ácido/base de Bronsted/Lowry
*Ácidos são substâncias capazes de ceder prótons (H+).
*Bases são substâncias capazes de receber prótons (H+).
Exemplos:
HCl + H2O  H3O+ + Cl
Ácido 1 + base 2  ácido 2 + base 1
O ácido HCl doa um próton e se transforma na base Cl- ; a base H2O, por sua vez, recebe o próton e se transforma no ácido H3O+. Daí podermos dizer que: Ácido e base são os que diferem em um próton (H+).
No nosso exemplo, a ácido 1 e a base 1 são chamados de conjugados. Analogamente, a base 2 e o ácido 2 são conjugados.
HCl + NH3  NH4+ + Cl-
Ácido 1 +base 2  ácido 2 + base 1 H2O + NH3  NH4+ + OH-
Ácido 1 + base 2  ácido + base 1
H3O + CN-  HCN + H2O
Ácido 1 + base 2  ácido 2 + base 1
Segundo Bronsted-Lowry, ácido forte é o que tem tendência a doar prótons, e base forte é a que tem grande tendência a receber prótons. Assim, o HCl em água é um ácido forte;ao contrário, a base conjugada desse ácido (o íon cloreto Cl-) deve necessariamente ser uma base fraca. Consequentemente, uma reação ácido/base de Bronsted-Lowry acontecerá quando houver formação de ácidos e bases mais fracos que os de partida. Em outras palavras, a reação produzirá um ácido mais fraco e uma base mais fraca.
Quanto mais forte o ácido, mais fraca sua base conjugada; quanto mais forte a base, mais fraco o ácido conjugado.
Conceitos ácido/base de Lewis
Surgiram da necessidade de incluir substâncias que não possuíssem hidrogênio. Segundo Lewis:
Ácidos são substâncias capazes de receber pares eletrônicos.
Bases são substâncias capazes de doar pares eletrônicos.
Exemplos:
H+ + NH3  NH4+
Ácido + base
BF3 + F-  BF4-
Ácido + base
Ag+ + 2NH3  [Ag (NH3)2]+
Ácido + base
HCl + H2O H3O+ + Cl-
Ácido + base
NH3 + H2O  NH4+ + OH-
Base + ácido
Segundo a teoria de Lewis, “doar” pares de elétrons significa fornecer pares eletrônicos para a formação da ligação dativa (coordenada); por outro lado, “ receber” pares de elétrons significa receber pares de elétrons no estabelecimento de ligação