Cidos E Bases

ÁCIDOS E BASES
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Ácidos e Bases de Arrhenius
Definição restrita ao solvente água.
ÁCIDO: Substância que em meio aquoso sofre ionização formando como cátion, o íon H+(aq.) (próton hidratado).

HCl(g)  H+(aq.) + Cl-(aq.)

(em água)

H2SO4(l)  2H+(aq.) + SO42-(aq.)

(em água)

CH3COOH(l) ↔ H+(aq.) + CH3COO-(aq.) (em água)

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Ácidos e Bases de Arrhenius
Definição restrita ao solvente água.
BASE: Composto que produz íons hidróxido em água.

NH3(l)

↔ NH4+(aq.) + OH-(aq.)

(em água)

NaOH(s)  Na+(aq.) + OH-(aq.)

(em água)

Ca(OH)2(s)  Ca2+(aq.) + 2OH-(aq.)

(em água)

Quando os químicos estudaram solvente diferentes as água, como a amônia líquida, encontraram um certo número de substâncias que mostraram o mesmo padrão de comportamento ácido-base, mas

obviamente as definições de Arrhenius não podiam ser usadas.
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Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
Definição mais ampla que a de Arrhenius; é caracterizada pela transferência de prótons (um íon hidrogênio) de uma substância para outra. Formando o par conjugado ácido-base.
ÁCIDO: É um doador de prótons.

HCl(g) + H2O(l)  H3O+(aq.) + Cl-(aq.)
HF(l) + H2O(l)  H3O+(aq.) + F-(aq.)
Ácido 1

Base 2

Ácido 2

Base 1

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Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
BASE: É um receptor de prótons.

NH3(aq.) + H2O(l) ↔ OH-(aq.) + NH4+(aq.)

A definição de Bronsted-Lowry é mais abrangente e permite classificar espécies em ácidas e básicas, sem necessariamente estarem em soluções aquosas e apresentar o íon OH-.
HCl(g) + NH3(aq.)
Ácido 1

Base 2

↔

NH4+(aq.) + Cl-(aq.)
Ácido 2

Base 1

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Ácidos e Bases de Lewis
Definição mais abrangente que a de Bronsted-Lowry; é caracterizada pela transferência de pares de elétrons.
Ácido: É um receptor de pares de elétrons.
Base: É um doador de pares de elétrons.
Quando uma base de Lewis doa um par de elétrons a uma ácido de
Lewis, forma-se uma ligação covalente coordenada, isto é, uma ligação em que os elétrons provêm de um dos átomos.

Um próton (H+) é um receptor de par de elétrons e portanto, um