Complemento- teoria ácido-base

Páginas: 6 (1333 palavras) Publicado: 24 de fevereiro de 2013
Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry e Lowry Lewis
1. Conceito de ácido e base de Bronsted Bronsted-Lowry (Teoria Protônica): ÁCIDO – é uma espécie química (molécula ou íon) que doa próton (H+) em uma reação. BASE - é uma espécie química (molécula ou íon) que recebe próton (H+) em uma reação. Resumindo: “Ácido é definido como um doador de próton e base como um receptor de próton” Exemplo 1: Observe areação: HCl + H2O ↔ H3O+ + ClHá transferência de próton (H+) do HCl para o H2O:

No exemplo anterior, temos os seguintes pares conjugados ácido-base: base:

HCl – Cl- / H3O+ – H2O: o ácido difere da base pela ausência de um H+. Exemplo 2:

Os pares conjugados ácido ácido-base são: HNO3 – NO3- / NH4+ - NH3 Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada ; e quanto mais forte uma base,mais fraco é o seu ácido conjugado. Veja alguns exemplos: HCl é um hidrácido forte (HCl → H+ + Cl-), logo sua base Cl- é fraca. HCN é um hidrácido fraco (HCN → H+ + CN-), logo sua base conjugada é forte. Assim, temos um processo reversível, onde cada espécie funciona como ácido ou base: Observe a tabela abaixo:

As estruturas formadas H3O+ e Cl- também reagem com transferência de próton (H+),regenerando as estruturas iniciais:

A partir deste conceito de ácido e base de Bronsted-Lowry é muito importante considerar os Lowry pares conjugados. Ou seja: base PAR CONJUGADO ácido-base é aquele par formado por duas espécies químicas que diferem entre si por um H+. Profa. Graça Porto

DICAS – São Ácidos de Lewis: OBSERVAÇÃO: é importante identificar sempre o ácido e a base nesse tipo de teoria(Bronsted (BronstedLowry) e em seguida identificar os pares conjugados (ácido-base). Lembre-se sempre que se essas reações são reversíveis (↔), por isso é ), importante considerar os dois lados da equ equação química que representa a reação. Todos os cátions (espécies positivas, pois

perderam elétrons) são ácidos de Lewis, tendo em vista que são deficientes em elétrons, e normalmente podem aceitarelétrons para formar ligações.

Exemplos: Li+, Na+, Ca+2, Zn+2, Fe+2, Fe+3, etc.
Todos os compostos cujo átomo central não tem o octeto completo, são capazes de receber elétrons para completar seu octeto.

2. Conceito de ácido e base de Lewis (Teoria Eletrônica): ÁCIDO – é uma espécie (átomo, molécula ou átomo, cátion) que GANHA um par de elétrons numa reação química. BASE - é uma espécie (átomo,molécula ou ânion) que DOA um par de elétrons numa reação química. A reação ácido-base fundamental, no conceito de base Lewis, consiste na formação de uma ligação covalente coordenada (dativa) entre um ácido e uma base. O ácido é a espécie receptora de par de elétrons e a base, a espécie doadora de par de e elétrons. Exemplos: a)

Exemplos: BCl3, AlCl3, BF3, BH3, BeCl2, BeF2, BeH2, etc.

DICAS –São Bases de Lewis:

Todos os ânions (espécies negativas, pois ganharam elétrons), são espécies ricas em elétrons, , podendo fornecê-los para outra espécie. los

Exemplos: F-, Cl-, I-, S-2, OH-, etc.
Todos os compostos cujo átomo central tem um ou mais pares de elétrons não não-compartilhados (livres), pois podem doar elétrons a uma espécie deficiente em elétrons.

Exemplos: NH3, PCl3, NCl3, H2O,etc.

b)

COMPARAÇÃO ENTRE CONCEITOS:

Resumindo os três conceitos, temos:
OBSERVAÇÃO: o mais importante na teoria de Lewis é identificar a base e o ácido. A reação química é dada nas questões e deve-se dá atenção se máxima aos REAGENTES (lado esquerdo da equação), pois o ácido e base estarão lá sempre!

Profa. Graça Porto

Exercícios
1. (FMPA-MG) De acordo com o critério de Lewis de MG) acidez ebasicidade, as espécies abaixo podem ser classificadas como: II. H2O III. NH3 IV. CH4 I . AlCl3 a) I – ácido; II – ácido; III – base; IV – ácido b) I – ácido; II – base; III – base; IV – nem ácido, nem base c) I – ácido; II – base; III – base; IV – ácido d) I – base; II – ácido; III – base; IV – nem ácido, nem base e) I – nem ácido, nem base; II – base; III – base; IV ácido 2. (PUC-MG) Na reação...
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