Ácidos e bases

Ácidos e Bases
1. Definição de Arrhenius:
Svante Arrhenius, em 1884, foi o primeiro químico a elaborar uma visão coerente de soluções eletrolíticas que daria uma explicação satisfatória do comportamento ácido-base.
1.1- Ácido:
Arrhenius definiu ácidos como uma substância contendo hidrogênio que produz íon hidrogênio (H+) em uma solução aquosa.
HCl(aq) -> H+(aq) + Cl- (aq)
1.2- Base:
Arrhenius definiu base como uma substância que produz o íon hidroxila (OH-) em solução aquosa.
NaOH(aq) -> Na+(aq) OH-(aq)
1.3- Neutralização:
A Neutralização foi descrita por Arrhenius como a combinação desses dois íons para formar água:
H+(aq) + OH -> H2O
Falhas nessa teoria:
- Como explicar um comportamento ácido ou alcalino em uma solução não aquosa?
- Como é que algumas substâncias que não têm átomos de H na sua composição originam soluções ácidas (já que não podem formar íons H+), e substâncias sem os íons hidróxido, HO-, originam soluções básicas (NH3, por exemplo).
2. Definição de Bronsted-Lowry:
Em 1923, o dinamarquês, Bronsted, e o britânico, Lowry, separadamente criaram uma nova teoria para definir ácidos-bases muito mais útil que a de Arrhenius. Essa nova teoria ficou conhecida como Protônica. Para a dupla a reação ácido-base é uma reação de transferência de próton. O HCl é um ácido em solução aquosa, definido por Arrhenius, mas ele também é um ácido em qualquer outro solvente, seguindo a definição de Bronsted-Lowry ele doa um próton. De acordo com essa definição a água pode reagir como um ácido (formando sua base conjugada OH-) quer como base (para formar um ácido conjugado H3O+). Para a dupla a força de um ácido está relacionado a tendência pra doar um próton, já a força da base está relacionado a tendência de receber prótons.
2.1- Ácidos:
É uma espécie que tende a doar um próton, H+.
2.2- Base:
É uma espécie que tende a receber um próton, H+.

HCl + H2O -> H3O+ + Cl-
Ácido1 + Base2 -> Ácido2 + Base2
3. Definição de Lewis:
Em 1923, o químico