As teorias de ácidos e bases baseiam-se no conceito de Antoine Lavoisier em 1776, que tinha conhecimento limitado dos ácidos fortes, incluindo o nítrico e o sulfúrico. Lavoisier afirmou que a acidez de uma substância dependia de quanto oxigênio ela continha, uma vez que ele não conhecia as composições reais dos halogenetos de hidrogênio e outros ácidos fortes.
Essa teoria foi tida como a verdadeira definição de ácido por várias décadas, mesmo quando cientistas como Berzelius e von Liebig fizeram modificações e propuseram outras visões, mas foi só com Arrhenius que começou a ser visto mais claramente como ácidos e bases funcionavam.
Thomas Martin Lowry, um dos teóricos de ácidos e bases
Seguindo Arrhenius, os físicos-químicos Brönsted e Lowry desenvolveram independentemente sua própria teoria, até que Lewis apareceu para propor uma versão melhorada e mais precisa dela.
Esse conjunto de teorias é usado até hoje e são consideradas as que ajudaram a formar a termodinâmica química moderna.
Teoria de Arrhenius
A teoria de Arrhenius é a primeira definição moderna de ácidos e bases, e foi proposta pelo físico-químico de mesmo nome em 1884. Ela afirma que uma substância é identificada como ácida quando forma íons de hidrogênio por dissolução em água.
Ou seja, o ácido aumenta a concentração de íons H + em soluções aquosas. Você pode demonstrar isso com um exemplo da dissociação de ácido clorídrico (HCl) em água:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Segundo Arrhenius, bases são aquelas substâncias que liberam íons hidróxido ao se dissociarem na água; ou seja, aumenta a concentração de íons OH - em soluções aquosas. Um exemplo de uma base de Arrhenius é a dissolução de hidróxido de sódio em água:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
A teoria também afirma que, como tal, não existem íons H +, mas que essa nomenclatura é usada para denotar um íon hidrônio (H 3 O +) e que este foi referido como um íon hidrogênio.
Os conceitos de alcalinidade e acidez só foram explicados conforme as concentrações dos íons hidróxido e hidrogênio, respectivamente, e os demais tipos de ácido e base (suas versões fracas) não foram explicados.
Teoria de Brönsted e Lowry
Johannes Nicolaus Bronsted
Essa teoria foi desenvolvida de forma independente por dois físico-químicos em 1923, o primeiro na Dinamarca e o segundo na Inglaterra. Ambos tinham a mesma visão: a teoria de Arrhenius era limitada (uma vez que dependia completamente da existência de uma solução aquosa) e não definia corretamente o que eram um ácido e uma base.
Por isso, os químicos trabalharam em torno do íon hidrogênio e fizeram sua afirmação: os ácidos são as substâncias que liberam ou doam prótons, enquanto as bases são aquelas que aceitam esses prótons.
Eles usaram um exemplo para demonstrar sua teoria, que envolvia uma reação de equilíbrio. Ele afirmou que cada ácido tinha sua base conjugada, e que cada base também tinha seu ácido conjugado, assim:
HA + B ↔ A - + HB +
Como, por exemplo, na reação:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
Na reação anterior, o ácido acético (CH 3 COOH) é um ácido porque doa um próton à água (H 2 O), tornando-se sua base conjugada, o íon acetato (CH 3 COO -). Por sua vez, a água é uma base porque aceita um próton do ácido acético e se torna seu ácido conjugado, o íon hidrônio (H 3 O +).
Essa reação reversa também é uma reação ácido-base, pois o ácido conjugado vira ácido e a base conjugada vira base, pela doação e aceitação de prótons da mesma forma.
A vantagem dessa teoria sobre Arrhenius é que ela não requer a dissociação de um ácido para dar conta de ácidos e bases.
Teoria de Lewis
O físico-químico Gilbert Lewis começou a estudar uma nova definição de ácidos e bases em 1923, mesmo ano em que Brönsted e Lowry ofereceram sua própria teoria sobre essas substâncias.
Essa proposta, que foi publicada em 1938, tinha a vantagem de que o requisito de hidrogênio (ou próton) foi retirado da definição.
Ele mesmo havia dito, em relação à teoria de seus predecessores, que "restringir a definição de ácidos a substâncias contendo hidrogênio era tão limitante quanto restringir agentes oxidantes àqueles que contêm oxigênio".
Em termos gerais, essa teoria define bases como as substâncias que podem doar um par de elétrons e ácidos como aquelas que podem receber esse par.
Mais precisamente, afirma que uma base de Lewis é aquela que possui um par de elétrons, que não está ligada ao seu núcleo e pode ser doada, e que o ácido de Lewis é aquele que pode aceitar um par de elétrons livre. No entanto, a definição de ácidos de Lewis é vaga e depende de outras características.
Um exemplo é a reação entre o trimetilborano (Me 3 B) - que atua como um ácido de Lewis porque tem a capacidade de aceitar um par de elétrons - e a amônia (NH 3), que pode doar seu par de elétrons livres.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Uma grande vantagem da teoria de Lewis é a forma como complementa o modelo de reações redox: a teoria sugere que os ácidos reagem com as bases para compartilhar um par de elétrons, sem alterar os números de oxidação de nenhum de seus átomos.
Outra vantagem dessa teoria é que ela permite explicar o comportamento de moléculas como o trifluoreto de boro (BF 3) e o tetrafluoreto de silício (SiF 4), que não apresentam a presença de íons H + ou OH -, conforme requerido pelo teorias anteriores.
Referências
- Britannica, E. d. (sf). Encyclopedia Britannica. Obtido em britannica.com
- Teoria ácido-base de Brønsted - Lowry. (sf). Wikipedia. Obtido em en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Teorias de ácidos e bases. Obtido em chemguide.co.uk