Ácidos e bases
Escala de pH (e pOH)
Afinidade por próton Anfoterismo Autoionização da água Constante de dissociação ácida Constante de dissociação básica Extração ácido-base Fisiologia ácido-base Função de acidez Homeostase ácido-base pH Reação ácido-base Solução tampão
Ácidos
Brønsted–Lowry Carboxílicos Fortes Fracos Hidrácidos Lewis Minerais Orgânicos Oxiácidos Superácidos
Bases
Brønsted–Lowry Fortes Fracas Lewis Não nucleofílicas Orgânicas Óxido Superbases
v d e

A teoria de Brønsted-Lowry é uma teoria sobre a reação entre ácidos e bases proposta independentemente por Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry em 1923. O conceito fundamental proposto é que, quando um ácido e uma base reagem entre si, o ácido forma sua base conjugada, enquanto a base forma seu ácido conjugado; com a reação sendo mediada pela troca de um próton (o cátion do hidrogênio, H⁺).

Embora seja uma generalização da teoria de Arrhenius — que só descreve o fenômeno em soluções aquosas —, seu escopo não inclui reações ácido-base que não envolvam troca de prótons, motivo pelo qual foi suplantada pela teoria ácido-base de Lewis.

Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry formularam independentemente a ideia de que ácidos são doadores de prótons (H⁺), enquanto bases são aceptoras destes.

Na teoria de Arrhenius, ácidos são definidos como substâncias que se ionizam em soluções aquosas, liberando H⁺ (cátions de hidrogênio); enquanto bases são definidas como substâncias que se dissociam em soluções aquosas, liberando OH⁻ (ânions hidróxido).^[1][2]

Em 1923, os físico-químicos Johannes Nicolaus Brønsted, na Dinamarca, e Thomas Martin Lowry, na Inglaterra, propuseram independentemente a teoria que hoje recebe o nome de ambos.^[3][4][5][6] Na teoria de Brønsted-Lowry, ácidos e bases são definidos pela maneira com que um reage com o outro, o que permite maior generalidade se comparada com o conceito de Arrhenius.^[7]

Esta definição é expressa em termos do seguinte equilíbrio químico:

${\displaystyle {\ce {{\acute {a}}cido{}+base<=>base\ conjugada{}+{\acute {a}}cido\ conjugado}}}$

Seja um ácido genérico representado por HA, a reação pode, então, ser representada simbolicamente como

${\displaystyle {\ce {HA + B <=> A- + HB+}}}$

onde o símbolo de equilíbrio (⇌) é usado por conta de a reação poder ocorrer tanto no sentido direto quanto inverso. O ácido (HA), ao perder um próton, torna-se sua base conjugada (A⁻). A base B, então, aceitaria este próton, tornando-se seu ácido conjugado (HB⁺). Muitas reações ácido-base são tão rápidas que as espécies participantes estão usualmente em equilíbrio dinâmico umas com as outras.^[8]

Na reação entre ácido acético (CH₃COOH) e água (H₂O):

${\displaystyle {\ce {CH3 COOH + H2O <=> CH3 COO ^{-}+ H3O+}}}$

o ácido acético se comporta como ácido de Brønsted-Lowry pois doa um próton à água, dando origem à sua base conjugada, o ânion acetato (CH₃COO⁻). A água se comporta como base de Brønsted-Lowry pois recebe um próton do ácido acético, dando origem a seu ácido conjugado, o cátion hidrônio (H₃O⁺).^[9]

O inverso de uma reação ácido-base também é uma reação ácido-base, porém agora entre o ácido conjugado e a base conjugada da base e do ácido da reação direta, respectivamente.^[10] No exemplo acima, o acetato comporta-se como a base da reação inversa, enquanto o hidrônio cumpre o papel de ácido:

${\displaystyle {\ce {H3O ^{+}+ CH3 COO- <=> CH3 COOH + H2O}}}$

O que determina qual das duas reações irá predominar é, neste caso, a constante de dissociação ácida (K_a), que é diretamente proporcional à formação de produtos.^[7]

A essência da teoria de Brønsted-Lowry denota que um ácido é assim definido apenas em relação a uma base, e vice-versa. A água é anfótera devido à sua capacidade de se comportar como ácido ou base a depender do contexto. Na imagem à direita, uma molécula de H₂O atua como base, ganhando um H⁺ e se tornando H₃O⁺; enquanto a outra atua como ácido, perdendo um H⁺ e se tornando OH⁻.^[11]

Assim, o cátion de hidrogênio — ou mais precisamente o cátion hidrônio em solução aquosa^{[nota 1]} — é um ácido de Brønsted-Lowry, enquanto o o ânion hidróxido é uma base, o que ocorre devido à autoionização da água:^[11]

${\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}$

Uma reação análoga ocorre com a amônia líquida:

${\displaystyle {\ce {NH3 + NH3 <=> NH4+ + NH2^{-}}}}$

Nesse caso, o cátion amônio ( NH+
4) equivale, na amônia líquida, ao hidrônio em solução aquosa, enquanto o ânion amida ( NH−
2) seria análogo ao hidróxido. Genericamente, sais de amônio se comportam como ácidos, enquanto amidas se comportam como bases.^[12]

Alguns solventes não aquosos podem se comportar como bases, isto é, como aceptores de prótons com relação a um ácido de Brønsted-Lowry:^[13]

${\displaystyle {\ce {HA + S <=> A- + SH+}}}$

onde S simboliza uma molécula do solvente. Uns dos mais importantes solventes desse tipo são o dimetilsulfóxido (DMSO) e a acetonitrila (CH₃CN), pois trata-se de solventes amplamente utilizados para a determinação de constantes de dissociação ácida de moléculas orgânicas. Como o DMSO é um aceptor de prótons mais forte que H₂O, o ácido, por consequência, é mais forte nele do que numa solução aquosa.^[14] De fato, muitas moléculas em meio não aquoso se comportam como ácidos, ainda que isso não se observe em soluções aquosas. Um caso extremo é o de ácidos conjugados de carbânions, nos quais um próton pode ser extraído de uma ligação C–H.^[15]

Alguns solventes não aquosos podem também se comportar como ácidos. Um solvente ácido é capaz de aumentar a basicidade de substâncias dissolvidas nele. Por exemplo, o ácido acético (CH₃COOH) recebe esse nome por conta de seu caráter ácido em água. No entanto, ele se comporta como base em cloreto de hidrogênio líquido, uma vez que este é um solvente muito mais ácido que o ácido acético:^[16]

${\displaystyle {\ce {HCl + CH3COOH <=> Cl- + CH3C(OH)2+}}}$

No mesmo ano em que Brønsted e Lowry publicaram sua teoria, Gilbert Newton Lewis propôs uma interpretação alternativa às reações ácido-base. A teoria de Lewis tem como base a estrutura eletrônica das moléculas, sendo que uma base de Lewis é definida como um composto capaz de doar um par de elétrons, cujo aceptor seria um ácido de Lewis.^[17][18]

Lewis posteriormente declarou que "restringir o grupo de ácidos às substâncias que contêm hidrogênio interfere tão gravemente com a compreensão sistemática da química quanto restringir o termo agente oxidante a substâncias contendo oxigênio."^[18]

A proposta de Lewis também é capaz de explicar a classificação de Brønsted-Lowry em termos das estruturas eletrônicas das espécies envolvidas:

${\displaystyle {\ce {HA + B <=> A- + BH+}}}$

Na representação de Lewis, tanto a base (B) quando o ácido conjugado (A⁻) possuem um par de elétrons livres, e o próton, que atua como ácido de Lewis, atuaria como aceptor do par de elétrons.^[19]

Na teoria de Lewis, um ácido (A) e uma base (B:) formam um aduto (AB), no qual o par de elétrons é usado para formar uma ligação covalente coordenada entre A e B. Isso é ilustrado pela formação do aduto H₃N−BF₃ a partir de amônia e trifluoreto de boro (BF₃),^[20] uma reação que não ocorreria naturalmente em solução aquosa porque o trifluoreto de boro reage violentamente com água por meio de hidrólise:

${\displaystyle {\ce {BF3 + 3H2O -> B (OH)3 + 3HF}}}$

${\displaystyle {\ce {HF <=> H+ + F-}}}$

O ácido bórico é considerado um ácido de Lewis em virtude da seguinte reação:

${\displaystyle {\ce {B(OH)3 + H2O <=> B(OH)4- + H+}}}$

Neste caso, não é o ácido o doador de prótons, mas sim a base (H₂O). A solução de B(OH)₃ é ácida pois íons H⁺ são liberados na reação.^[21]

Há grandes evidências de que soluções diluídas de amônia contêm frações desprezíveis do cátion amônio:^[22]

${\displaystyle {\ce {H2O + NH3 -> OH- + NH+4}}}$

e que, quando dissolvida em água, a amônia funciona como uma base de Lewis.^[23]

Um exemplo de uma mesma substância ora encaixando-se na definição de Brønsted-Lowry, ora estando fora de seu escopo pode ser visto em substâncias anfóteras como o hidróxido de alumínio [Al(OH)₃]:^[24][25]

${\displaystyle {\ce {Al (OH)3 + OH- <=> Al(OH)^{-}4}}}$ atuando como ácido de Lewis em meio básico, pois não há troca de prótons entre si;

${\displaystyle {\ce {3H+ + Al (OH)3<=> 3H2O + Al^{3+}(aq)}}}$ atuando como base de Brønsted-Lowry em meio ácido.

Na teoria de Lux–Flood, reações entre óxidos em estado líquido ou sólido são comparadas a reações ácido-base, o que não é levado em conta na teoria de Brønsted-Lowry. Nesse caso, um ácido é definido como um aceptor de óxido, enquanto a base seria seu doador.^[26] Por exemplo, a reação:^[27]

${\displaystyle {\ce {SiO2 + CaO -> CaO.SiO2}}}$

representada genericamente por:

${\displaystyle {\ce {{\acute {a}}cido{}+base->sal}}}$

não se enquadra no escopo da definição de Brønsted-Lowry para ácidos e bases. Por outro lado, o óxido de magnésio (MgO) atua como base de Brønsted-Lowry ao reagir com um ácido em solução aquosa:^[28]

${\displaystyle {\ce {2H+ + MgO(s) -> Mg2+(aq) + 2H2O}}}$

Dióxido de silício (SiO₂ ou sílica) dissolvido em água também pode ser interpretado como um ácido fraco pela definição de Brønsted-Lowry:^[29]

${\displaystyle {\ce {SiO2(s) + 2H2O <=> Si(OH)4_{(aq)}}}}$

${\displaystyle {\ce {Si(OH)4_{aq}<=> Si(OH)3O- + H+}}}$

• Ligação covalente coordenada
• Reação ácido-base
• Teoria HSAB

Notas

Referências

• Portal da química