QUÍMICA DOS ÁCIDOS E BASES

QUÍMICA DOS ÁCIDOS E BASES

1. A Maioria dos modelos antigos são aplicáveis somente à classes específicas de compostos ou a um estreito conjunto de condições

2. Ideia do Século XVIII

   • Todos os ácidos contendo oxigênio, óxidos de nitrogênio, fósforo, enxofre e halogênios formariam ácidos aquosos

3. Século XIX

   • Limita a Ideia do Século XVIII
   • Descoberta de muitos compostos que não continham oxigênio, mas mostravam comportamento associado com ácidos

4. CONCEITO DE ARRENHIUS

   • Final do século XIX
     • Ostwald e Arrhenius estabelecem a existência de íons em solução aquosa e explicam satisfatoriamente em termos moleculares a química ácido-base
       • Arrhenius se destaca e conduz o nome do conceito/teoria pois recebe em 1903 o Prêmio Nobel de Química
   • Ácidos de Arrhenius produzem íons de hidrogênio em solução aquosa
   • Bases de Arrhenius produzem íons hidróxido em solução aquosa
   • O conceito de Arrhenius é útil em soluções aquosas, mas não se aplica às muitas reações que ocorrem em outros solventes inorgânicos, orgânicos, em fase gasosa ou no estado sólido

5. CONCEITO DE BRONSTED-LOWRY

   • Brønsted e Lowry nunca se conheceram, porém, desenvolveram a mesma teoria na mesma época
     • Definiram um ácido como uma espécie com tendência a perder um íon hidrogênio
     • Definiram uma base como uma espécie com tendência a ganhar um íon hidrogênio
     • A estratégia deles é comparar ácidos e bases conjugados, espécies diferindo apenas pela presença ou ausência de um próton, e descrever as reações que ocorrem entre um ácido mais forte e uma base mais forte para formar um ácido mais fraco e uma base mais fraca
   • O modelo de Brønsted-Lowry determina explicitamente que os ácidos geram diferentes ácidos conjugados dependendo do solvente usado
   • Superácidos de Brønsted–Lowry
     • A acidez do superácido é medida pela função de acidez de Hammett
     • George Olah ganhou o Prêmio Nobel de Química em 1994 com a descoberta e a aplicação de superácidos
       • Soluções ácidas mais ácidas que o ácido sulfúrico
     • A água é uma base forte em meio superácido
   • Acidez e basicidade de Brønsted-Lowry em fase gasosa
     • As medidas mais puras da força ácido-base são os parâmetros de acidez e basicidade em fase gasosa
     • As afinidades por prótons e as basicidades em fase gasosa foram determinadas para milhares de bases orgânicas neutras
   • Solventes não aquosos e força ácido-base
     • Efeito de nivelamento
       • Ácidos inerentemente mais fortes que H3O+ não podem ser diferenciados pela sua ionização aquos
       • Uma perspectiva fundamental no nivelamento é que a classificação de uma substância como “fraca” ou “forte” é rigorosamente relacionada ao solvente
         • Uma base aquosa fraca pode ser forte em um solvente mais ácido

6. CONCEITO DE LEWIS E ORBITAIS DE FRONTEIRA

   • Lewis definiu uma base como um doador de par de elétrons e ácido como um aceptor de par de elétrons
   • Lewis em sua definição expande muito a lista de ácidos, incluindo íons metálicos e compostos do grupo principal e fornecendo uma estrutura para reações não aquosas
   • Orbitais de Moleculares de Fronteira
     • São aqueles na fronteira ocupada e não ocupada
   • Basicidade de Lewis
     • É a tendência termodinâmica de uma substância para atuar como uma base de Lewis
     • Uma base de Lewis pode se tornar menos básica por um determinado ácido de Lewis em um solvente em relação ao outro solvente
     • As medições em fase gasosa são ideais para determinar as basicidades de Lewis, sem a complicação de efeitos da solvatação
     • Medidas comparativas desta propriedade são fornecidas pelas constantes de equilíbrio para a formação de aduto das bases de Lewis com um ácido de referência comum

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