Histórico developmentEdit

O conceito de ácido-base reação foi proposto pela primeira vez em 1754 por Guillaume-François Rouelle, que introduziu a palavra “base” para a química significa uma substância que reage com um ácido para dar forma sólida (como o sal).

lavoisier’s oxygen theory of acidsEdit

o primeiro conceito científico de ácidos e bases foi fornecido por Lavoisier em cerca de 1776., Desde Lavoisier conhecimento de ácidos fortes principalmente para oxoacids, tais como HNO
3 (ácido nítrico) e H
2SO
4 (ácido sulfúrico), que tendem a conter central átomos em altos estados de oxidação rodeado por oxigênio, e desde que ele não estava ciente da verdadeira composição do hydrohalic ácidos (HF, HCl, HBr e HI), ele definiu ácidos em termos de suas contendo oxigênio, na verdade o que ele chamou de palavras gregas que significa “ácido-ex” (do grego οξυς (oxy) que significa “ácido” ou “forte” e γεινομαι (geinomai) que significa “gerar”)., The Lavoisier definition held for over 30 years, until the 1810 article and subsequent lectures by Sir Humphry Davy in which he proved the lack of oxygen in H
2S, H2Te, and the hydrohalic acids. No entanto, Davy não desenvolveu uma nova teoria, concluindo que”a acidez não depende de nenhuma substância elementar particular, mas de um arranjo peculiar de várias substâncias”. Uma modificação notável da teoria do oxigênio foi fornecida por Jöns Jacob Berzelius, que afirmou que os ácidos são óxidos de não metais, enquanto as bases são óxidos de Metais.,

liebig’s hydrogen theory of acidsEdit

In 1838, Justus von Liebig proposed that an acid is a hydrogen-containing compound whose hydrogen can be replaced by a metal. Esta redefinição foi baseada em seu extenso trabalho sobre a composição química dos ácidos orgânicos, terminando a mudança doutrinal de ácidos baseados em oxigênio para ácidos baseados em hidrogênio iniciado por Davy. A definição de Liebig, embora completamente empírica, permaneceu em uso por quase 50 anos até a adoção da definição de Arrhenius.,

Arrhenius definitionEdit

a primeira definição moderna de ácidos e bases em termos moleculares foi concebida por Svante Arrhenius. A teoria do hidrogênio dos ácidos, que se seguiu de seu trabalho de 1884 com Friedrich Wilhelm Ostwald no estabelecimento da presença de íons em solução aquosa e levou Arrhenius a receber o Prêmio Nobel de Química em 1903.um ácido de Arrhenius é uma substância que se dissocia em água para formar íons de hidrogênio (H+); ou seja, um ácido aumenta a concentração de íons de H+ numa solução aquosa.,

isto causa a protonação da água, ou a criação do íon hidrônio (H3O+). Assim, nos tempos modernos, o símbolo H+ é interpretado como uma abreviação para H3O+, porque é agora conhecido que um próton nu não existe como uma espécie livre em solução aquosa.

• uma base de Arrhenius é uma substância que se dissocia em água para formar íons de hidróxido (OH−); isto é, uma base aumenta a concentração de íons OH em uma solução aquosa.,”

as definições de Arrhenius de acidez e alcalinidade restringem-se a soluções aquosas e referem-se à concentração dos iões solventes. De acordo com esta definição, H2SO4 puro e HCl dissolvidos em tolueno não são ácidos, e NaOH derretido e soluções de amida de cálcio em amônia líquida não são alcalinas. Isto levou ao desenvolvimento da teoria Brønsted-Lowry e subsequente teoria de Lewis para explicar essas exceções não aquosas.,em geral, para se qualificar como ácido de Arrhenius, após a introdução na água, o produto químico deve provocar, directamente ou de outro modo: um aumento da concentração aquosa de hidrónio ou uma diminuição da concentração de hidróxido.inversamente, para se qualificar como base de Arrhenius, após a introdução à água, o produto químico deve causar, diretamente ou de outra forma: uma diminuição da concentração de hidrônio aquoso, ou um aumento da concentração de hidróxido aquoso.,

a reacção de um ácido com uma base é chamada de reacção de neutralização. Os produtos desta reação são um sal e água.

ácido + base → sal + água

nesta representação tradicional uma reação de neutralização ácido-base é formulada como uma reação de substituição dupla. Por exemplo, a reação do ácido clorídrico, HCl, com hidróxido de sódio, NaOH, soluções produz uma solução de cloreto de sódio, NaCl, e algumas moléculas de água adicionais.,

HCl (aq) + NaOH(aq) → NaCl (aq) + H2O

O modificador (aq) nesta equação foi implícito por Arrhenius, ao invés de Incluído explicitamente. Indica que as substâncias são dissolvidas em água. Embora todas as três substâncias, HCl, NaOH e NaCl são capazes de existir como compostos puros, em soluções aquosas eles são totalmente dissociados para os íons aquáticos H+, Cl−, Na+ E OH−.,

Brønsted–Lowry definitionEdit

Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry

O Brønsted–Lowry definição, formulada em 1923, de forma independente, por Johannes Nicolaus Brønsted na Dinamarca e Martin Lowry, na Inglaterra, é baseada na idéia de protonation de bases através do deprotonation de ácidos – que é, a capacidade de ácidos para “doar” de íons de hidrogênio (H+)—também conhecido como prótons—para bases, que “aceitá-los”.,uma reação ácido-base é, portanto, a remoção de um íon hidrogênio do ácido e sua adição à base. A remoção de um íon hidrogênio de um ácido produz sua base conjugada, que é o ácido com um íon hidrogênio removido. A recepção de um próton por uma base produz seu ácido conjugado, que é a base com um íon de hidrogênio adicionado.ao contrário das definições anteriores, a definição de Brønsted–Lowry não se refere à formação de sal e solvente, mas sim à formação de ácidos conjugados e bases conjugadas, produzidos pela transferência de um próton do ácido para a base., Nesta abordagem, ácidos e bases são fundamentalmente diferentes em comportamento dos sais, que são vistos como eletrólitos, sujeitos às teorias de Debye, Onsager, e outros. Um ácido e uma base reagem não para produzir um sal e um solvente, mas para formar um novo ácido e uma nova base. O conceito de neutralização está, portanto, ausente. O comportamento ácido–base Brønsted–Lowry é formalmente independente de qualquer solvente, tornando-o mais abrangente do que o modelo Arrhenius. O cálculo do pH sob o modelo de Arrhenius dependia de álcalis (bases) dissolvendo-se em água (solução aquosa)., O modelo Brønsted–Lowry expandiu o que poderia ser testado com pH usando soluções insolúveis e solúveis (gás, líquido, sólido).

a fórmula geral para reações ácido-base de acordo com a definição de Brønsted–Lowry é:

HA + B → BH+ + A−

onde HA representa o ácido, B representa a base, BH+ representa o ácido conjugado de B, e A− representa a base conjugada de HA.,

Por exemplo, um modelo Brønsted-Lowry para a dissociação do ácido clorídrico (HCl) em solução aquosa seria o seguinte:

HCl + H2O The H3O+ + Cl−

a remoção de H+ do HCl produz o ião cloreto, Cl−, a base conjugada do ácido. A adição de H+ à H2O (agindo como uma base) forma o íon hidrônio, H3O+, o ácido conjugado da base.

A água é anfotérica—ou seja, pode agir como um ácido e uma base., O Brønsted-Lowry modelo explica isso, mostrando a dissociação da água em baixas concentrações de um hidrônio e íons hidróxido de:

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH−

Esta equação é demonstrado na imagem abaixo:

Aqui, uma molécula de água, atua como um ácido, a doação de um H+, formando o conjugado da base de dados, OH−, e uma segunda molécula de água atua como uma base, aceitando o íon H+, formando o ácido conjugado, H3O+.

Como exemplo de água agindo como ácido, considere uma solução aquosa de piridina, C5H5N.,

C5H5N + H2O ⇌ + + OH –

neste exemplo, uma molécula de água é dividida em um íon hidrogênio, que é doado a uma molécula de piridina, e um íon hidróxido.

no modelo Brønsted-Lowry, o solvente não tem necessariamente de ser água, como é exigido pelo modelo de base ácido-Arrhenius. Por exemplo, considere o que acontece quando o ácido acético, CH3COOH, se dissolve em amônia líquida.

CH
3COOH + NH
3 ⇌ NH+
4 + CH
3COO−

An H+ ion is removed from acético acid, forming its conjugate base, the acetate ion, CH3COO−., A adição de um íon h+ a uma molécula de amônia do solvente cria seu ácido conjugado, o íon de amônio, NH+

o modelo Brønsted–Lowry chama de ácidos contendo hidrogênio (como HCl). Assim, algumas substâncias, que muitos químicos considerados como ácidos, como SO3 ou BCl3, são excluídas desta classificação devido à falta de hidrogênio. Gilbert N., Lewis escreveu em 1938, ” para restringir o grupo de ácidos para aquelas substâncias que contêm hidrogênio interfere tão seriamente com a compreensão sistemática da química como a restrição do termo agente oxidante para substâncias contendo oxigênio.”Além disso, KOH e KNH2 não são consideradas bases de Brønsted, mas, ao invés de sais contendo as bases OH e NH−

Lewis definitionEdit

O hidrogênio exigência de Arrhenius e de Brønsted–Lowry foi removido pelo Lewis definição de ácido–base reações, concebido por Gilbert N., Lewis in 1923, in the same year as Brønsted–Lowry, but it was not elaborated by him until 1938. Em vez de definir ácido–base reacções em termos de prótons ou outros ligados substâncias, a definição de Lewis define uma base (referida como uma base de Lewis) um composto que pode doar um par de elétrons, e um ácido (um ácido de Lewis) um composto que possa receber esse par de elétrons.por exemplo, trifluoreto de boro, BF3 é um típico ácido de Lewis. Ele pode aceitar um par de elétrons como ele tem uma vaga em seu octeto. O íon fluoreto tem um octeto completo e pode doar um par de elétrons., Thus

BF3 + F – → BF –
4

is a typical Lewis acid, Lewis base reaction. Todos os compostos de elementos do grupo 13 com uma fórmula AX3 podem se comportar como ácidos de Lewis. Similarmente, compostos de elementos do grupo 15 com uma fórmula DY3, tais como aminas, NR3, e fosfinas, PR3, podem se comportar como bases de Lewis. Adutos entre eles têm a fórmula X3A DY DY3 com uma ligação covalente dativa, mostrada simbolicamente como←, entre os átomos a (aceitador) E D (doador). Os compostos do grupo 16, com uma fórmula DX2 também podem atuar como bases de Lewis; desta forma, um composto como um éter, R2O, ou um thioether, R2S, pode atuar como uma base de Lewis., A definição de Lewis não se limita a estes exemplos. Por exemplo, monóxido de carbono atua como uma base de Lewis quando forma um aduto com trifluoreto de boro, de Fórmula F3B←CO.Adutos envolvendo íons metálicos são referidos como compostos de coordenação; cada ligante doa um par de elétrons ao íon metálico., A reação

+ + 2NH3 → + + 4H2O

pode ser vista como uma reação ácido–base na qual uma base mais forte (amônia) substitui uma mais fraca (água)

as definições de Lewis e Brønsted–Lowry são consistentes entre si, uma vez que a reação

H+ + OH− ⇌ H2O

é uma reação ácido–base em ambas as teorias.uma das limitações da definição de Arrhenius é a sua dependência de soluções de água. Edward Curtis Franklin estudou as reações ácido-base em amônia líquida em 1905 e apontou as semelhanças com a teoria Arrhenius baseada na água. Albert F.,O. Germann, working with liquid fosgene, COCl
2, formulated the solvent-based theory in 1925, thereby generalizing the Arrhenius definition to cover aprotic solvents.

Germann apontou que em muitas soluções, existem íons em equilíbrio com as moléculas neutras do solvente:

• íons solvônio: um nome genérico para íons positivos. (The term solvonium has replaced the older term lyonium ions: positive ions formed by protonation of solvent molecules.)
• íons solvate: um nome genérico para íons negativos., (The term solvate has replaced the older term lyate ions: negative ions formed by deprotonation of solvent molecules.,nd ammonium and amide, respectively: 2 H
  2O ⇌ H
  3O+
  + OH−
  2 NH
  3 ⇌ NH+
  4 + NH−
  2

  Some aprotic systems also undergo such dissociation, such as dinitrogen tetroxide into nitrosonium and nitrate, antimony trichloride into dichloroantimonium and tetrachloroantimonate, and phosgene into chlorocarboxonium and chloride:

  N
  2O
  4 ⇌ NO+
  + NO−
  3 2 SbCl
  3 ⇌ SbCl+
  2 + SbCl−
  4 COCl
  2 ⇌ COCl+
  + Cl−

  A solute that causes an increase in the concentration of the solvonium ions and a decrease in the concentration of solvate ions is defined as an acid., Um soluto que provoca um aumento na concentração dos iões solvados e uma diminuição na concentração dos iões solvónio é definido como uma base., definição de mostra no descrevendo as reações em aprotic solventes; por exemplo, no estado líquido N
  2
  4:

  + → +

  o sistema de solventes definição depende do soluto, bem como sobre o solvente em si mesmo, um determinado soluto pode ser um ácido ou uma base, dependendo a escolha do solvente: HClO
  4 é um ácido forte na água, um ácido fraco em ácido acético, e uma base fraca em fluorosulfonic ácido; esta característica da teoria tem sido visto como uma força e uma fraqueza, porque algumas substâncias (como o PARA
  3 e NH
  3) foram vistos para ser ácida ou básica em seu próprio direito., Por outro lado, a teoria do sistema solvente tem sido criticada como sendo demasiado geral para ser útil. Além disso, tem-se pensado que há algo intrinsecamente ácido sobre compostos de hidrogênio, uma propriedade não compartilhada por sais de solvônio não-hidrogenicos.

  Lux–Flood definitionEdit

  This acid–base theory was a revival of oxygen theory of acids and bases, proposed by German chemist Hermann Lux in 1939, further improved by Håkon Flood circa 1947 and is still used in modern geochemistry and electrochemistry of molten salts., Esta definição descreve um ácido como um íon óxido (O2−
  ) aceitador e uma base como um doador de íons óxido. Por exemplo:

  + → MgCO
  3 + → CaSiO
  3 + → NA+
  2 + 2 SO2
  4

  Esta teoria também é útil na sistematização das reações dos compostos de gases nobres, especialmente o xenon óxidos, fluoretos, e oxofluorides.Mikhail Usanovich desenvolveu uma teoria geral que não restringe a acidez a compostos contendo hidrogênio, mas sua abordagem, publicada em 1938, foi ainda mais geral do que a teoria de Lewis., A teoria de Usanovich pode ser resumida como definindo um ácido como qualquer coisa que aceita espécies negativas ou DOA espécies positivas, e uma base como o contrário. Este definiu o conceito de redox (oxidação-redução) como um caso especial de ácido–base reacções

  Alguns exemplos de Usanovich ácido–base reações incluem:

  + → 2 Na+
  + SO2
  4 (espécies trocados: O2
  ânion) + → 6 NH+
  4 + 2 SbS3−
  4 (espécies trocados: 3 S2−
  ânions) + → 2Na+
  + 2Cl−
  (espécies trocados: 2 elétrons)