1) A teoria de Arrhenius define ácidos e bases em termos de íons liberados em solução aquosa, sendo ácidos substâncias que liberam H+ e bases substâncias que liberam OH-. 2) A teoria de Brønsted-Lowry define ácidos e bases em termos de doação e aceitação de prótons, sendo ácidos espécies doadoras de prótons e bases espécies aceitadoras de prótons. 3) A teoria de Lewis define ácidos e bases em termos de doação e aceitação de pares de el

2. Teorias ácido-base
ARRHENIUS

3. Arrhenius:Teoria da
Dissociação Eletrolítica
 Ácidos : são substâncias que contêm
hidrogênio e produzem o íon H + [ H3O+ ] (íon
hidrônio) como único cátion, quando em
solução aquosa.
Ex.: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl -
HNO 3 + H 2 O H 3 O + + NO 3 -

4.  Bases: são substâncias que liberam íons
OH- (íons hidróxido) em solução aquosa.
Ex.: NaOH + H 2 O Na + + OH -
Ca(OH) 2 + H 2 O Ca 2+ +
2OH -

5.  Navisão de Arrhenius, a neutralização
é definida como sendo a combinação do
íon H+ com o íon OH- para formar
moléculas de H2O.
H + aq + OH - aq H 2 O aq
A teoria de Arrhenius aponta para as
propriedades de muitos ácidos e bases
comuns, mas apresenta importantes
limitações .

6. LIMITAÇÕES:
 Teoria de Arrhenius está restrita para
soluções aquosas;
 Não aponta para a basicidade da amônia
(NH3), por exemplo, que não contém
grupo OH;
 A natureza do solvente desempenha um
papel crítico nas propriedades das
substâncias ácido-base.

7. Teoria Protônica
BRöNSTED LOWRY

8. TEORIA DE BRÖNSTED-
LOWRY
 Ácido: é qualquer substância (molécula
ou íon) que pode transferir um próton (íon
H+) para outra substância.
 Ácidos são espécies doadoras de prótons .
 Base : é qualquer substância que pode
aceitar um próton (H+) .
 Bases são espécies aceptoras de prótons.

9.  Reações ácido-base são tidas como
reações de transferência de prótons.
 Na teoria ácido-base de Brönsted-Lowry
haverá a formação de um par ácido-
base conjugado , isto é, sempre o ácido
terá a sua base conjugada e vice-versa,
ou seja, a base certamente terá o seu
ácido conjugado.

10. Esquematizando

11. Ex.:

12. Ex.:

14. Força
 Quanto maior é a tendência em doar
prótons, mais forte é o ácido.
 Quanto maior a tendência em receber
prótons, mais forte é a base, e vice-versa.
 Água
substância anfiprótica (espécies que
podem ceder ou receber prótons H +).

15. 100%
em H2O
ionizado
Aumento da força ácida
insignificante fraco fort e
Ácido
Base
fort e insignificante
fraco
H2O Aumento da força básica
100%
protonado em

16. Teoria Eletrônica
LEWIS

17.  Ácido: é uma espécie química (molécula
ou íon) com orbital vazio capaz de receber
um par de elétrons em uma reação;
 Base: é uma espécie química (molécula
ou íon) que pode doar um par de elétrons
para formar uma ligação covalente
coordenada em uma reação.

18. Em resumo:
 Ácido é um receptor de par de elétrons.
 Base é um doador de par de elétrons.
 Toda reação ácido-base de Lewis
consiste na formação de uma ligação
covalente coordenada.
 Neutralização é definida como a
formação de uma ligação covalente
coordenada.

19. A teoria de Lewis não depende de
prótons, nem de reações com solventes.
Amplia a definição para todas as reações
químicas.

20. Ex.:

21. Ex.:

23. Ácidos de Lewis
 Todos os ácidos de Arrhenius e ácidos de
Bronsted-Lowry;
 Moléculas contendo um átomo com
deficiência de um par de elétrons (BF 3,
AlCl3 , FeBr3).
 Cátions: H+ ,
Cu2+ ,

24. Bases de Lewis
 Todas as bases de Bronsted-Lowry;
 Moléculas contendo átomos com um ou
mais pares de elétrons não
compartilhados (H2O , NH3 , H3C – NH2 )
 Ânions: OH- ,
Cl- , CN-

25. Comparação entre as três teorias