Teorias ácido-base     ARRHENIUS
Arrhenius:Teoria da     Dissociação Eletrolítica Ácidos   : são substâncias que contêm hidrogênio e produzem o íon H + [ ...
 Bases: são substâncias que liberam íons OH- (íons hidróxido) em solução aquosa. Ex.: NaOH + H 2 O       Na + + OH -    C...
 Navisão de Arrhenius, a neutralização é definida como sendo a combinação do íon H+ com o íon OH- para formar moléculas d...
LIMITAÇÕES: Teoria de Arrhenius está restrita para  soluções aquosas; Não aponta para a basicidade da amônia  (NH3), por...
Teoria Protônica                                                                                                   BRöNSTE...
TEORIA DE BRÖNSTED-          LOWRY Ácido:   é qualquer substância (molécula  ou íon) que pode transferir um próton (íon  ...
 Reações     ácido-base são tidas como    reações de transferência de prótons.    Na teoria ácido-base de Brönsted-Lowry...
Esquematizando
Ex.:
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Força Quanto maior é a tendência em doar prótons, mais forte é o ácido. Quanto  maior a tendência em receber prótons, ma...
100%                                                               em H2O                                                 ...
Teoria Eletrônica       LEWIS
 Ácido:  é uma espécie química (molécula ou íon) com orbital vazio capaz de receber um par de elétrons em uma reação; Ba...
Em resumo: Ácido  é um receptor de par de elétrons. Base é um doador de par de elétrons. Toda    reação ácido-base de L...
A  teoria de Lewis não depende de prótons, nem de reações com solventes. Amplia a definição para todas as reações químicas.
Ex.:
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Ácidos de Lewis Todos os ácidos de Arrhenius e ácidos de Bronsted-Lowry; Moléculas contendo um átomo com deficiência de ...
Bases de Lewis Todas as bases de Bronsted-Lowry; Moléculas contendo átomos com um ou mais pares de elétrons não comparti...
Comparação entre as três teorias                 
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  1. 1. Teorias ácido-base ARRHENIUS
  2. 2. 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 -
  3. 3.  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 -
  4. 4.  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 .
  5. 5. 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.
  6. 6. Teoria Protônica                                                                               BRöNSTED LOWRY
  7. 7. 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.
  8. 8.  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.
  9. 9. Esquematizando
  10. 10. Ex.:
  11. 11. Ex.:
  12. 12. 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 +).
  13. 13. 100% em H2O ionizado Aumento da força ácidainsignificante fraco fort e Ácido Base fort e insignificante fraco H2O Aumento da força básica 100% protonado em
  14. 14. Teoria Eletrônica LEWIS
  15. 15.  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.
  16. 16. 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.
  17. 17. A teoria de Lewis não depende de prótons, nem de reações com solventes. Amplia a definição para todas as reações químicas.
  18. 18. Ex.:
  19. 19. Ex.:
  20. 20. 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+ ,
  21. 21. 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-
  22. 22. Comparação entre as três teorias   

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