H3O+
+ Cl-A TEORIA ÁCIDO-BASE
1- A teoria de Brönsted-Lowry
Os conceitos clássicos de ácido e base foram dados por Arrhenius, em 1884. Segundo ele, ácidos são substâncias capazes de liberar íons H+ quando em solução aquosa, e bases são substâncias capazes de liberar íons OH-, também em solução aquosa. Quando foram observadas determinadas reações em soluções não aquosas, os químicos sentiram uma necessidade de ampliar os conceitos clássicos. Surgiram então novos conceitos, baseados nas estruturas moleculares e eletrônicas das substâncias.
Observando que todos os ácidos de Arrhenius continham hidrogênios ionizáveis, J. N. Brönsted e T. M. Lowry propuseram, independentemente que:
Veja os seguintes exemplos:
HCl + H2O H3O+
+ Cl-
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Observando os exemplos acima concluímos que não se pode afirmar que uma substância é ácido ou base. Ela será um ácido se conseguir transferir prótons, e será base se conseguir receber prótons. De acordo com esse conceito, a água (e muitas outras substâncias) poderá ser ácido ou base, dependendo do outro reagente. Lembremos ainda que não é necessária a presença de água para que uma substância seja ácido ou base.
Seja um ácido HA que se dissocia:
HA H+
+ A-. Essa reação libera o próton H+ e o ânion A-. Vamos supor que ocorra
simultaneamente a reação inversa: H+ + A- HA. Nesta reação inversa, o ânion A- se associa com o próton. Logo, A- é uma base. Dizemos então que A- é a base conjugada
do ácido HA. Na prática, todas as dissociações são
reversíveis; logo todo ácido possui sua base conjugada. Da
mesma forma, toda base possui seu ácido conjugado.
Veja: NH3 + H+ NH4+. O íon NH4+ é o ácido conjugado da base NH3.
Veja o caso particular de certas reações, como a que ocorre na amônia líquida - o NH3 pode ser tanto ácido como base:
NH3 + NH3 NH4+ + NH2-
3- Força de ácidos e bases
Um ácido pode ter maior ou menor
facilidade em ceder prótons. Quanto mais facilmente liberar
prótons, dizemos que mais forte é o ácido. Seja a
dissociação do ácido clorídrico: HCl 
H+ + Cl-. O tamanho das setas indica o grau
de deslocamento da reação. Vemos que a reação inversa tem
baixa intensidade. É claro que se um ácido libera prótons
facilmente (ácido forte), a reação inversa será mais
difícil. O HCl em solução aquosa tem grande facilidade em
liberar H+ e Cl-. A reação inversa, que envolve a
associação desses dois íons, será difícil. Isto quer dizer
que o HCl é um ácido forte e terá uma base conjugada bastante
fraca (Cl-). Portanto: " Se um
ácido é forte, sua base conjugada será fraca e vice-versa ".
Existem dois fatores importantes que influenciam a força dos ácidos:
Nos compostos orgânicos, é muito importante o tipo de radical ligado ao carbono que possui o hidrogênio ionizável (proveniente de um grupo OH). Veja a teoria ácido-base dos compostos orgânicos.
Mantendo a teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, G. N. Lewis apresentou uma nova ampliação dos conceitos, baseando-se em estruturas eletrônicas:
Veja, por exemplo, o alumínio. No estado fundamental, a configuração eletrônica da sua última camada é 3s2 3p1. Quando combinado com outros elementos, sua configuração é um conjunto de orbitais híbridos - sp3 - capaz de efetuar três ligações covalentes. No entanto, observando o esquema abaixo, vemos que mesmo efetuando essas três ligações, o alumínio ainda apresenta um orbital vazio, capaz de aceitar um par de elétrons. Isso caracteriza o alumínio como um ácido de Lewis.
Assim,
na reação HCl + NH3 NH4+
+ Cl-
O HCl é:
a) Ácido de Bronsted-Lowry, porque cede H+
b) Ácido de Lewis, porque efetua ligação coordenada
O NH3 é:
a) Base de Bronsted-Lowry, porque recebe H+
b) Base de Lewis, porque forma ligação coordenada com H+
Química 2000 - Wagner Xavier Rocha, 1999