Classifique as substâncias abaixo segundo Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis:
(Valor da questão: 1,5 pontos)
NaOH

Passo 1

O enunciado pede: classificar a substância \mathrm{NaOH} segundo as três teorias ácido-base: Arrhenius, Brønsted‑Lowry e Lewis.
Informações dadas (a substância a ser classificada): \mathrm{NaOH}.

Passo 2

Entendendo a teoria de Arrhenius (aula curta e direta).
  • Definição: segundo Arrhenius, em solução aquosa um ácido é uma substância que aumenta a concentração de \mathrm{H^+} (ou \mathrm{H_3O^+}) e uma base é uma substância que aumenta a concentração de \mathrm{OH^-}. A ressalva importante é que essa teoria só vale claramente para soluções aquosas.
  • Aplicação a \mathrm{NaOH}: ao ser dissolvida em água, \mathrm{NaOH} se dissocia completamente (é uma base forte) conforme a equação:
\mathrm{NaOH(s) \rightarrow Na^+ (aq) + OH^- (aq)}
Aqui foi pega a informação de que \mathrm{NaOH} se dissocia em \mathrm{Na^+} e \mathrm{OH^-}. Como a dissociação aumenta a concentração de \mathrm{OH^-} em água, isso atende exatamente à definição de base de Arrhenius.
  • Conclusão didática: segundo Arrhenius, \mathrm{NaOH} é uma base (forte) porque fornece \mathrm{OH^-} em solução aquosa.

Passo 3

Entendendo a teoria de Brønsted‑Lowry (passo a passo para usar na prova).
  • Definição: segundo Brønsted‑Lowry, um ácido é um doador de próton ( \mathrm{H^+}) e uma base é um aceitador de próton. Essa definição é mais geral que Arrhenius porque não exige água.
  • Como reconhecer um aceitador de próton na prática: se a espécie tem um par de elétrons ou uma carga negativa em um átomo eletronegativo (por exemplo \mathrm{OH^-}), ela costuma aceitar um próton formando uma ligação \mathrm{H}. Um exemplo clássico é a reação com um ácido forte como \mathrm{HCl}:
\mathrm{OH^- (aq) + H^+ (aq) \rightarrow H_2O (l)}
Nesta equação o \mathrm{OH^-} recebe um próton e forma \mathrm{H_2O} — foi usada a informação de que \mathrm{OH^-} aceita \mathrm{H^+}.
  • No caso de \mathrm{NaOH}, a base ativa é \mathrm{OH^-} (o \mathrm{Na^+} é espectador). \mathrm{OH^-} aceita prótons, então por Brønsted‑Lowry a substância que fornece \mathrm{OH^-} em solução atua como base.
  • Conclusão didática: segundo Brønsted‑Lowry, \mathrm{NaOH} comporta‑se como base (porque fornece \mathrm{OH^-}, que aceita prótons).

Passo 4

Entendendo a teoria de Lewis (com exemplo concreto).
  • Definição: segundo Lewis, uma base é uma espécie capaz de doar um par de elétrons (doador de par de elétrons) e um ácido é uma espécie capaz de aceitar um par de elétrons. Essa definição é a mais geral das três.
  • Observação sobre \mathrm{OH^-}: o íon \mathrm{OH^-} tem pares de elétrons não ligantes no átomo de oxigênio (lone pairs) e uma carga negativa, logo é um doador de par de elétrons típico. Quando \mathrm{OH^-} reage com um ácido de Lewis (por exemplo \mathrm{H^+}, que é um aceitador de par de elétrons), ocorre a formação da ligação:
\mathrm{OH^- + H^+ \rightarrow H_2O}
Nesse processo o par de elétrons do oxigênio é doado para formar a ligação com \mathrm{H^+} — portanto \mathrm{OH^-} atua como base de Lewis.
  • Nota sobre o cátion \mathrm{Na^+}: em alguns contextos isolados \mathrm{Na^+} pode aceitar densidade eletrônica (característica de um ácido de Lewis fraco), mas na solução aquosa típica é um contra‑íon espectador; o que determina o comportamento ácido‑base da \mathrm{NaOH} é o \mathrm{OH^-}.
  • Conclusão didática: segundo Lewis, \mathrm{NaOH} (via \mathrm{OH^-}) é uma base de Lewis porque doa um par de elétrons.

Passo 5

Pequena ligação entre as três teorias para fixar (como usar isso em prova):
  • Se a questão dá que a substância libera \mathrm{OH^-} em água, já pode marcar Arrhenius = base.
  • Se a substância forma \mathrm{OH^-} ou aceita \mathrm{H^+}, marque Brønsted‑Lowry = base.
  • Se a espécie tem pares de elétrons que podem ser cedidos (como \mathrm{OH^-}), marque Lewis = base.
    No caso de \mathrm{NaOH} todas as três avaliações apontam para comportamento básico (por causa do íon \mathrm{OH^-}).

Resposta

\mathrm{NaOH}: Arrhenius — base.
\mathrm{NaOH}: Brønsted‑Lowry — base.
\mathrm{NaOH}: Lewis — base.

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