Descreva as principais teorias que expliquem as diferenças entre um ácido e uma base. Exemplifique.

Passo 1

O enunciado pede para descrever as principais teorias ácido-base, destacando como cada uma define ácidos e bases e trazendo um exemplo prático. Vamos empregar as teorias de Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis para explicar essas diferenças.

Passo 2

Teoria de Arrhenius
Nessa definição, um ácido em meio aquoso é toda substância que libera íons \mathrm{H^+} na solução, e uma base é toda substância que libera íons \mathrm{OH^-}.
Exemplo: ao dissolver \mathrm{HCl} em água, formam-se \mathrm{H^+} e \mathrm{Cl^-}; ao dissolver \mathrm{NaOH}, formam-se \mathrm{Na^+} e \mathrm{OH^-}.

Passo 3

Teoria de Brønsted-Lowry
Aqui, ácido é qualquer espécie química que doa um próton ( \mathrm{H^+}), e base é quem recebe esse próton. Essa definição funciona em meios não necessariamente aquosos.
Exemplos:
\mathrm{CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+} (ácido acetato doa \mathrm{H^+} à água).
\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-} (amônia recebe \mathrm{H^+} da água).

Passo 4

Teoria de Lewis
Na abordagem de Lewis, ácido é qualquer espécie que aceita um par de elétrons, e base é quem doa esse par. É a definição mais geral, englobando casos sem prótons.
Exemplo:
\mathrm{BF_3 + NH_3 \rightarrow F_3B\cdot NH_3}
Aqui \mathrm{BF_3} aceita um par de elétrons do \mathrm{NH_3}, que atua como base de Lewis.

Passo 5

Comparação geral
Arrhenius é útil em soluções aquosas e foca em \mathrm{H^+} e \mathrm{OH^-}; Brønsted-Lowry amplia para transferência de prótons em quaisquer solventes; Lewis cobre até reações sem prótons, centrando-se em pares de elétrons.

Resposta

Arrhenius: ácido libera \mathrm{H^+}, base libera \mathrm{OH^-} em solução aquosa (ex.: \mathrm{HCl}, \mathrm{NaOH}).
Brønsted-Lowry: ácido doa próton, base recebe próton (ex.: \mathrm{CH_3COOH} e \mathrm{NH_3} em água).
Lewis: ácido aceita par de elétrons, base doa par de elétrons (ex.: \mathrm{BF_3} aceita elétrons de \mathrm{NH_3}).

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