Discuta as três teorias ácido-base mais comum (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis). Defina ácido e base forte e fraco.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas claras:
  1. Discutir as três teorias ácido-base mais comuns: Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis.
  2. Definir o que é ácido forte, ácido fraco, base forte e base fraca.
Informações relevantes dadas pelo enunciado (o que devo responder):
  • Que eu explique cada teoria: definição, exemplos e limitações.
  • Que eu dê definições operacionais (como identificar) para forte vs fraco, para ácidos e bases.
    Nada mais foi pedido — vou responder essas duas partes de forma didática e passo a passo.

Passo 2

Arrhenius — definição, como reconhecer e exemplos.
  • Definição (Arrhenius): um ácido é uma substância que, em solução aquosa, aumenta a concentração de \mathrm{H^+} (mais corretamente \mathrm{H_3O^+}); uma base é uma substância que, em solução aquosa, aumenta a concentração de \mathrm{OH^-}.
  • Reação típica (pega dados da definição): por exemplo, o ácido clorídrico em água:
\mathrm{HCl}_{(aq)} + \mathrm{H_2O}_{(l)} \rightarrow \mathrm{H_3O^+}_{(aq)} + \mathrm{Cl^-}_{(aq)}
Expliquei aqui que o ácido doa um próton para a água, gerando \mathrm{H_3O^+}.
  • Exemplos simples:
    • Ácidos Arrhenius: \mathrm{HCl}, \mathrm{HNO_3}, \mathrm{H_2SO_4} (primeiro próton).
    • Bases Arrhenius: \mathrm{NaOH}, \mathrm{KOH}, \mathrm{Ca(OH)_2}.
  • Limitação importante: esta definição exige meio aquoso e só reconhece como base espécies que formam \mathrm{OH^-} em água. Não explica reações ácido-base que não envolvem água diretamente (por exemplo reações gasosas ou entre eletrófilos e nucleófilos que não produzem \mathrm{OH^-}).

Passo 3

Brønsted–Lowry — definição, conceito de próton e pares conjugados.
  • Definição (Brønsted–Lowry): ácido é doador de próton ( \mathrm{H^+}); base é aceitador de próton. A reação ácido–base envolve transferência de próton entre duas espécies.
  • Por que é mais geral que Arrhenius: não precisa que a reação ocorra em água; basta haver transferência de próton.
  • Exemplo em água (peguei o dado do comportamento de \mathrm{NH_3}):
\mathrm{NH_3}_{(aq)} + \mathrm{H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \mathrm{NH_4^+}_{(aq)} + \mathrm{OH^-}_{(aq)}
Aqui \mathrm{NH_3} é base (aceita próton), \mathrm{H_2O} atua como ácido (doa próton) e aparece o par conjugado \mathrm{NH_4^+}/\mathrm{NH_3} e \mathrm{H_2O}/\mathrm{OH^-}.
  • Conceito de pares conjugados: quando um ácido \mathrm{HA} doa um próton vira sua base conjugada \mathrm{A^-}; quando uma base \mathrm{B} aceita um próton vira seu ácido conjugado \mathrm{BH^+}.
  • Relação de força: quanto mais forte o ácido \mathrm{HA}, mais fraca a sua base conjugada \mathrm{A^-}, e vice-versa. Isso vem do balanço do equilíbrio químico.
  • Parâmetros quantitativos (introdução necessária): a força de um ácido fraco é medida por uma constante de dissociação ácida \displaystyle K_a, definida por
K_a = \frac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]},
onde as colchetes indicam concentrações em equilíbrio. Quanto maior \displaystyle K_a, mais o ácido se dissocia (portanto mais forte).
  • Exemplo de números (didático): ácido acético:
K_a(\text{ácido acético}) \approx 1{,}8\times10^{-5},áé
indica dissociação parcial → ácido fraco. Em contraste, para ácidos fortes a dissociação é praticamente completa (não usamos um K_a prático no mesmo sentido porque a concentração do ácido não aparece no equilíbrio).
  • Outra relação útil (pegue como ferramenta para prova):
pK_a = -\log_{10}K_a,
e a equação de Henderson–Hasselbalch (útil para soluções tampão):
pH = pK_a + \log\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}.

Passo 4

Lewis — definição mais geral, exemplos e ligação com as outras teorias.
  • Definição (Lewis): ácido é aceitador de par de elétrons; base é doador de par de elétrons. Aqui não aparece necessariamente próton algum — a ideia central é química de pares eletrônicos.
  • Exemplo clássico (peguei o par \mathrm{BF_3} e \mathrm{NH_3}): \mathrm{BF_3} tem um boro com orbital vazio — é um aceitador de par (ácido de Lewis). \mathrm{NH_3} tem um par de elétrons não ligantes — é doador (base de Lewis). A reação forma um aduto:
\mathrm{BF_3} + \mathrm{NH_3} \rightarrow \mathrm{F_3B\!:\!NH_3}
onde os dois pontos indicam o par de elétrons vindo de \mathrm{NH_3}.
  • Por que é a mais geral: toda reação Brønsted–Lowry pode ser vista como um caso especial de Lewis (quando o doador de elétrons é a base que doa um par para o próton, que atua como centro aceitador de elétrons). Mas há reações Lewis sem transferência de próton (ex.: complexação de metais, reações de coordenação).
  • Exemplos não-ácido-protônicos (úteis em prova): \mathrm{AlCl_3}, \mathrm{BF_3}, íons metálicos \mathrm{Fe^{3+}}, \mathrm{Cu^{2+}} atuam como ácidos de Lewis ao coordenarem ligantes que doam pares (água, amônia, etc.).

Passo 5

Definição operacional: ácido forte vs ácido fraco; base forte vs base fraca — explicação e como identificar.
  • Ácido forte: substância que se dissocia praticamente completamente em solução aquosa, liberando \mathrm{H^+} (ou \mathrm{H_3O^+}). Em provas, trate ácidos fortes como “totalmente dissociados” — a concentração de \mathrm{H^+} é, para fins práticos, igual à concentração inicial do ácido. Exemplos típicos (decore a lista comum):
    • \mathrm{HCl}, \mathrm{HBr}, \mathrm{HI}, \mathrm{HNO_3}, \mathrm{HClO_4}, e \mathrm{H_2SO_4} (o primeiro próton é forte).
  • Ácido fraco: substância que se dissocia parcialmente em água; existe um equilíbrio entre \mathrm{HA} e \mathrm{H^+} + \mathrm{A^-}. Use \displaystyle K_a para quantificar. Ex.: \mathrm{CH_3COOH} (ácido acético), \mathrm{HF}, \mathrm{HCN}.
  • Base forte: substância que libera \mathrm{OH^-} praticamente por completo em água (ex.: \mathrm{NaOH}, \mathrm{KOH}, \mathrm{Ba(OH)_2} em solução diluída). Em prova, considere [ \mathrm{OH^-}] ≈ concentração inicial da base.
  • Base fraca: base que aceita prótons parcialmente; existe equilíbrio e se usa \displaystyle K_b para quantificar. Exemplos: \mathrm{NH_3}, \mathrm{C_5H_5N} (piridina).
  • Relação entre forças conjugadas (útil para prova):
K_a K_b = K_w,
onde K_w é o produto iônico da água; a 25^\circ\mathrm{C}, K_w = 10^{-14}. Assim, se \mathrm{HA} é ácido fraco (pequeno K_a), sua base conjugada \mathrm{A^-} tem K_b = \dfrac{K_w}{K_a} grande relativamente — ou seja, base mais forte.
  • Regra prática de identificação rápida em prova:
    • Se o ácido está na lista clássica de fortes, trate como forte.
    • Se for carboxílico (ex.: \mathrm{CH_3COOH}), geralmente é fraco.
    • Haletos de hidrogênio: \mathrm{HCl},\mathrm{HBr},\mathrm{HI} fortes; \mathrm{HF} é fraco (por ligações e polaridade).
    • Hidróxidos de metais alcalinos (grupo 1) são fortes: \mathrm{LiOH},\mathrm{NaOH},\mathrm{KOH}.

Passo 6

Como aplicar isso em exercícios (dicas passo a passo para prova)
  • Se a questão especifica “em água”, Arrhenius e Brønsted–Lowry funcionam; para identificar força, veja se está na lista de ácidos/bases fortes. Caso não, escreva o equilíbrio e use K_a ou K_b.
  • Para problemas de equilíbrios (ácidos fracos): escreva a reação de dissociação \mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H^+} + \mathrm{A^-}, escreva expressão de K_a e monte tabelinha de concentração (CASA: concentração inicial, alteração, estado de equilíbrio) para resolver sem mistério.
  • Para reações sem próton explícito (complexação, catálise por Lewis), pense em doador/aceitador de par de elétrons e aplique teoria de Lewis.
  • Lembrete prático: água pode atuar como ácido ou base (anfótera). Em muitas questões, trate água como reagente que aceita ou doa próton conforme a outra espécie.

Passo 7

Resumo comparativo (para guardar na cabeça — breve e direto)
  • Arrhenius: ácido → aumenta [\mathrm{H^+}] em água; base → aumenta [\mathrm{OH^-}] em água. (Útil e limitado a soluções aquosas.)
  • Brønsted–Lowry: ácido → doa \mathrm{H^+}; base → aceita \mathrm{H^+}. (Mais geral; introduz pares conjugados.)
  • Lewis: ácido → aceita par de elétrons; base → doa par de elétrons. (Mais geral ainda; cobre complexação e coordenação.)
  • Força: “forte” ≈ dissociação praticamente completa em água; “fraco” ≈ dissociação parcial quantificada por K_a ou K_b.

Passo 8

Palavras finais de incentivo (curto e motivador)
Você já sabe o essencial para encarar questões de prova: reconheça qual teoria usar pela descrição do problema (tem água? tem transferência de próton? ou tem coordenação de elétrons?), decore as listas de ácidos/bases fortes e pratique montar equilíbrios com K_a/ K_b. Vai dar certo — respira, faz alguns exercícios práticos e volta aqui se quiser que eu resolva exercícios passo a passo contigo!

Resposta

Arrhenius: ácido é substância que em solução aquosa aumenta [\mathrm{H^+}] e base é substância que em solução aquosa aumenta [\mathrm{OH^-}].
Brønsted–Lowry: ácido é doador de próton ( \mathrm{H^+}) e base é aceitador de próton; introduz pares conjugados e usa constantes de dissociação \displaystyle K_a=\frac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}.
Lewis: ácido é aceitador de par de elétrons e base é doador de par de elétrons; mais geral (inclui complexação e coordenação).
Ácido forte: substância que se dissocia praticamente completamente em água (ex.: \mathrm{HCl},\mathrm{HBr},\mathrm{HNO_3}).
Ácido fraco: substância que se dissocia parcialmente em água; força quantificada por \displaystyle K_a (ex.: \mathrm{CH_3COOH}, com K_a\approx1{,}8\times10^{-5}).
Base forte: substância que libera praticamente toda a \mathrm{OH^-} em solução aquosa (ex.: \mathrm{NaOH},\mathrm{KOH}).
Base fraca: base que aceita prótons parcialmente; força quantificada por \displaystyle K_b (ex.: \mathrm{NH_3}).

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