\mathbf{8}^{\mathbf{a}} QUESTÃO ( \mathbf{1 , 0} ponto): Qual é a diferença entre as definições de ácidos e bases de Arrhenius, de BrØnsted-Lowry e de Lewis? Quando amônia é dissolvida na água ela comporta-se como uma base. Explique utilizando todas as teorias se possível.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas:
  • Comparar as definições de ácido e base nas teorias de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis — ou seja, explicar em que cada definição consiste e quais são as diferenças essenciais entre elas.
  • Explicar por que a amônia, quando dissolvida em água, comporta-se como base, usando as teorias (Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis) sempre que for possível.
Informações dadas: a amônia dissolvida em água comporta-se como uma base (isto precisa ser explicado pelas três teorias). Não há outros dados numéricos no enunciado.

Passo 2

Definição de Arrhenius — o que significa e limitações.
  • Definição: segundo Arrhenius, um ácido é uma substância que, quando dissolvida em água, aumenta a concentração de íons \mathrm{H^+} (ou, mais corretamente em solução aquosa, \mathrm{H_3O^+}); uma base é uma substância que, em água, aumenta a concentração de íons \mathrm{OH^-}.
  • Forma curta: \text{ácido (Arrhenius)} \Rightarrow \text{gera } \mathrm{H^+}\text{ em água}, \qquad \text{base (Arrhenius)} \Rightarrow \text{gera } \mathrm{OH^-}\text{ em água}.ááá
  • Limitações e observações didáticas:
    • A definição é restrita a soluções aquosas: só faz sentido quando há água como solvente.
    • Não explica substâncias que atuam como base sem conter \mathrm{OH^-} na fórmula (por exemplo, \mathrm{NH_3} originalmente parecia fora do escopo até se ver que em água ela aumenta \mathrm{OH^-}).
    • Não cobre reações ácido-base sem íons livres \mathrm{H^+} ou \mathrm{OH^-} explícitos (por exemplo complexação com \mathrm{BF_3} etc.).

Passo 3

Aplicação de Arrhenius ao caso da amônia em água.
  • Reação que ocorre quando a amônia dissolve-se na água (peguei a reação que descreve o processo em solução aquosa): \mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}.
  • Interpretação: a presença de \mathrm{OH^-} formada pela reação significa que a solução torna-se básica ao aumentar a concentração de \mathrm{OH^-}. Assim, dentro da definição de Arrhenius, \mathrm{NH_3} atua como base porque, em água, leva ao aumento de \mathrm{OH^-}.
  • Observação: nota-se aqui que \mathrm{NH_3} não contém \mathrm{OH^-} na sua fórmula: ela age por reação com a água para gerar \mathrm{OH^-}, portanto é aceitável chamá-la de base Arrhenius apenas no contexto de solução aquosa (não seria chamada de base Arrhenius em outro solvente sem geração de \mathrm{OH^-}).

Passo 4

Definição de Brønsted–Lowry — explicação, conceitos de ácido/base conjugados.
  • Definição: segundo Brønsted–Lowry, um ácido é um doador de próton (doa \mathrm{H^+}) e uma base é um aceitador de próton (recebe \mathrm{H^+}).
  • Conceito importante: pares conjugados ácido–base. Se um ácido \mathrm{HA} doa um próton formando \mathrm{A^-}, então \mathrm{HA} e \mathrm{A^-} são um par conjugado; analogamente para base e sua base conjugada.
  • Forma curta: \text{ácido (B–L)} \Rightarrow \text{doa } \mathrm{H^+},\qquad \text{base (B–L)} \Rightarrow \text{recebe } \mathrm{H^+}.á
  • Vantagem didática: esta definição funciona em solventes diferentes de água e explica reações em que não aparece explicitamente \mathrm{OH^-} — por exemplo, \mathrm{NH_3} pode receber um próton de várias fontes.

Passo 5

Aplicação de Brønsted–Lowry ao caso da amônia em água.
  • Reescrevendo a reação de forma a destacar a transferência de próton (peguei a reação da solução aquosa): \mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}.
  • Interpretação Brønsted–Lowry:
    • \mathrm{H_2O} doa um próton \mathrm{H^+} para \mathrm{NH_3} — portanto, \mathrm{H_2O} está atuando como ácido.
    • \mathrm{NH_3} aceita o próton e torna-se \mathrm{NH_4^+} — portanto, \mathrm{NH_3} atua como base (aceitadora de próton).
    • \mathrm{NH_4^+} e \mathrm{NH_3} são um par conjugado ácido–base; \mathrm{H_2O} e \mathrm{OH^-} também são par conjugado.
  • Frase prática para prova: diga que \mathrm{NH_3} é base Brønsted–Lowry porque aceita \mathrm{H^+} de \mathrm{H_2O} para formar \mathrm{NH_4^+}.

Passo 6

Definição de Lewis — explicação e relação com as outras teorias.
  • Definição: segundo Lewis, uma base é um doador de par de elétrons (uma espécie que fornece um par de elétrons não ligantes) e um ácido de Lewis é um aceitador de par de elétrons.
  • Forma curta: \text{base (Lewis)} \Rightarrow \text{doa um par de elétrons}, \qquad \text{ácido (Lewis)} \Rightarrow \text{aceita um par de elétrons}.éáé
  • Observação didática: a teoria de Lewis é a mais geral das três — ela inclui casos que não envolvem prótons ( \mathrm{H^+}) ou \mathrm{OH^-}. Toda base Brønsted–Lowry é também base de Lewis (porque aceitar próton implica doar um par de elétrons para formar a ligação ao próton), mas nem toda base de Lewis é Brønsted–Lowry (por exemplo \mathrm{NH_3} doando par de elétrons a \mathrm{BF_3} forma um aduto sem transferência formal de próton).

Passo 7

Aplicação de Lewis ao caso da amônia em água (e explicação da ligação coordenada).
  • Estrutura relevante: o átomo de nitrogênio em \mathrm{NH_3} possui um par de elétrons não ligantes (um lone pair). Em TeX, isso é frequentemente indicado por dois pontos antes/ao lado de \mathrm{N}, mas aqui a ideia é: \mathrm{:NH_3} tem um par de elétrons disponível.
  • Interpretação Lewis da reação com água:
    • \mathrm{NH_3} doa seu par de elétrons para o próton (ou para o hidrogênio de \mathrm{H_2O}) formando uma nova ligação coordenada N–H no íon \mathrm{NH_4^+}.
    • Esquematicamente: \mathrm{:NH_3 + H^+ \longrightarrow NH_4^+},onde \mathrm{:NH_3} representa o par de elétrons da \mathrm{N} doador.
    • Em termos de água como ácido de Lewis, pode-se ver a parte \mathrm{H} ligada ao oxigênio como um centro que, indiretamente, aceita o par (por mediação do \mathrm{H^+} efetivo).
  • Conclusão Lewis: \mathrm{NH_3} é uma base de Lewis porque doa um par de elétrons para formar a ligação com o próton; a reação com \mathrm{BF_3} (ácido de Lewis) ilustra ainda mais claramente a definição sem necessidade de prótons.

Passo 8

Conectando as três teorias e destacando diferenças práticas para a prova (dicas de como responder rápido)
  • Resumo curto (uma frase para cada teoria para memorização):
    • Arrhenius: ácido gera \mathrm{H^+} e base gera \mathrm{OH^-} em água.
    • Brønsted–Lowry: ácido doa \mathrm{H^+}; base aceita \mathrm{H^+}.
    • Lewis: ácido aceita par de elétrons; base doa par de elétrons.
  • Relações entre elas:
    • Lewis é a mais geral; Brønsted–Lowry está contido em Lewis (aceitar \mathrm{H^+} implica aceitar um fragmento que precisa de um par de elétrons).
    • Arrhenius é a mais restrita (apenas soluções aquosas, foco em \mathrm{H^+} e \mathrm{OH^-}).
  • Como justificar em prova que \mathrm{NH_3} é base:
    • Pelo Arrhenius: porque em água aumenta \mathrm{[OH^-]} via \mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}.
    • Pelo Brønsted–Lowry: porque aceita um \mathrm{H^+} de \mathrm{H_2O} e forma \mathrm{NH_4^+}.
    • Pelo Lewis: porque doa um par de elétrons do nitrogênio para formar a ligação com o próton (ou para complexar um ácido de Lewis), sendo portanto um doador de par de elétrons.
  • Dica prática: ao ver uma substância sem \mathrm{OH^-} (como \mathrm{NH_3}), pense primeiro em Brønsted–Lowry (aceitação de próton) e depois em Lewis (doação de par); se a questão obrigar “em água”, cite também Arrhenius mostrando a geração de \mathrm{OH^-}.

Passo 9

Um pouco de quantitativo útil (equilíbrio e constante de basicidade) — como justificar força relativa na prova
  • Equilíbrio em água (peguei a equação já escrita): \mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}.
  • Constante de basicidade ( K_b) para \mathrm{NH_3}: K_b = \dfrac{[\mathrm{NH_4^+}][\mathrm{OH^-}]}{[\mathrm{NH_3}]}.
  • Comentário: para \mathrm{NH_3} em água, K_b é relativamente pequeno ( K_b\approx 1{,}8\times 10^{-5} a 25^\circ\mathrm{C}), o que indica que a reação é apenas parcialmente deslocada para a direita — solução básica, mas fraca. Não é preciso memorizar o número a menos que a prova peça, mas é útil saber que amônia é uma base fraca (não se ioniza totalmente).

Resposta

Arrhenius: ácido gera \mathrm{H^+} em água; base gera \mathrm{OH^-} em água.
Brønsted–Lowry: ácido é doador de \mathrm{H^+}; base é aceitador de \mathrm{H^+}.
Lewis: ácido é aceitador de par de elétrons; base é doador de par de elétrons.
Por que \mathrm{NH_3} é base (todas as teorias):
Arrhenius: em água \mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}, aumentando [\mathrm{OH^-}].
Brønsted–Lowry: \mathrm{NH_3} aceita \mathrm{H^+} de \mathrm{H_2O} formando \mathrm{NH_4^+}.
Lewis: \mathrm{NH_3} doa seu par de elétrons do nitrogênio para formar a ligação com o próton (ou complexar um ácido de Lewis), logo é doador de par de elétrons.

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