Sobre funções inorgânicas, defina:
ácidos e bases de Arrhenius e Bronsted-Lowry

Passo 1

O enunciado pede para definirmos duas teorias de ácido-base em química inorgânica: Arrhenius e Br\o nsted–Lowry. Para isso, vamos resumir o que cada teoria propõe sobre o comportamento de ácidos e bases em solução aquosa.

Passo 2

Arrhenius define ácido como toda substância que, ao se dissolver em água, libera íons \,H^+ (ou, de modo equivalente, forma \,H_3O^+). Por exemplo, ao dissolver cloreto de hidrogênio em água:
HCl \;\longrightarrow\; H^+ + Cl^-
Na teoria de Arrhenius, base é toda substância que, em solução aquosa, libera íons \,OH^-. Um exemplo clássico é a dissociação do hidróxido de sódio:
NaOH \;\longrightarrow\; Na^+ + OH^-

Passo 3

Br\o nsted–Lowry amplia o conceito e define ácido como qualquer espécie capaz de doar um próton \,H^+ a outra espécie. Por exemplo, no par ácido-base conjugado:
HA + B \;\rightleftharpoons\; A^- + BH^+
o composto HA é o ácido porque doa \,H^+ para a base B.
Na mesma teoria de Br\o nsted–Lowry, base é qualquer espécie capaz de receber (aceitar) um próton \,H^+. No exemplo acima, B é a base pois aceita \,H^+ de HA, formando BH^+.

Resposta

Arrhenius
\bullet Ácido de Arrhenius: substância que, em água, libera íons \,H^+ (ou forma \,H_3O^+).
\bullet Base de Arrhenius: substância que, em água, libera íons \,OH^-.
Br\o nsted–Lowry
\bullet Ácido de Br\o nsted–Lowry: espécie que doa um próton \,H^+.
\bullet Base de Br\o nsted–Lowry: espécie que aceita um próton \,H^+.

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