Teoria de Brønsted-Lowry

Referência : Lima, L.S., (2015) Teoria de Brønsted-Lowry, Rev. Ciência Elem., V3(4):233
Autor: Luis Spencer Lima
Editor: Jorge Gonçalves
DOI: [http://doi.org/10.24927/rce2015.233]

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A teoria de Brønsted-Lowry, também designada por teoria protónica de Brønsted-Lowry, foi desenvolvida para descrever o comportamento ácido-base das substâncias. De acordo com esta teoria, um ácido é uma espécie química capaz de “doar” um protão (catião hidrogénio) e uma base é uma espécie capaz de aceitar um protão. Isto significa que, quando uma espécie se comporta como um ácido e cede um protão, tem de haver uma outra espécie que se comporte como base e aceite o protão. Assim, desta teoria resulta a equação química genérica seguinte,

ácido (HA) + base (B) $\longrightarrow$ base conjugada (A^-) + ácido conjugado (BH⁺)

em que "base conjugada" representa a espécie química a que um ácido dá origem após perda de um protão e "ácido conjugado" a espécie a que uma base dá origem após o ganho de um protão. A teoria de Brønsted-Lowry é mais abrangente que a teoria de Arrhenius. Segundo a teoria de Arrhenius, um ácido é uma substância que em solução aquosa liberta iões H⁺ e uma base é uma substância que em solução aquosa liberta iões HO^-. Ora tendo em consideração os conceitos de ambas as teorias, verifica-se que todos os ácidos ou bases de Arrhenius são capazes de doar ou aceitar protões, ou seja, também são ácidos e bases de Brønsted-Lowry (e.g. o ácido clorídico, HCl, é um ácido de Arrhenius e de Brønsted-Lowry e o hidróxido de sódio, NaHO, por poder libertar iões HO^- ou captar protões, também é uma base de Brønsted-Lowry). No entanto, o contrário não é verdadeiro porque, por exemplo, o amoníaco (NH₃), que não pode libertar iões HO^-, é apenas uma base de Brønsted-Lowry e não uma base de Arrhenius.

Estes novos conceitos de ácido e base foram desenvolvidos e propostos em 1923, de forma independente, pelo químico dinamarquês Johannes Brønsted e pelo químico inglês Thomas Lowry. Por isso, a teoria foi denominada "de Brønsted-Lowry" em homenagem a ambos os cientistas. Nesse mesmo ano foi desenvolvida pelo químico americano Gilbert Lewis uma teoria de ácido-base ainda mais abrangente, tendo ficado conhecida como teoria ácido-base de Lewis. Estas duas teorias são as mais utilizadas no tratamento das reacções de ácido-base.^[1]

Há substâncias que se podem comportar-se quer como ácidos quer como bases, conforme a espécie com quem reagem. Estas substâncias designam-se por substâncias anfotéricas. Apresentam-se seguidamente alguns exemplos de reacções de ácido-base segundo a teoria de Brønsted-Lowry:

• NH₃(aq) + H₂O(l) $\longrightarrow$ NH₄⁺(aq) + HO^-(aq) ; NH₃ é a base e NH₄⁺ o seu ácido conjugado, H₂O é o ácido e HO^- a sua base conjugada.

• CH₃CHOHCOOH(aq) + H₂O(l) $\longrightarrow$ CH₃CHOHCOO^-(aq) + H₃O⁺(aq); CH₃CHOHCOOH (ácido láctico) é o ácido e CH₃CHOHCOO^- a sua base conjugada, H₂O é a base e H₃O⁺ o seu ácido conjugado.

• H₂SO₄(aq) + CH₃COOH(aq) $\longrightarrow$ HSO₄^-(aq) + CH₃COOH₂⁺(aq); H₂SO₄ (ácido sulfúrico) é o ácido e HSO₄^- a sua base conjugada, CH₃COOH (ácido acético) é a base e CH₃COOH₂⁺ o seu ácido conjugado (nesta reacção, como o ácido sulfúrico é mais forte que o ácido acético, este último comporta-se como uma base).

Referências

1. IUPAC Gold Book: Acid, consultado em 07/01/2010

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Criada em 06 de Março de 2010
Revista em 05 de Janeiro de 2011
Aceite pelo editor em 22 de Janeiro de 2011