No estudo da Química Inorgânica, um dos primeiros conteúdos que encontramos são as funções inorgânicas. Essas funções representam grupos de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes, o que facilita bastante a compreensão das reações e dos comportamentos químicos.
Neste artigo, vamos explorar com profundidade o conceito de ácido e base, duas funções essenciais. Para isso, abordaremos as principais teorias que explicam esses conceitos — as teorias de Arrhenius e de Brönsted-Lowry —, com exemplos práticos, explicações claras e dicas para você memorizar com mais facilidade.
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O que são Funções Inorgânicas?
Em primeiro lugar, é importante entender que as funções químicas inorgânicas são classificações que agrupam substâncias com características semelhantes. Na Química Inorgânica, temos quatro funções principais:
- Ácidos
- Bases
- Sais
- Óxidos
Neste momento, vamos focar nas duas primeiras: ácidos e bases, já que elas são fundamentais para diversas reações químicas e aparecem com frequência em provas, como a do Enem e da OAB.
Teoria de Arrhenius: a clássica
Inicialmente, a explicação mais conhecida vem da Teoria de Arrhenius, proposta pelo cientista sueco Svante Arrhenius no final do século XIX. Ela é bastante utilizada no ensino básico por sua simplicidade, embora apresente algumas limitações.
De acordo com Arrhenius:
- Ácido é toda substância que, em solução aquosa, libera íons H⁺ (prótons).
- Base é toda substância que, em solução aquosa, libera íons OH⁻ (hidroxila).
Exemplos:
- HCl (ácido clorídrico):
HCl → H⁺ + Cl⁻
Ou seja, ao se dissolver em água, o HCl libera íons H⁺. - NaOH (hidróxido de sódio):
NaOH → Na⁺ + OH⁻
Em meio aquoso, o NaOH libera íons OH⁻.
Contudo, essa definição funciona bem apenas para substâncias simples e solúveis em água. Ela apresenta limitações quando lidamos com reações fora do meio aquoso ou com substâncias como a amônia (NH₃), que não possui OH⁻ em sua estrutura, mas ainda assim se comporta como uma base.
Importante!
O íon H⁺ não existe isoladamente na solução. Na prática, ele se associa a moléculas de água, formando o íon hidrônio (H₃O⁺). Por isso, o mais correto é escrever:
HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
Teoria de Brönsted-Lowry: mais abrangente
Em seguida, surgiu a Teoria de Brönsted-Lowry, proposta em 1923 pelos cientistas Johannes Brönsted e Thomas Lowry. Essa teoria é considerada mais abrangente e útil para explicar reações em ambientes diversos, não se limitando ao meio aquoso.
Segundo Brönsted-Lowry:
- Ácido é a substância capaz de doar prótons (H⁺).
- Base é a substância capaz de receber prótons (H⁺).
Dessa forma, substâncias como a amônia passam a ser consideradas bases, mesmo sem liberar OH⁻, pois conseguem captar H⁺ de outras substâncias.
Exemplos:
- HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
- HCl é o ácido (doa H⁺)
- H₂O é a base (recebe H⁺)
- NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
- NH₃ atua como base (recebe H⁺ da água)
- H₂O age como ácido (doa H⁺)
Portanto, essa teoria é válida para reações em qualquer meio, o que a torna muito mais versátil e aceita atualmente.
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Ácido e Base Conjugados
Além disso, um ponto essencial da teoria de Brönsted-Lowry é o conceito de pares conjugados ácido-base. Em uma reação ácido-base, sempre que um ácido doa um próton, forma-se uma base conjugada; e sempre que uma base recebe um próton, forma-se um ácido conjugado.
Exemplo:
HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
- HCl é o ácido → doa H⁺ → forma Cl⁻ (base conjugada)
- H₂O é a base → recebe H⁺ → forma H₃O⁺ (ácido conjugado)
Assim, esse conceito ajuda a entender reações reversíveis e o equilíbrio entre espécies ácidas e básicas, um tema que será explorado mais profundamente em tópicos futuros.
Comparando as Teorias
Para facilitar a visualização, observe a tabela comparativa:
| Característica | Teoria de Arrhenius | Teoria de Brönsted-Lowry |
|---|---|---|
| Meio de reação | Apenas aquoso | Qualquer meio |
| Ácido | Libera H⁺ | Doa H⁺ |
| Base | Libera OH⁻ | Recebe H⁺ |
| Exemplos abrangentes | Não | Sim (inclui NH₃, por exemplo) |
| Utilidade didática | Alta (para iniciantes) | Alta (para aprofundamento) |
Conclusão
Em resumo, estudar as teorias ácido-base é essencial para compreender o comportamento das substâncias nas reações químicas. A Teoria de Arrhenius, apesar de limitada ao meio aquoso, é um excelente ponto de partida para iniciantes. Por outro lado, a Teoria de Brönsted-Lowry amplia nossa visão e permite analisar reações em contextos variados, tornando-se indispensável para um entendimento mais completo.
Compreender os conceitos de doação e aceitação de prótons e os pares conjugados ácido-base é um passo importante para aprofundar os estudos em temas como equilíbrio químico, titulações e processos bioquímicos.
