História dos Ácidos, das Bases e do pH. Parte II.

O Químico Sueco Svante Arrhenius, em seu Laboratório.
O Químico Sueco Svante Arrhenius, em seu Laboratório. Fonte da Imagem: Climate4you, Link.

Autoria: Alberto Federman Neto, AFNTECH.

Revisto e Ampliado  em 10 de Setembro de 2020.

Artigo  descrevendo e discutindo  a História dos Ácidos, das Bases e do pH. Parte II.

Veja a  Parte I , e a Parte III.

1. MODELOS E TEORIAS ÁCIDO-BASE, ANTIGAS:

Descoberta e estabelecida  a neutralização, começam a surgir os modelos Científicos para explicar ácidos e bases.

A. Lemery. Hipótese Mecânica e Geométrica, Ácido-Base.

Influenciado pelas idéias mecanicistas , outro link, e corpusculares de Boyle,  e tentando reduzir os corpos a suas unidades fundamentais, o Médico, Alquimista, Químico e Boticário  Francês Nicolas Lémery, desenvolve o primeiro modelo e teoria ácido-álcali, em 1675. O modelo será aceito e propagado, após 1680, também por seus filhos, Louis  e Jacques Lémery. CATELLANI, P.; CONSOLE, R. Rev. Hist. Farm. 368, 447 (2010). JOLY, B. (2015).

Ele propôs que os ácidos tinham extremidades ponteagudas (“pontas”), e os álcalis, por sua vez, tinham uma cavidade porosa, onde a “ponta” do ácido se encaixava, neutralizando para formar um sal.

Uma representação esquemática da Teoria de Lemery. Vendo a figura, vocês entenderão. Ambos sã Corpúsculos. O ácido tem “pontas” que se encaixam nas cavidades ou poros do álcali, que por sua vez é uma “Base” rígida. Fonte da Imagem: AAINSQATSI (2007), Licença Creative Commons, CC-BY-SA-3.0 em Nicolas Lemery, Wikipedia.

Representação da Teoria Geométrica Ácido-Base de Lemery.
Representação da Teoria Geométrica Ácido-Base, de Nicolas Lemery.

Lemery atribuía o sabor azedo dos ácidos, a essas pontas que “picavam” a língua, e nos álcalis, o sabor era devido à porosidade  dessas cavidades.

A força de um ácido, ou álcali, era  proporcional e devida ao tamanho dessas pontas e cavidades. Se o tamanho não combinasse, não reagiria. Links: 1, 2, 3, 4.

WISNIAK, Rev. CENIC Cienc. Quim. 36, 123 (2005). BOUGARD, M. “La Chemie de Nicolas Lémery.” Tese de Doutorado em História das Ciências, Universidade de Lille, França (1995). LAFOND, O. Rev. Hist. Farm. 90, 53 (2002). ROOS, A.M. (2007). SMEATON, W.A. Ambix, 18, 212 (1971). GREGORY, J.C. J. Phil. Stud. 2, 301 (1927). KIM, M.G. “Affinity, the Elusive Dream: Genalogy of the Chemical Revolution.”  Editora MIT Press, Cambridge, Massachusetts, EUA, Págs: 59-61, 115, 123, 124, 157, 191, 476, 485, 556, 557 (2008). CATELANNI, P.; CONSOLE, R.; BONNEMAIN, B. Rev. Hist. Farm. 97, 447 (2010). PETERSCHMITT, L. (2012). CALLAERTS, N.; DEHON, J. Chim. Nouv. 131 (2019). DUMON, A Act. Chim.. SADOUN-GOUPIL, M. (1974). LEROUX, L. (1925). BLESA, A.A. Chem. Ind. Qel. 3, 289 (1989).

Ao fazer cristalizações  de sais ou de metais deslocados, em taças de vinho (pois eram muito usadas como frascos de laboratório, como mostrei no Item 8, desse Artigo), O filho de Nicolas, Louis Lémery, preparou cristais de metais e de sais,  em forma de árvore, vegetações químicas, outro link, aonde aparecem pontas, agulhas, que seriam evidência para comprovar as Teorias dos Lemery. LEMERY, N.; LEMERY, L. Hist. Acad. Roy. Scienc. 299-329 (1707).

Cristais Simulando Plantas ou Árvores. "Vegetação Química" de Lemery.

Cristais Simulando Plantas ou Árvores. “Vegetação Química” de Lemery. Fonte da Imagem: CARUSELLA, B., Bizzarre Labs (2020).

Essas “Vegetações Químicas”, nos tempos antigos, foram importantes nos estudos de Alquimia, História da Ciência e Filosofia da Ciência. Sobre isso, veja este excelente Artigo: RAMOS, M.C.  Scient. Stud. 9, 821 (2011).

O  Leitor deve ter notado, que quase não usei o termo “Base”, até agora, para os álcalis. É porque foi justamente Lemery quem propôs o termo “Base”, pela primeira vez, porque as cavidades dos álcalis, ficariam em uma rígida  base porosa

O termo moderno ,Base” , se tornaria corrente após    Arrhenius, mas antes, seria divulgado pelo Médico e Botânico Francês Henri Louis Duhamel de Monceau e, principalmente,  pelo  Farmacêutico Francês Guillaume François Rouelle. Que foi aluno de Lemery.

Veja: JENSEN, W.B. J. Chem. Educ. 83, 1130 (2006). RAPPAPORT, R. Chymia6, 68 (1960). DORVEAUX, P. Rev. Hist. Farm. 21, 169 (1933). WAROLIN, C. Rev Hist. Pham. 83, 361 (1995). BOUVET, M.; DAUPHIN, J. Rev. Hist. Pharm. 41, 29 (1953). LEMAY P.; JANOT, M.M. Rev. Hist. Farm. 45, 17 (1957). WISNIAK, J. Educ. Chim. 14, 240 (2003). BEDEL, C. Rev. Hist. Cienc. App. 324 (1951). EDDY, M.D. Found. Chem. 6, 161 (2004). WISNIAK, J. Educ. Quim. 14, 240 (2003). FRANCKOWIAK, R. (2003). RAPPAPORT, R. Chymia6, 68 (1960).

Também Roulle estudou os Sais, e os classificou em sais neutros e sais ácidos. Link 5.

Lemery foi um notável professor e escreveu um texto muito importante na época, como livro didático, usado por muitos anos. “Cours de Chemie” Foram feitas muitas edições e traduções. Mostro algumas edições, ex.,  1675  (a primeira, usada como manual de laboratório) e a de 1756.

LEMERY, N.; HÉRISSANT, J.T (Editor), “Cours de Chemie.” Editora Hérissant, Paris, França (1756).  Link 74,   LEMERY, N. “Cours de Chemie.” Editora Universidade de Paris, Paris, França (1675). Tradução para o Inglês (1720). Numa edição de 1720, a Teoria ácido-base dele está bem explicada: LEMERY, N.; BELL,A. (Tradutor), Editora Croffs-Keys and Bible in Cornbill, Londres, Inglaterra, Págs. 14, 81, 90,  420-423,etc…(1720).

A Teoria de Lemery é Mecânica e Geométrica. Os Corpúsculos (Átomos) deveriam arranja-se de forma geométrica. Como vimos, os ácidos teriam “pontas”, e os álcalis, rígidos e funcionando como bases, teriam poros, ou cavidades, que se ligariam às “pontas” dos ácidos. LEMERY, N. “An Appendix to a Course of Chymistry.” (1680).

Se analisada à luz da Química atual, a Hipótese de Lemery, pode parecer estranha, esquisita, e até, ingênua, simplória!

Mas ela teve um grande mérito! Porque ela cria uma idéia da formação de uma ligação químicaentre átomos ou grupos,  de reatividade ou polaridade contrárias, leva à  existência da ideia de um centro de ligação química, numa molécula!….

Reações ocorrem via aproximação,  de espécies antagônicas, reativas. Reage quando tem afinidade química… Como os ácidos e as bases.

É uma visão simples e intuitiva, mas que levou à idéia de que moléculas tem grupos, ou “pedaços” que as fazem reagir, o que depois seriam radicais,  funções inorgânicas, grupos funcionais e centros de ligação. Radicais pela visão antiga, porque pela nova, radicais químicos tem de ter elétrons desemparelhados.

B. Teoria Hidrogênionica. Ácidos Tem Hidrogênio.

Como vimos, o Químico Francês  Antoine Laurent de Lavoisier acreditava que todos os ácidos (e também as bases)  eram óxidos, portanto precisavam conter Oxigênio. Veja em uma interessante reedição recente do Traité, por uma editora Espanhola. E sua subsidiária, Francesa: LAVOISIER, A.L. “Traité Éleméntaire de Chemie.” Editora: Maxtor, Val-De-Marne (Grande Paris), França, Vols 1-2, Págs.: várias, ex. 77-618 (2019).

Assim pensava também, o Médico e Químico Sueco Jons Jacob Berzelius, no início de sua carreira. WINDERLICH, R. J. Chem. Educ. 25, 500 (1948). BERZELIUS, J.J.; VALERIUS, B. (Tradutor), “Ouvres de Berzelius, Tome Premier, Traité de Chemie, Tome Premier, Editora: Sócieté Typographique Belge, Adolphe Wahlen e Cie., Bruxelas, Bélgica, Págs: 77, 178, 183, 227  (1839).

A primeira evidência de que os ácidos não precisavam conter oxigênio, foi obtida pelas pesquisas do Químico Francês Claude Louis Berthollet, sobre o ácido prússico, hoje chamado ácido cianídrico.  ele tem fórmula HCN, não tem oxigênio. BERTHOLLET, C.L. Ann. Chem. 30-39 (57-68, no documento digitalizado) (1789). KOLB, D. J. Chem. Educ. 55, 459 (1978).

O Químico Celta (“Cornish”), naturalizado Inglês Humphry Davy provaria de maneira inequívoca, que o ácido clorídrico, HCl não tem oxigênio e o cloro era um elemento simples. DAVY, H. Phil. Trans. Roy. Soc. 100, 231 (1810). DAVY, H. Phil. Trans. Roy. Soc. 101, 155 (1811).

Davy tinha em mente que os ácidos deviam conter hidrogênio. Isso foi confirmado em 1838, pelo Químico Alemão Justus Von Liebig. WOHLER, F.; LIEBIG, J. Ann. Pharm. 26, 241 (1838). LIEBIG, J. Ann. Pharm. 25, 1 (1838).

C. Descoberta da Ionização dos Ácidos. Teoria do Dualismo Eletroquímico.

Após a invenção da pilha elétrica, em 1800, pelo Médico, Físico e Químico Italiano Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta, VOLTA, A.; BANKS, J.  Phil. Mag. 7, 289 (1800), a eletricidade começou a interessar aos Químicos.

Humphry Davy começa a desenvolver a Eletrólise, e a Eletroquímica, e através dela, descobre, isola, os metais alcalinos. DAVY, H. Phil. Trans. Roy. Soc. 98, 333 (1808). DAVY, H. Phil. Mag. 32, 3 (1808).

Berzelius também começa a aplicar a Eletrólise aos compostos, inclusive ácidos, e descobre a ionização. Os íons se formam em condições eletroquímicas, inclusive do hidrogênio, que migra para o polo negativo. BERZELIUS, J.J. Ann. Philos. 2, 276 (1813). Citado por:  CHALMERS, A.F. Found. Chem. 10, 157 (2008). BERZELIUS, J.J.; HISINGER, W. Neues Allg. J. Chem. 1, 115 (1803), republicado em: HISINGER, W.; BERZELIUS, J.J. 27, 269 (1807).

Berzelius faria muitos outros experimentos, e generalizaria sua descoberta, propondo sua “Teoria do Dualismo Eletroquímico“. BERZELIUS, J.J.; BLACK, J. (Tradutor) Editor: Baldwin, R. “A Attempt to Establish A Pure Scientific System of Mineralogy, by the Application of the Electrochemical Theory and the Chemical Proportions.” Londres, Inglaterra (1814). BERZELIUS, J.J.; MÉQUIGNON-MARVIS, A. (Tradutor e Editor), “Essai sur la Théorie des Proportions Chimiques et sut L’Influence Chimique de L’Électricité.“, Paris, França (1819). BERZELIUS, J.J.; VAN MONS, M. J. Phys. Chim. Hist. Nat. 464 (1811). RUSSEL, C.A. Ann. Scienc. 19, 127 (1963).

Esse é o hidrogênio ionizável em condições eletroquímicas.

O próprio Berzelius dissolve vários ácidos, faz reações, descobre as proporções dos elementos e a composição química,  e acha, supõe, que ácidos reagem com bases, por atração de carga. RELMAN, A.S. Am. J. Med.17, 435 (1954). LUDER, W.F. Chem. Rev. 27, 547 (1940). Quando em presença de água. BERZELIUS, J. Phil. Mag. 43, 42 (1814). KOLB, Loc. Cit.

São as observações iniciais que levariam à ionização.

A controvérsia era grande entre Berzelius, Faraday e Humphry Davy, principalmente pela primazia da descoberta de certos elementos químicos. E com a Isomeria e as estruturas químicas. E com a nomenclatura. GREENWAY, F. Nature, 230, 302 (1971). KRAGH, H. Substantia, 79 (2019). PÉREZ-BUSTAMANTE, J.A. Fresenius J.  An. Chem. 357, 162 (1997).

Mas Berzelius, Faraday e Davy também discordavam quanto às Teorias Eletroquímicas. WISNIAK, J. Chem. Educ. 5, 343 (2000). KNIGTH, D. “Humphry Davy, Science and Power.” Editora: Cambridge University Press, Cambridge, Inglaterra (1998). RUSSEL, C.A. Ann. Scienc. 15, 1 (1959). KNIGHT, D. “Sources for the History of Science, 1660-1914.” Editora: Cambridge University Press, Cambridge, Inglaterra (1975). Links: 5, 67, 8, 9.

2. MODELOS E TEORIAS ÁCIDO-BASE, MODERNAS:

A descoberta de que os ácidos contém hidrogênio e a descoberta das cargas, abririam caminho para as modernas Teorias Ácido-Base. SILVA, J.L.P.B.; LIMA, C.M.C.F. Rev. Bras. Pesq. Educ. Ciênc. 157 (2020).

D. Teoria Clássica, Dissociação, de Arrhenius.

Berzelius supunha que os ácidos poderiam reagir com bases por carga formal, em solução, mas o Inglês Michael Faraday achava, inicialmente que só aplicando corrente elétrica, se tinha espécies elétricamente carregadas.

O Físico e Químico Sueco Svante August Arrehnius (que foi aluno de Berzelius) foi o primeiro a propor e descobrir, que dissolvidos em água, bases, ácidos e sais podem se dissociar e ionizar.

ARRHENIUS, S. J. Chem. Soc. Trans. 105, 1414 (1914). ARRHENIUS, S. Trans. Faraday Soc. 15, 10 (1919). ARRHENIUS, S. Zeit. Physikal. Chem. 1U, 1 (1887)Ibid., 5U, 1 (1890). ARRHENIUS, S. J. Am. Chem. Soc.  34, 353 (1912). ARRHENIUS, S. (1887). ARRHENIUS, S. Lond. Edin. Dub. Phil. Mag. 28, 170 (1889). ARRHENIUS, S. (1903). Um Artigo do Neto dele, Gustav K. Arrhenius: ARRHENIUS, G.K. et al. (2008).

Exs:

HCl   =  H+    +  Cl-

H2O   =   H+   + OH-

NaOH   = Na+  +   OH-

NaCl   = Na+  + Cl-

A Teoria seria confirmada, modificada, ampliada e divulgada por vários Físicos e Químicos Alemães:  Van’t Hoff, Max Planck, Nernst e Ostwald.

VAN’T HOFF, J.H. Zeit. Physikal. Chem. 1, 481 (1887). OSTWALD, W. Zeit. Physikal. Chem. 69, V-XX (1909). NERNST, W. Zeit. Elektrochem. Angew. Physikal. Chem. 43, 146 (1937). PLANCK. M. Ann. Phys. 275, 161 (1890). LOGAN, S.R. J. Chem. Educ. 59, 279 (1982). WILDERMANN, M. Lond. Edin. Dub. Phil. Mag. 40, 119 (1895). OSTWALD, Zeit. Physikal. Chem. 2, 36 (1888). PARTINTON, J.R. Trans. Faraday Soc. 15, 98 (1919). PARTINTON, J.R. J. Chem. Soc. Trans. 97, 1158 (1910). KAUFFMAN, G.B. J. Chem.  Educ. 65, 437 (1988). BANCROFT, W.D. J. Chem. Educ. 10, 539 (1933)ARABATZIS, T.; GAVROGLU, K. em: RUSSELL, K.A.; ROBERTS, G.K. (Editores) “Chemical History, Reviews of Recent Literature.” Editora: Royal Society of Chemistry, Londres, Inglaterra, Cap. 6, Pág 138 (2007). ERTL, G. Angew. Chem. Int. Ed. 48, 6600 (2009). ARROW, B. J. Chem. Educ. 7, 2697 (1930).

Para Arrhenius, no caso dos ácidos, eles formariam uma espécie elétricamente carregada, H+, o próton, que hoje se sabe, vai estar solvatado, H3O+. KNIGHT, C. ; VOGHT, G.A. Acc. Chem. Res. 45, 101 (2012).

Descoberta do próton solvatado, pelo Biofísico Alemão Manfred Eigen: EIGEN, M. Angew. Chem. Int. Edit. 3, 1 (1964).

O nome “íons” seria dado por Michael Faraday. A migração dos íons para os polos elétricos, durante a eletrólise, foi estudada por Faraday e pelo  Físico Alemão Johann Wilhelm Hittorf. HITTORF, W. (1899). HITTORF, W. Ann. Phys. 179, 1 (1858). GOODWIN, H.M. (Tradutor) “The Fundamental Laws of the Electrolytic Conduction. Memories of Faraday, Hittorf and Kohlrausch.” Editora: Harper & Brothers, New York, EUA (1899).

Em sua Tese de Doutorado, sobre a “Teoria da Dissociação Eletrolítica“, 1884, Arrehnius estuda a condutividade elétrica das soluções aquosas, e elabora sua Teoria. ARREHNIUS, S. “Recherches sur la Conductibilité Galvanique des Électrolytes.” Editora: Norstedt & Soner, Estocolmo, Suécia (1884).

Que  de início não é bem aceita (teve nota mínima!), MAIOCCHI, R. Nuncius, 121 (1993).

A Teoria é muito criticada, principalmente pelo Químico Alemão Jsidor Traube. EDSAL, J.T. Proc. Am.. Phil. Soc. 129, 371 (1995). TRAUBE, J. Ber. Dtsch. Chem. Gessel. 23, 3519 (1890). TRAUBE. J. Ber. Dtsch. Chem. Gessel. 24, 737 (1891). Traube seguiria por muitos anos, criticando a Arrehnius. TRAUBE, J. Kolloid-Beihefte 37, 119 (1933).

Mas por outros Químicos e Físicos, era criticada também. Porque matemáticamente aproximada, formaria íons só com dissolução sem aplicar eletricidade, e vai contra o modelo atômico de Dalton, para quem, os átomos eram indivisíveis.

Para essas críticas, veja por exemplo: KOLTHOFF, I.M.; BOSCH, W. Rec. Trav. Chim. Pays Bas 46, 430 (1927). POLISSAR, J. Am. Chem. Soc. 54, 3105 (1932). DAVIES, R.J. Lond. Ed. Dub. Phil. Mag. 15, 489 (1933). DAVIES, C.W. J. Am. Chem. Soc. 54, 1698 (1932). ARRHENIUS, S. Lond. Ed. Dub. Phil. Mag. 28, 30 (1889). HALL, N.F. J. Chem. Educ. 7, 782 (1930). DAWSON, H.M. Trans. Faraday Soc. 15, 1 (1919). LINCOLN, A.T. J. Phys. Chem. 3, 457 (1899). MORGAN, J.L.R. J. Am. Chem. Soc. 29, 1245 (1907). MaCBAIN, J.W.; COLEMAN, F.C. J. Chem. Soc. Trans. 105, 1517 (1914). COTTRELL, F.G. J. Am. Chem. Soc. 29, 1244 (1907). HEILBRUNN, L.V. Science 62, 268 (1925). FONSECA, M.M (2020). HARTLEY, G.S. Trans. Faraday Soc. 31, 31 (1935). DUNCAN, A.M.I. J. Franklin Inst. 225, 661 (1938).

Arrehnius publicaria vários artigos sóbre sua Teoria, ARREHNIUS, S. Zeit. Phys. Chem. 1, 631 (1887). Ibid, 1, 285 (1887). Ibid., 4, 96 (1889). Ibid, 10, 51 (1892). MOORE, B.E. Phys. Rev. 3, 321 (1896). LOGAN, T.S. J. Chem. Educ. 26, 149 (1959). ARRHENIUS, S. (1887). ARRHENIUS, S. Zeit. Phys. Chem. 5, 1 (1890). ARRHENIUS, S. Ber. Dtsch. Chem. Gessel. 24, 2255 (1891).

A Teoria   seria depois  bem reconhecida,  principalmente após a generalização, e  as publicações da “Teoria das Soluções“, pelo Físico-Químico Holandês Jacobus Henricus Van’t Hoff. VAN’T HOFF, J.H. Lond. Edin. Dub. Phil. Mag. J. Scienc. 37, 475 (1894). VAN’T HOFF, J.H. Ber. Dtsch. Chem. Gessel.  27, 6 (1894). DAWSON, W.M. Nature, 321 (1900). HOWE, J.L. (1900). JONES, H.C. (1900).

Arrehnius, em 1903, receberia um merecido Prêmio Nobel por ela.

Ele faria muitas outras contribuições para a Físico-Química, em mecanismos, velocidade de reações, colóides etc… contribuições essas,  que não são objetivo deste artigo.

Mas uma outra descoberta interessante de Arrehnius, foi que ele sugeriu, em 1896, que gás carbônico em presença de vapor de água, pode alterar o clima do planeta, aquecendo-o. Hoje, é o conhecido “Efeito Estufa“, responsável pelo aquecimento global. ARREHNIUS, S. Lond. Edin. Phil. Mag. J. Scienc. 41, 237 (1896).

De acordo com o conceito de Arrehnius, ácidos e bases são compostos, que  dilúidos em água, se dissociam e ionizam, e produzem, respectivamente próton, H+  e hidróxido, OH-. VAN HOUTEN, J. J. Chem. Educ. 79, 21 (2002). WALKER, J. J. Chem. Soc. 1380 (1928).

E. Teoria Protônica Ácido-Base, de Lowry-Bronsted.

Uma outro modelo famoso para ácidos e bases. A Teoria de Lowry- Bronsted.

Elaborada independentemente, pelo Físico-Químico Inglês Thomas Martin Lowry, e pelo Físico-Químico Dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted. BRONSTED, J.N. Rec. Trav. Chim. Pays Bas 42, 541.4, 718 (1923). LOWRY, T.M. J. Chem. Soc. Ind. 42, 43 (1923). LOWRY, T.M. J. Chem. Soc. Faraday Trans. 26, 45 (1930). BRONSTED, J.N. Chem. Rev. 5, 231 (1928). BRONSTED, J.N.; WYNE-JONES, J.F.K. J. Chem. Soc. Faraday Trans. 25, 59 (1929). BRONSTED, J.N. J. Chem. Soc. Faraday Trans. 24, 630 (1928). BRONSTED, J.N. J. Chem. Soc. Faraday Trans. 23, 416 (1927). KAUFMANN, G.B. J. Chem. Educ. 65, 28 (1988). SHEPPARD, K. Chem. Educ. Res. Pract. 7, 32 (2006). KOUSATHANA, M. et al. Scienc. Educ. 14, 173 (2005).

No modelo de Lowry-Bronsted, ácidos são substâncias que podem doar prótons, H+, e bases são substâncias que podem receber prótons. Em um exemplo não extremamente simples, mas didático:

H2SO4  + 2  H2O   =   2  H3O   +    SO4–

O ácido sulfúrico seria o ácido de Lowry-Bronsted e a água, sua base de Lowry-Bronsted conjugada. O ácido é capaz de doar 2 pŕotons, 2 H+, que são recebidos pela água.

Um exemplo interessante é o bicarbonato de sódio. Ele é anfótero. Geralmente ele é base, mas pode atuar como ácido de Lowry-Bronsted, em algumas condições.

NaHCO3   +  HCl    =  NaCl   +   H2O   +  CO2    (atua como base de Lowry-Bronsted)

NaHCO3   +  Na2S  =  2 NaSH   +  Na2CO3      (atua como ácido de Lowry-Bronsted)

Eu usei a reação para preparar o sulfidrato de sódio, NaSH, um  excelente  doador de gás sulfídrico, H2S, em Farmacologia. CUNHA, T.M.; DAL-SECCO, D.; VERRI Jr., W.A.; GUERRERO, A.N.; SOUZA, G.R.; VIEIRA, S.M.; LOTUFO, C.M.; FEDERMAN NETO, A.; FERREIRA, S.H., CUNHA. F.Q. Eur. J. Pharmacol. 590, 127 (2008). SPILLER, F. et al. (2010). DAL-SECCO, D. et al. (2008).

F. Ácidos e Bases de Lewis.

Outra Teoria Ácido-Base famosa.

Proposta pelo Físico-Químico Americano Gilbert Newton Lewis. LEWIS, G.N. “Valence Structure of Atoms and Molecules.” Editoras: American Chemical Society e Chemical Catalog Company, New York, EUA. Pag. 142 (148 no documento digitalizado) (1923). Outro Link. PAULING, L. J. Chem. Educ. 61, 201 (1984). LEWIS, G.N. Nature 117, 824 (1926). BELL, R.P. Biochem. Educ. 9, 31 (1981). LEUSSING, D.L. J. Chem. Educ. 59, A179 (1982).

No modelo de Lewis, ácidos são as substâncias contendo valências incompletas, que não fecham o octeto, modernamente. orbital vazio ou semi-preenchido, e capazes de receber pares eletrônicos vindos da base. Links: 10, 11, 12, 13,

G. Teorias Ácido-Base Modernas e sua Importância Para a Química.

Os modelos de Lowry-Bronsted e Lewis, estão envolvidos na “Regra do Octeto“, na “Teoria Concêntrica da Estrutura Atômica” e na “Teoria Eletrônica da Valência“. Idealizadas e popularizadas por Lewis e pelo Físico Alemão Walther Ludwig Julius Kossel , em 1916. LEWIS, G.N. J. Am. Chem. Soc. 38, 762 (1916). , KOSSEL, W. Ann. Phys. 354, 339 (1916).

E ampliadas e modificadas por Lowry e pelo Físico-Químico Americano Irving Langmuir. LOWRY, T.M. J. Chem. Soc. Faraday Trans. 20, 13 (1924). LOWRY, T.M. Nature, 121, 3049 (1928). LOWRY, T.M. Nature 125, 364 (1930). LANGMUIR, I. (1919). LANGMUIR, I. Ind. Eng. Chem. 12, 386 (1920). LANGMUIR, I. J. Am. Chem. Soc. 41, 868 (1919). FRENKING, G.; HERMANN, M. Chem. Bond I , 131 (2016). ZHAO, L.; SCHWARZ, E.; FRENKING, G. Nature Rev. Chem. 3, 35 (2019).

As teorias da ligação de valência e a “Teoria Atômica” seriam estudadas,  revisadas, aperfeiçoadas e generalizadas pelo famoso Engenheiro, Físico-Químico e Bioquímico Americano Linus Carl Pauling. Veja Livros e Artigos dele.

Os modelos e as teorias de Arrehnius (D), Lowry-Bronsted, (E) e Lewis (F), ganharam muita ampla aceitação e uma importância capital em Química, pois explicam muitos fenômenos químicos e físicos;

Estão amplamente descritas e citadas na Internet e aparecem em centenas de livros texto didáticos e de pesquisa, e são muito ensinadas em colégios, faculdades e universidades, no mundo inteiro.

Artigos e links sobre essas teorias ácido-base, modernas. JENSEN, W.B. J. Chem. Educ. 61, 191 (1984). FURIÓ-MÁS, C. et al. Int. J. Scienc. Educ. 27, 1337 (2005). TARHAN, L.; SESSEN, B.A. Chem. Educ. Res. Pract. 13, 307 (2012). DRECHSLER, M. ; SCHMIDT, H.J. 6, 19 (2005). AKAR, E. (2005). PAIK, S.H. J. Chem. Educ. 92, 1484 (2015). ZUFFANTI, S. J. Am. Chem. Soc. 82, 3231 (1960). CALDIN, E.F. Brit. J. Phil. Scienc. 10, 209 (1959)RICE, O.K. J. Am. Chem. Soc. 82, 3231 (1960). SCHMIDT, H.J.; CHEMIE, F. Int. J. Scienc. Educ. 17, 733 (1995). JENSEN, W.B. Chem. Rev. 78, 1 (1978). DRECHSLER, M.; VAN DRIEL, J. Res. Scienc. Educ. 38, 611 (2008). CHAGAS, A.P. Quím. Nova, 23, 126 (2000). VICHI, F.M. (2020). KHAN AKADEMY (2020). MOURA SOUZA, F.; ARICÓ, E.M. Educ. Quim. 28, 211 (2017). GONSALVES, A.A. et al. Quim. Nova, 36, 1236 (2013). MOURA SOUZA, F.; ARICÓ, E.M. Educ. Quim. 28, 2 (2017). FERNANDES, R.F. Rev. Cienc. Elem. 1, 1 (2013).

H. Outras Teorias Ácido-Base.

Apenas citando, algumas Teorias menos conhecidas, ou modificações das vistas até agora, ou aplicáveis a casos especiais, como a equilíbrios ácido-base em sistemas biológico, vivos.

Teoria do “Equilíbrio Solvente-Soluto” do Físico-Químico Americano Louis Plack Hammett. HAMMETT, 131 (1940).

Teoria Eletrônica” uma modificação do próprio Lewis. LUDER, W.F. Chem. Rev. 27, 547 (1940).

Teoria dos Eletrólitos” de Debye-Huckel. Do Físico-Químico Holandês, naturalizado Americano, Peter Debye e do Físico-Químico Alemão Erich Armand Arthur Joseph Hückel . DEBYE, P.; HUCKEL, E. Physikal. Zeit. (1923). DEBYE, P.; HUCKEL, E.; BRAUS, M. J. (Tradutor) Physikal. Zeit. (1923), Tradução (2020)DEBYE, P. HUCKEL, E.  Physikal. Zeit, 24, 185-305 (1923). HUCKEL, E. (1924). KONTOGEORGIS, G.M.  et al.  Fluid Phase Equil. 462, 130 (2018). NAIMAN, B. J. Chem. Educ. 26, 280 (1949).

Teoria de Pearson“, é uma extensão do modelo de Lewis, para englobar também íons metálicos. E classifica ácidos e bases, como “moles” ou “duras”. SANTOS, T.C (2018). Links: 14, 15, 16. 17.  Desenvolvida, nos anos 60, pelo Químico Americano Ralph Gottfrid Pearson. PEARSON, R.G. J. Chem. Educ. 45, 643 (1968). PEARSON, R.G. Chem. Comm. 2, 65 (1968). PEARSON, R.G. J. Chem. Educ. 45, 581 (1968).

Teoria da Forte Diferença Iônica” de Stewart, envolvida nos equilíbrios carbonato-bicarbonato. FRAZER, S. ; STEWART, C. J. Clin. Pathol. 12, 195 (1959). STORY, D.A. Crit. Care 8, 253 (2004). Uma modificação, e simplificação, é o modelo do “Íon Forte” de Constable. CONSTABLE, P.D. J. App. Physiol. 83, 297 (1997). CONSTABLE, P.D. Vet. Clin. Nort. Am. Food An. Pract. 15, 447 (1999). CONSTABLE, P.D. Vet. Clin. Pathol. 29, 115 (2000).

Também de interesse biológico, o “Equilíbrio Biológico Ácido-Base” do Bioquímico Holandês Donald Dexter Van Slyke. VAN SLYKE, D.D. J. Biol. Chem. 52, 525 (1922).

Modelo do “Equilíbrio de Dissociação” de Kilpatrick. KILLPATRICK,M. Chem. Rev. 30, 159 (1942). KILLPATRICK, M. “ASTM International Symposium of pH Measurement.” (1947).

Teoria da “Transferência de Próton”, de Eigen. EIGEN, M. Angew. Chem. 75, 489 (1963). EIGEN, M. Angew. Chem. Int. Ed. 3, 1 (1964). Deriva da “Teoria da Transferência Cinética” de Weller. WELLER, Prog. React. Kinet. Mec. 1, 187 (1961). Citado em: AVERY, H.E.Bas. React. Kin. Mec. 147 (1974).

Continua na Parte III.

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