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{{Ácidos e bases}}A '''teoria de Brønsted–Lowry''' é uma teoria sobre a [[Reação ácido-base|reação entre ácidos e bases]] proposta independentemente por [[Johannes Nicolaus Brønsted]] e [[Thomas Martin Lowry]] em [[1923]]. O conceito fundamental proposto é que, quando um [[ácido]] e uma [[base]] reagem entre si, o ácido forma sua [[Ácido conjugado|base conjugada]], enquanto a base forma seu ácido conjugado; com a reação sendo mediada pela troca de um [[Hídron|próton]] (o [[cátion]] do [[hidrogênio]], H<sup>+</sup>).
 
Embora seja uma generalização da [[teoria de Arrhenius]] — que só descreve o fenômeno em [[Solução aquosa|soluções aquosas]] — seu escopo não inclui [[Reação ácido–base|reações ácido–base]] que não envolvam troca de prótons, motivo pelo qual foi suplantada pela [[teoria ácido–base de Lewis]].
 
== Definição de ácidos e bases ==
{{multiple image|width1=125|width2=128|image1=Johannes Brønsted.jpg|image2=Thomas Martin Lowry2.jpg|footer=Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry formularam independentemente a ideia de que ácidos são doadores de prótons (H<sup>+</sup>), enquanto bases são aceptoras destes.}}Na [[teoria de Arrhenius]], [[ácidos]] são definidos como substâncias que se [[Ionização|ionizam]] em [[Solução aquosa|soluções aquosas]], liberando [[Hídron|H<sup>+</sup>]] ([[cátions]] de [[hidrogênio]]); enquanto [[Base (química)|bases]] são definidas como substâncias que se [[Dissociação|dissociam]] em soluções aquosas, liberando OH<sup>−</sup> ([[ânions]] [[hidróxido]]).<ref>{{citar livro|url=https://books.google.com/books?id=oS50J3-IfZsC&pg=PA157|título=The Basics of Chemistry|último=Myers|primeiro=Richard|data=2003|páginas=157–161|isbn=978-0-313-31664-7|publicado=Greenwood Publishing Group}}</ref><ref>{{citar livro|url=https://books.google.com/books?id=udUIAAAAQBAJ&pg=PT433|título=Chemistry: Principles and Reactions|primeiro1=William|primeiro2=Cecile|primeiro3=Edward|data=2011|página=433|isbn=1-133-38694-6|último1=Masterton|último2=Hurley|último3=Neth|publicado=Cengage Learning}}</ref>
 
Em [[1923]], os físico-químicos [[Johannes Nicolaus Brønsted]], na Dinamarca, e [[Thomas Martin Lowry]], na Inglaterra, propuseram independentemente a teoria que hoje recebe o nome de ambos.<ref>{{citar livro|url=https://books.google.com/books?id=8_7iGj4QLR4C&pg=PA644|título=General Chemistry, Enhanced Edition|primeiro1=Darrell|primeiro2=Steven D.|data=2010|páginas=644–645|isbn=0-538-49752-1|último1=Ebbing|último2=Gammon|publicado=Cengage Learning}}</ref><ref>{{citar livro|url=https://books.google.com/books?id=XQiu_E72llkC&pg=PA350|título=Chemistry|primeiro1=Kenneth|primeiro2=Raymond|primeiro3=Larry|primeiro4=George|data=2013|página=350|isbn=1-133-61066-8|último1=Whitten|último2=Davis|último3=Peck|último4=Stanley|publicado=Cengage Learning}}</ref><ref>{{citar periódico|ano=1923|título=Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen|títulotrad=Algumas observações sobre o conceito de ácidos e bases|periódico=Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas|volume=42|páginas=718–728|doi=10.1002/recl.19230420815|autor=Brönsted, J. N.|número=8}}</ref><ref>{{citar periódico|ano=1923|título=The uniqueness of hydrogen|url=https://archive.org/stream/ost-chemistry-chemistryindustr01soci/chemistryindustr01soci#page/n65/mode/2up|periódico=Journal of the Society of Chemical Industry|volume=42|páginas=43–47|doi=10.1002/jctb.5000420302|autor=Lowry, T. M.|número=3}}</ref> Na teoria de Brønsted–Lowry, ácidos e bases são definidos pela maneira com que um reage com o outro, o que permite maior generalidade se comparada com o conceito de Arrhenius.<ref name=":1">{{citar web|url=https://www2.onu.edu/~k-broekemeier/Chem1730809/AcidBaseReviewOne.pdf|titulo=Acids and Bases|data=|acessodata=22 de setembro de 2019|publicado=Ohio Northern University|ultimo=Broekemeier|primeiro=Kimberly M.|citacao=|titulotrad=Ácidos e Bases|lingua=en}}</ref>
 
Esta definição é expressa em termos do seguinte [[equilíbrio químico]]:
 
: <chem>\acute{a}cido{} + base <=> base\ conjugada{} + \acute{a}cido\ conjugado</chem>
 
Seja um ácido genérico representado por HA, a reação pode, então, ser representada simbolicamente como
 
: <chem>HA + B <=> A- + HB+</chem>
 
onde o símbolo de equilíbrio (⇌) é usado por conta de a reação poder ocorrer tanto no sentido direto quanto inverso. O ácido (HA), ao perder um próton, torna-se sua [[Ácido conjugado|base conjugada]] (A<sup>−</sup>). A base B, então, aceitaria este próton, tornando-se seu ácido conjugado (HB<sup>+</sup>). Muitas [[Reação ácido-base|reações ácido–base]] são tão rápidas que as espécies participantes estão usualmente em equilíbrio dinâmico umas com as outras.<ref>{{citar livro|url=https://books.google.com/books/about/Acids_and_Bases.html?id=QHrzG6CaVIwC|título=Acids and Bases|primeiro1=Kristi|data=2009|isbn=9780791097830|último1=Lew|publicado=Infobase Publishing}}</ref>
 
== Soluções aquosas ==
[[Ficheiro:Acetic-acid-dissociation-3D-balls.png|ligação=https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Acetic-acid-dissociation-3D-balls.png|alt=O ácido acético (CH<sub>3</sub>COOH) é composto de um grupo metila (CH<sub>3</sub>) ligado quimicamente a um grupo carboxila (COOH). O grupo carboxila pode perder um próton, doando-o para uma molécula de água (H<sub>2</sub>O) — a qual se torna um cátio hidrônio (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>)—, enquanto a carboxila se torna um ânion acetato (CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup>). Essa é uma reação em equilíbrio, então o processo inverso também pode ocorrer.|miniaturadaimagem|350x350px|Ácido acético (CH<sub>3</sub>COOH), um [[ácido fraco]], doa um próton (cátion de hidrogênio, destacado a verde) à água (H<sub>2</sub>O) por uma reação em equilíbrio, o que resulta no ânion acetato e no cátion hidrônio. Vermelho: [[oxigênio]], preto: [[carbono]], branco: hidrogênio.]]
Na reação entre [[ácido acético]] (CH<sub>3</sub>COOH) e [[Propriedades físico-químicas da água|água]] (H<sub>2</sub>O):
 
: <chem>CH3 COOH + H2O <=> CH3 COO ^{-} + H3O+</chem>
 
o ácido acético se comporta como ácido de Brønsted–Lowry pois doa um próton à água, dando origem à sua base conjugada, o ânion [[acetato]] (CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup>). A água se comporta como base de Brønsted–Lowry pois recebe um próton do ácido acético, dando origem a seu ácido conjugado, o cátion [[hidrônio]] (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>).<ref>{{citar livro|url=https://books.google.com/books?id=nlx6AgAAQBAJ&pg=PA76|título=Instant Notes in Organic Chemistry|último=Patrick|primeiro=Graham|data=2012|página=76|isbn=978-1-135-32125-3|ref=harv|publicado=Taylor & Francis}}</ref>
 
O inverso de uma reação ácido–base também é uma reação ácido–base, porém agora entre o ácido conjugado e a base conjugada da base e do ácido da reação direta, respectivamente.<ref>{{Citar web|titulo=Brønsted–Lowry Acids and Bases|url=https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Organic_Chemistry/Map%3A_Organic_Chemistry_(Smith)/Chapter_02%3A_Acids_and_Bases/2.1%3A_Br%C3%B8nsted%E2%80%93Lowry_Acids_and_Bases|obra=Chemistry LibreTexts|data=5 de junho de 2019|acessodata=2019-09-23|lingua=en|publicado=MindTouch|ultimo=Soderberg|primeiro=Tim|citacao=If the reaction is viewed in reverse a new acid and base can be identified. The substances on the right side of the equation are called conjugate acid and conjugate base compared to those on the left. Also note that the original acid turns in the conjugate base after the reaction is over.|titulotrad=Ácidos e Bases de Brønsted–Lowry}}</ref> No exemplo acima, o acetato comporta-se como a base da reação inversa, enquanto o hidrônio cumpre o papel de ácido:
 
: <chem>H3O ^{+} + CH3 COO- <=> CH3 COOH + H2O</chem>
 
O que determina qual das duas reações irá predominar é, neste caso, a [[constante de dissociação ácida]] (K<sub>a</sub>), que é diretamente proporcional à formação de produtos.<ref name=":1" />
 
== Substâncias anfóteras ==
[[Ficheiro:Autoprotolyse_eau.svg|ligação=https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Autoprotolyse_eau.svg|direita|miniaturadaimagem|220x220px|Ilustração da natureza anfotérica da água.]]
A essência da teoria de Brønsted–Lowry denota que um ácido é assim definido apenas em relação a uma base, e vice-versa. A água é [[Anfoterismo|anfótera]] devido à sua capacidade de se comportar como ácido ou base a depender do contexto. Na imagem à direita, uma molécula de H<sub>2</sub>O atua como base, ganhando um H<sup>+</sup> e se tornando H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>; enquanto a outra atua como ácido, perdendo um H<sup>+</sup> e se tornando OH<sup>−</sup>.<ref name=":2">{{Citar web|titulo=Amphoterism|url=http://dl.clackamas.edu/ch105-04/amphoter.htm|obra=Clackamas Community College|acessodata=2019-09-23|data=2003|publicado=|ultimo=Francis|primeiro=Eden|titulotrad=Anfoterismo|citacao=The self-ionization of water is another example of water being able to react either as an acid or a base. [...] One water molecule can transfer a proton to another water molecule. One water molecule acts as an acid and the other acts as a base. [...] Equal quantities of H3O+ and OH- are made.}}</ref>
 
Assim, o cátion de hidrogênio — ou mais precisamente o cátion hidrônio{{Nota de rodapé|Para simplificação de notação, é comum que o íon H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> seja simplesmente representado por H<sup>+</sup>.}} — é um ácido de Brønsted–Lowry em soluções aquosas, enquanto o o ânion hidróxido é uma base, o que ocorre devido à [[autoionização da água]]:<ref name=":2" />
 
: <chem>H2O + H2O <=> H3O+ + OH-</chem>
 
=== Soluções não aquosas ===
Uma reação análoga ocorre com a [[amônia]] líquida:
 
: <chem>NH3 + NH3 <=> NH4+ + NH2^{-}</chem>
 
Nesse caso, o cátion [[amônio]] ({{chem|NH|4|+}}) equivale, na amônia líquida, ao hidrônio em solução aquosa, enquanto o ânion [[amida]] ({{chem|NH|2|−}}) seria análogo ao hidróxido. Genericamente, [[Sal|sais]] de amônio se comportam como ácidos, enquanto amidas se comportam como bases.<ref>{{citar livro|título=Inorganic Chemistry in Non-Aqueous Solvents|primeiro1=A.K.|primeiro2=A.G.|data=1965|último1=Holliday|último2=Massy|publicado=Pergamon Press}}</ref>
 
Alguns solventes não aquosos podem se comportar como bases, isto é, como [[Afinidade por próton|aceptores de prótons]] com relação a um ácido de Brønsted–Lowry:<ref>{{citar livro|url=https://pdfs.semanticscholar.org/a189/f48f8d902e6c5a23098fc043db39736db654.pdf|título=Studies of Acid-Base Equilibria in Non-Aqueous Media|ultimo=KÜTT|primeiro=Agnes|editora=Tartu University Press|ano=2008|local=Tartu|páginas=15|titulotrad=Estudos sobre o Equilíbrio Ácido-Base em Meios Não Aquosos|capitulo=General Aspects|issn=14060299|citacao=According to Brønsted-Lowry definition, acidity of [...] acid HA [...] in solvent S is defined using equation 2.1.|acessodata=23 de setembro de 2019}}</ref>
 
: <chem>HA + S <=> A- + SH+</chem>
 
onde S simboliza uma molécula do solvente. Uns dos mais importantes solventes desse tipo são o [[dimetilsulfóxido]] (DMSO) e a [[acetonitrila]] (CH<sub>3</sub>CN), pois tratam-se de solventes amplamente utilizados para a determinação de constantes de dissociação ácida de [[Molécula|moléculas]] [[Química orgânica|orgânicas]]. Como o DMSO é um aceptor de prótons mais forte que H<sub>2</sub>O, o ácido, por consequência, é mais forte nele do que numa solução aquosa.<ref>{{Citar web|url=http://www.chem.wisc.edu/areas/reich/pkatable/|título=Bordwell pKa Table (Acidity in DMSO)|acessodata=2008-11-02|arquivourl=https://web.archive.org/web/20081009060809/http://www.chem.wisc.edu/areas/reich/pkatable/|arquivodata=9 de outubro de 2008|autor=Reich, Hans J.|publicado=Department of Chemistry, University of Wisconsin, U.S.}}</ref> De fato, muitas moléculas em meio não aquoso se comportam como ácidos, ainda que isso não se observe em soluções aquosas. Um caso extremo é o de ácidos conjugados de [[Carbânion|carbânions]], nos quais um próton pode ser extraído de uma [[Ligação química|ligação]] C–H.<ref name=":0">{{Cite web|url=http://evans.rc.fas.harvard.edu/pdf/evans_pKa_table.pdf|title=Chem 206 pKa Table|last=Evans|first=D. A.|last2=Ripin|first2=D. H.|date=2005|website=|access-date=}}</ref>
 
Alguns solventes não aquosos podem também se comportar como ácidos. Um solvente ácido é capaz de aumentar a basicidade de substâncias dissolvidas nele. Por exemplo, o ácido acético (CH<sub>3</sub>COOH) recebe esse nome por conta de seu caráter ácido em água. No entanto, ele se comporta como base em [[cloreto de hidrogênio]] líquido, uma vez que este é um solvente muito mais ácido que o ácido acético:<ref>{{citar livro|título=Non-Aqueous Solvent Systems|primeiro1=T.C.|data=1965|local=New York|último1=Waddington|publicado=Academic Press}}</ref>
 
: <chem>HCl + CH3COOH <=> Cl- + CH3C(OH)2+</chem>
 
== Comparação com a teoria ácido–base de Lewis ==
{{See also|Teoria ácido–base de Lewis|l1=}}
[[Ficheiro:Lewis-Bronsted-Arrhenius.png|ligação=https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Lewis-Bronsted-Arrhenius.png|miniaturadaimagem|[[Diagrama de Venn]] para as principais teorias ácido–base.]]
No mesmo ano em que Brønsted e Lowry publicaram sua teoria, [[Gilbert Newton Lewis]] propôs uma interpretação alternada às reações ácido–base. A teoria de Lewis tem como base a [[estrutura eletrônica]] das moléculas, sendo que uma base de Lewis é definida como um composto capaz de doar um [[par de elétrons]], cujo aceptor seria um ácido de Lewis.<ref>Miessler, G. L., Tarr, D. A., (1991) "''Inorganic Chemistry''" 2nd ed. Pearson Prentice-Hall pp. 170–172</ref><ref name="review19402">{{citar periódico|último=Hall|primeiro=Norris F.|data=março de 1940|título=Systems of Acids and Bases|periódico=Journal of Chemical Education|volume=17|páginas=124–128|bibcode=1940JChEd..17..124H|doi=10.1021/ed017p124|número=3}}</ref>
 
Lewis posteriormente declarou que "restringir o grupo de ácidos às substâncias que contêm hidrogênio interfere tão gravemente com a compreensão sistemática da química quanto restringir o termo ''[[agente oxidante]]'' a substâncias contendo oxigênio."<ref name="review19402" />
 
A proposta de Lewis também é capaz de explicar a classificação de Brønsted–Lowry em termos das estruturas eletrônicas das espécies envolvidas:
 
: <chem>HA + B <=> A- + BH+</chem>
 
Na representação de Lewis, tanto a base (B) quando o ácido conjugado (A<sup>−</sup>) possuem um par de elétrons livres, e o próton, que atua como ácido de Lewis, atuaria como aceptor do par de elétrons.<ref>{{Citar web|titulo=Brønsted and Lewis acids and bases|url=https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Inorganic_Chemistry/Book%3A_Inorganic_Chemistry_(Wikibook)/Chapter_03%3A_Acid-Base_Chemistry/3.1%3A_Br%C3%B8nsted_and_Lewis_acids_and_bases|obra=Chemistry LibreTexts|data=5 de junho de 2019|acessodata=2019-09-23|lingua=en|publicado=MindTouch|ultimo=|primeiro=|titulotrad=Ácidos e bases de Brønsted e Lewis|citacao=This definition encompasses the Brønsted-Lowry definition, in that H+ is an electron pair acceptor (when interacting with a base), and a base is an electron pair donor in its interaction with H+.}}</ref>
[[Ficheiro:NH3-BF3-adduct-bond-lengthening-2D.png|ligação=https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:NH3-BF3-adduct-bond-lengthening-2D.png|miniaturadaimagem|Aduto da reação entre amônia e trifluoreto de boro.]]
Na teoria de Lewis, um ácido (A) e uma base (B''':''') formam um [[aduto]] (AB), no qual o par de elétrons é usado para formar uma ligação covalente coordenada entre A e B. Isso é ilustrado pela formação do aduto H<sub>3</sub>N−BF<sub>3</sub> a partir de amônia e [[trifluoreto de boro]] (BF<sub>3</sub>),<ref>{{Citar web|titulo=Lewis Acids and Bases|url=https://chem.libretexts.org/Bookshelves/General_Chemistry/Book%3A_Chemistry_(Averill_and_Eldredge)/08%3A_Ionic_versus_Covalent_Bonding/8.7_Lewis_Acids_and_Bases|obra=Chemistry LibreTexts|data=5 de junho de 2019|acessodata=2019-09-23|lingua=en|publicado=MindTouch|ultimo=|primeiro=|citacao=An acid–base reaction forms an adduct, which is a compound with a coordinate covalent bond in which both electrons are provided by only one of the atom, [...] such as ammonia to form an acid–base adduct, as shown here for boron trifluoride (BF3).|titulotrad=Ácidos e Bases de Lewis}}</ref> uma reação que não ocorreria naturalmente em solução aquosa porque o trifluoreto de boro reage violentamente com água por meio de [[hidrólise]]:
 
: <chem>BF3 + 3H2O -> B (OH)3 + 3HF</chem>
: <chem>HF <=> H+ + F-</chem>
 
O [[ácido bórico]] é considerado um ácido de Lewis em virtude da seguinte reação:
 
: <chem>B(OH)3 + H2O <=> B(OH)4- + H+</chem>
 
Neste caso, não é o ácido o doador de prótons, mas sim a base (H<sub>2</sub>O). Uma solução de (OH)<sub>3</sub> é ácida pois íons H<sup>+</sup> são liberados na reação.<ref>{{Citar web|titulo=Acids and Bases: Lewis Acids|url=https://www.dorthonion.com/drcmcm/CHEMISTRY/Lessons/Lectures/16c_Lewis_AcidsandBases.php|obra=Dr. Bruce and Dr. Christe McMenomy Educational Consulting|acessodata=2019-09-23|data=|publicado=|ultimo=|primeiro=|titulotrad=Ácidos e Bases: Ácidos de Lewis|autor=|lingua=en|citacao=In the reaction of boric acid with water, [...] B(OH)3 is an electron receptor and a Lewis acid, but in this case, the water molecule is the proton donor.}}</ref>
 
Há grandes evidências de que soluções diluídas de amônia contêm frações desprezíveis do cátion amônio:<ref>{{Citar periódico|ultimo=Sanger|primeiro=Michael J.|ultimo2=Danner|primeiro2=Matthew|data=2010-11-01|titulo=Aqueous Ammonia or Ammonium Hydroxide? Identifying a Base as Strong or Weak|titulotrad=Amônia Aquosa ou Hidroxido de Amônio? Identificando uma Base como Forte ou Fraca|url=https://doi.org/10.1021/ed100536n|jornal=Journal of Chemical Education|lingua=en|volume=87|numero=11|paginas=1213–1216|doi=10.1021/ed100536n|issn=0021-9584|acessodata=23 de setembro de 2019|citacao=}}</ref>
 
: <chem>H2O + NH3 -> OH- + NH+4</chem>
 
e que, quando dissolvida em água, a amônia funciona como uma base de Lewis.<ref>{{cite book|title=Inorganic Chemistry|last1=Housecroft|first1=C. E.|last2=Sharpe|first2=A. G.|year=2004|publisher=Prentice Hall|edition=2nd|isbn=978-0-13-039913-7|page=187}}</ref>
 
Um exemplo de uma mesma substância ora encaixando-se na definição de Brønsted–Lowry, ora estando fora de seu escopo pode ser visto em substâncias anfóteras como o hidróxido de alumínio [Al(OH)<sub>3</sub>]:<ref>{{Citar web|titulo=Lewis Acids and Bases|url=https://chem.libretexts.org/Courses/Sacramento_City_College/SCC%3A_Chem_420_-_Organic_Chemistry_I/Text/01%3A_Introduction_and_Review/1.13%3A_Lewis_Acids_and_Bases|obra=Chemistry LibreTexts|data=2019-02-13|acessodata=2019-09-23|lingua=en|publicado=MindTouch|ultimo=Abudra|primeiro=Adam|primeiro2=Tajinder|ultimo2=Badial|titulotrad=Ácidos e Bases de Lewis|autorlink2=|outros=|citacao=Other molecules can also act as either an acid or a base. For example, Al(OH)3+3H+→Al3++3H2O where Al(OH)3 is acting as a Lewis Base. Al(OH)3+OH−→Al(OH)−4 where Al(OH)3 is acting as an Lewis Acid.}}</ref><ref>{{Citar web|titulo=Acid-Base Properties of Oxides|url=https://courses.lumenlearning.com/boundless-chemistry/chapter/acid-base-properties-of-oxides/|obra=Lumen Learning|acessodata=2019-09-23|data=|publicado=|ultimo=|primeiro=|titulotrad=Propriedades Ácido-Base de Óxidos|citacao=In a strongly acidic solution, [...] consider the reaction of Al(OH)3 with HCl. [...] This is a classic acid-base neutralization reaction. [...] Now consider aluminum hydroxide’s reaction in a strongly basic solution. [...] Here, aluminum hydroxide picks up an hydroxide ion out of solution, thereby acting as a Lewis acid.}}</ref>
 
: <chem>Al (OH)3 + OH- <=> Al(OH)^{-}4</chem> atuando como ácido de Lewis em meio básico, pois não há troca de prótons entre si;
: <chem>3H+ + Al (OH)3<=> 3H2O + Al^{3+} (aq)</chem> atuando como base de Brønsted–Lowry em meio ácido.
 
== Comparação com a teoria de Lux–Flood ==
Na [[Reação ácido-base#Defini%C3%A7%C3%A3o de Lux-Flood|teoria de Lux–Flood]], deAs reações entre [[óxidos]] em [[Estados físicos da matéria|estado]] [[Estado líquido|líquido]] ou [[Estado sólido|sólido]] não são inclusas na teoria de Brønsted–Lowry. Por exemplo, a reação<ref>{{Citar periódico|ultimo=Flood|primeiro=H.|ultimo2=Förland|primeiro2=T.|ultimo3=Sillén|primeiro3=Lars Gunnar|ultimo4=Linnasalmi|primeiro4=Annikki|ultimo5=Laukkanen|primeiro5=Pentti|data=1947|titulo=The Acidic and Basic Properties of Oxides.|url=http://actachemscand.org/doi/10.3891/acta.chem.scand.01-0592|jornal=Acta Chemica Scandinavica|lingua=en|volume=1|paginas=592–604|doi=10.3891/acta.chem.scand.01-0592|issn=0904-213X}}</ref>
 
: <chem>2MgO + SiO2 -> Mg2 SiO4</chem>
 
não se enquadra no escopo da definição de Brønsted–Lowry para ácidos e bases. Por outro lado, o [[óxido de magnésio]] (MgO) atua como base ao reagir com um ácido em solução aquosa:
 
: <chem>2H+ + MgO(s) -> Mg2+(aq) + 2H2O</chem>
 
[[Dióxido de silício]] (SiO<sub>2</sub>) has been predicted to be a weak acid in the Brønsted–Lowry sense.<ref>{{citar livro|título=The Nature of the Chemical Bond|primeiro1=Linus|data=1960|local=Ithaka|página=557|último1=Pauling|publicado=Cornell University Press|edição=3rd}}</ref>
 
: <chem>SiO2(s) + 2H2O <=> Si(OH)4 (solution)</chem>
 
: <chem>Si(OH)4 <=> Si(OH)3O- + H+</chem>
 
De acordo com a teoria compostos como o MgO e o SiO<sub>2</sub> no estado sólido podem ser classificados como ácido ou base. Por exemplo, o mineral [[olivina]] pode may be regarded as a compound of a basic oxide, MgO, with an acidic oxide, silica, SiO<sub>2</sub>. Essa classificação é importante em [[geoquímica]].
 
== Ver também ==
 
* [[Ligação covalente coordenada]]
* [[Reação ácido–base]]
* [[Teoria HSAB]]
{{Notas}}{{Referências}}{{Portal3|Química}}
{{DEFAULTSORT:Teoria ácido-base de Bronsted-Lowrt}}
[[Categoria:Química dos ácidos e bases]]
<br />
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