Ácido
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- Fisiologia ácido-base
- Homeostase ácido-base
- Constante de dissociação ácida
- Função de acidez
- Solução tampão
- pH
- Afinidade por próton
- Auto-ionização da água
- Ácidos:
- Bases:
Ácido, no âmbito da química, é um composto capaz de transferir prótons (H+) numa reacção química – por tal pode ser chamado também de "doador de próton".
Numa solução aquosa pode reagir com a molécula de água formando o íon oxônio (H3O+), diminuindo assim o pH da solução.
Ácidos também reagem com bases para formar sais numa reacção de neutralização. Sendo assim as bases são os análogos opostos aos ácidos.
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Histórico [editar]
Conceito de Arrhenius [editar]
Segundo o químico sueco Arrhenius (1887), um ácido é toda substância que, em solução aquosa, produz como único cátion, o íon H+.1 Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:

Conceito de Brønsted e Lowry [editar]
Anos mais tarde, em 1923, o físico-químico dinamarquês Brønsted e o também físico-químico inglês Lowry propuseram independentemente a ideia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).2
Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.
- Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4 – se doarem o H+ durante a reação.
- Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.
Conceito de Lewis [editar]
No mesmo ano (1923) em que a teoria de Brønsted-Lowry foi formulada, o químico estadunidense Lewis ampliou em 1923 ainda mais a definição dos ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis.3 Visto que o próton, segundo esta definição, é um ácido de Lewis (tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.
- Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de elétrons.
Dissociação e equilíbrio [editar]
As reações de ácidos são generalizadas frequentemente na forma HA
H+ + A-, onde HA representa o ácido, e A- é a base conjugada. Os pares ácido-base conjugados diferem em um protón, e podem ser convertidos pela adição ou eliminação de um protón (protonação e deprotonação, respectivamente). Observe que o ácido pode ser a espécie carregada, e a base conjugada pode ser neutra, em cujo caso o esquema de reação generalizada poderia ser descrito como HA+
H+ + A. Em solução existe um equilíbrio entre o ácido e sua base conjugada. A constante de equilíbrio K é uma expressão das concentrações do equilíbrio das moléculas ou íons em solução. Os colchetes indicam concentração, assim [H2O] significa a concentração de [H2O]. A constante de dissociação ácida Ka é usada geralmente no contexto das reações ácido-base. O valor numérico de Ka é igual à concentração dos produtos, dividida pela concentração dos reagentes, sendo o reagente o ácido (HA) e os produtos a base conjugada e H+.
O ácido mais forte tenderá a ter o Ka maior que o ácido mais fraco; a relação dos íon hidrogênio com o ácido será maior para o ácido mais forte, pois o ácido mais forte tem uma tendência maior a perder seu próton. Devido à gama de valores possíveis para Ka se estender por várias ordens de magnitude, mais frequentemente utiliza-se uma constante mais manipulável, pKa, onde pKa = -log10 Ka. Os ácidos mais fortes têm o pKa menor do que os ácidos fracos. Os valores de pKa. determinados experimentalmente a 25 °C em solução aquosa geralmente aparecem em livros e material de referência.4
Força dos ácidos (segundo Arrhenius) [editar]
- Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é o ácido nítrico.5
- Um ácido fraco também libera íons H+ , porém parcialmente, estabelecendo um equilíbrio químico. A maioria dos ácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como o cloreto de alumínio.5
- HAc
H+ + Ac- ( em solução aquosa )
Neste caso HAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio.
Aspectos liberais genéricos da força dos ácidos [editar]
- Ao tratar de hidrácidos:
São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos.
- Ao tratar de Oxiácidos:
Considere a notação geral: Hx(Elemento)Oy. Teremos um ácido forte se: y - x >= 2 (y - x > 1).((x.r) -1 >y) Um ácido moderado se: y - x = 1 . Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x) .
Autoionização [editar]
Pela teoria de Ahrrenius, existem os conceitos de bases conjugadas. Nesta visão, uma molécula de água, por exemplo, reage com outra, transferindo íon H+, ou seja, uma agindo como ácido e outra como base6 :
H3O+ + OH- ( em solução aquosa ).Assim, o OH- é a base conjugada da água e o H3O+ é o ácido conjugado da água.
É importante notar que, formam-se íons, o que pode ser comprovado pela pequena condutividade residual em água pura (0,056 microS/cm, o que mostra que a reação só ocorre em pequena proporção.
Ácidos também se auto-ionizam, como o HF, o H2SO4 e o ácido acético, sendo observadas reações ácido-base desta maneira também nestes solventes.
Ácidos resistentes e não resistentes [editar]
Como extensão a teoria de Lewis, criada por Pearson foi criado um conceito de dureza e moleza para ácidos e bases. Estes termos se referem, respectivamente, a dificuldade ou facilidade com que as "nuvens eletrônicas" ("superfície" externa do átomo, região de maior probabilidade dos elétrons mais externos, HOMO) podem ser deformadas.E um desses exemplos é que ele é o único que pode doar , ou seja , ceder prótons que sua carga fica H+
Este ponto de vista é importante para análise de estabilidade/força de ligações entre ácidos e bases, influenciando áreas da química como catálise. Basicamente, ácidos duros como o H+, HF, BF3, AlCl3, formarão ligações mais fortes com bases duras, como OH-, NH3, e ácidos e bases moles farão ligações mais fortes entre si, enquanto ligações duro-mole serão mais fracas ou não ocorrerão. Exemplos de bases moles são PH3, I-. Exemplos de ácidos moles são Hg2+, CuI, BH3.
Classificação dos ácidos [editar]
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis [editar]
Monácidos - liberam um íon H+ por molécula: HCl, HNO3, HClO4, etc.
Diácidos - liberam dois íons H+ por molécula: H2S, H2CO3, H2SO4, etc.
Triácidos - liberam três íons H+ por molécula: H3BO3, H3PO4, H3SO4, etc.
Tetrácidos - liberam quatro íons H+ por molécula: H4P2O7, H4SiO4, etc.
Quanto à presença de oxigênio [editar]
Hidrácidos, sem oxigênio (fórmula geral: HnA)
Oxiácidos, com oxigênio (formula geral: HnAO)
Quanto à volatilidade [editar]
Fixos: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO3
Voláteis : HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO3, entre outros.
Quanto à força [editar]
N é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total de moléculas. Força:
- Forte: Grau de ionização acima de 50% (HCl, HBr, HI);
- Semiforte ou Moderado: Grau de ionização de 5% a 50% (HF);
- Fraco: Grau de ionização abaixo de 4% (os demais);
Quanto ao número de grupos funcionais (H+) [editar]
Monopróticos:são ácidos que liberam apenas um H+ em solução aquosa e só tem um hidrogênio em sua estrutura, ex: HCl;
Dipróticos:liberam dois H+ em solução aquosa e só três hidrogênios em sua estrutura, ex: H2Cr2O7, H2MnO4,H2S;
Tripróticos: liberam três H+ em solução aquosa e só quatro hidrogênios em sua estrutura, ex: H3PO2, H3PO3.
Quanto ao grau de hidratação [editar]
Orto: Ácido hidratado: H3PO4 (Fosfórico)
Meta: Ácido menos uma molécula de água: H3PO4 - H2O = HPO3 (Metafosfórico)
Piro: 2 ácidos menos uma molécula de água: 2 H3PO4 - H2O = H4P2O7 (Pirofosfórico)
Outras definições [editar]
- A definição mais simples de um ácido se resume a uma substância de gosto azedo.7
- Um ácido também pode ser definido como uma substância que tem o valor de pH inferior a 7 (a uma temperatura de 25º).7
- Um ácido pode ser também definido como um derivado da oxidação de álcoois ou aldeídos.7 Neste caso trata-se de um ácido orgânico ou carboxílico.
Referências
- ↑ Conceito de ácido de Arrhenius (em português). fisica.net. Página visitada em 15/01/2012.
- ↑ Definição de Bronsted-Lowry (em português). quiprocura.net (4 de setembro de 2004). Página visitada em 15/01/2012.
- ↑ Medeiros, Miguel A. (4 de setembro de 2004). Definição de Lewis (htm) (em português). quiprocura.net. Página visitada em 15/01/2012.
- ↑ pKa de ácidos orgânicos (em português). ufsm.br. Página visitada em 15/01/2012.
- ↑ a b Classificação dos ácidos quanto à força (em português). colegioweb.com.br. Página visitada em 15/01/2012.
- ↑ Auto-ionização da água (em português). fisicaequimica.net. Página visitada em 15/01/2012.
- ↑ a b c "ácido", Dicionário Priberam da Língua Portuguesa em linha, 2010, consultado em 25-01-2013.
![K_a = \frac{[\mbox{H}^+][\mbox{A}^-]}{[\mbox{HA}]}](http://upload.wikimedia.org/math/1/1/c/11cd97f7029fe8c80b6b3ed221b3ce0c.png)