Ácido

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Ácido, no âmbito da química, pode se referir a um composto capaz de transferir Íons (H+) numa reacção química (vide Ácido de Brønsted), podendo assim diminuir o pH duma solução aquosa, ou a um composto capaz de formar ligações covalentes (vide Ácido de Lewis) com um par de eléctrons.[1] As bases são os análogos opostos aos ácidos.

Antigamente entendia-se por ácidas as substâncias que simplesmente possuíam sabor azedo (vide outras definições).

Conceito de Arrhenius[editar | editar código-fonte]

Segundo o químico sueco Arrhenius (1887), um ácido é toda substância molecular que, em solução aquosa, sofre ionização e produz como único cátion, o íon H+.[2] Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:

 \ HCl(g) \rightarrow\ H^+(aq) + Cl^-(aq)

Conceito de Brønsted e Lowry[editar | editar código-fonte]

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+).[3]

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, H3O+ (oxônio (ou Hidrônio), H3PO4 – se doarem o H+ durante a reação.
Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.

Conceito de Lewis[editar | editar código-fonte]

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.[4] 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 | editar código-fonte]

As reações de ácidos são generalizadas frequentemente na forma HA está em equilíbrio com 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+ está em equilíbrio com 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+.

K_a = \frac{[\mbox{H}^+][\mbox{A}^-]}{[\mbox{HA}]}

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.[5]

Força dos ácidos (segundo Arrhenius)[editar | editar código-fonte]

Um parafuso (contendo ferro em sua composição) e um fio de cobre mergulhados em uma base libera uma substância ofensiva para a natureza humana. O ácido clorídrico não reage com o fio de cobre.
  • 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.[6]
  • 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.[6]
HAc\rightleftharpoons 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 | editar código-fonte]

  • 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 | editar código-fonte]

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 base[7] :

H2O + H2O \rightleftharpoons 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 | editar código-fonte]

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 | editar código-fonte]

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis[editar | editar código-fonte]

Monopróticos: são ácidos que podem liberar apenas um átomo de hidrogênio (em forma de próton, cátion de hidrogênio ou H+) de sua estrutura em solução aquosa. Ex.: HCl, HNO3, H3PO2 (libera 1xH+);
Dipróticos: podem liberar dois átomos de hidrogênio de sua estrutura em solução aquosa, Ex.: H2Cr2O7, H2MnO4, H2S, H2SO4, H3PO3 (libera 2xH+);
Tripróticos: podem liberar três átomos de hidrogênio de sua estrutura em solução aquosa, Ex.: H3PO4.

Quanto ao número de grupos funcionais (H+)[editar | editar código-fonte]

Monácidos: possuem um íon H+ por molécula. Ex.: HCl, HNO3, HClO4, etc;
Diácidos: possuem dois íons H+ por molécula. Ex.: H2S, H2CO3, H2SO4, etc;
Triácidos: possuem três íons H+ por molécula. Ex.: H3BO3, H3PO4, H3SO4, etc;
Tetrácidos: possuem quatro íons H+ por molécula. Ex.: H4P2O7, H4SiO4, etc.

Quanto à presença de oxigênio[editar | editar código-fonte]

Hidrácidos: sem oxigênio (fórmula geral: HnA);
Oxiácidos: com oxigênio (formula geral: HnAO).

Quanto à volatilidade[editar | editar código-fonte]

Fixos, ex.: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO3
Voláteis, ex.: HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO3, entre outros.

Quanto à força (pKa)[editar | editar código-fonte]

A força de um ácido depende da sua constante de acidez (Ka). Esta exprime uma noção do grau de ionização dos ácidos em solução, em dependência da concentração apresentada. Quanto maior o valor de pKa de um ácido, mais fraco ele é. Sendo assim um ácido pode ser considerado:

Muito Forte: Se o valor de pKa é menor que -0,35[8] (HCl, HBr, HI);
Forte a Semiforte (Moderado): Possuem um valor de pKa de ±0,35[9] (HF);
Fraco: Valor de pKa maior que 8.[8]

Quanto ao grau de hidratação[editar | editar código-fonte]

Orto: represente um ácido hidratado, p. ex.: H3PO4 (Ácido Fosfórico); representa formalmente H2PO2•1·H2O
Meta: represente um ácido menos uma molécula de água: H3PO4 → H2O + HPO3 (Ácido Metafosfórico)
Piro: represente um ácido que perdeu duas moléculas de água: 2·H3PO4 → 2·H2O + H4P2O7 (Ácido Pirofosfórico)

Outras definições[editar | editar código-fonte]

  • A definição mais simples de um ácido se resume a uma substância de gosto azedo.[10]
  • Um ácido também pode ser definido como uma substância que tem o valor de pH inferior a 7 (a uma temperatura de 25º).[10]
  • Um ácido pode ser também definido como um derivado da oxidação de álcoois ou aldeídos.[10] Neste caso trata-se de um ácido orgânico ou carboxílico.

Referências

  1. A. D. McNaught; A. Wilkinson. IUPAC — Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”): versão interactiva (em ). 2ª. ed. Oxford: Blackwell Scientific Publications, 1997. Capítulo: Acid. DOI:10.1351/goldbook.A00071. ISBN 0-9678550-9-8. Visitado em 2014-05-15. (Versão on-line (2006-) corrigida por Nic, Jirat, Kosata; update por A. Jenkins 2014-02-24 ver.2.3.2)
  2. Conceito de ácido de Arrhenius (em português) fisica.net. Visitado em 15/01/2012.
  3. Definição de Bronsted-Lowry (em português) quiprocura.net (4 de setembro de 2004). Visitado em 15/01/2012.
  4. Medeiros, Miguel A. (4 de setembro de 2004). Definição de Lewis (htm) (em português) quiprocura.net. Visitado em 15/01/2012.
  5. pKa de ácidos orgânicos (em português) ufsm.br. Visitado em 15/01/2012.
  6. a b Classificação dos ácidos quanto à força (em português) colegioweb.com.br. Visitado em 15/01/2012.
  7. Auto-ionização da água (em português) fisicaequimica.net. Visitado em 15/01/2012.
  8. a b Charles E. Mortimer; Ulrich Müller. Chemie (em ). Stuttgart: Thieme, 2010. p. 310. ISBN 978-3-13-484310-1.
  9. H. F. Hollemann; N. Wiberg. Lehrbuch der anorganischen Chemie (em ). Berlim: Walter de Gruyter Verlag, 2007. p. 245. ISBN 978-3-11-017770-1.
  10. a b c "ácido", Dicionário Priberam da Língua Portuguesa em linha, 2010, consultado em 25-01-2013.

Ver também[editar | editar código-fonte]

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Ligações externas[editar | editar código-fonte]

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