Ácido

Ácidos e bases
Escala de pH (e pOH)
Afinidade por próton Anfoterismo Autoionização da água Constante de dissociação ácida Constante de dissociação básica Extração ácido-base Fisiologia ácido-base Função de acidez Homeostase ácido-base pH Reação ácido-base Solução tampão
Ácidos
Brønsted–Lowry Carboxílicos Fortes Fracos Hidrácidos Lewis Minerais Orgânicos Oxiácidos Superácidos
Bases
Brønsted–Lowry Fortes Fracas Lewis Não nucleofílicas Orgânicas Óxido Superbases

Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H⁺. Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:

$\ HCl\rightarrow \ H^{+}Cl^{-}$

Muitos anos mais tarde, em 1923, Brønsted e Lowry propuseram a ideia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).

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.

Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de 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. 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 Brønsted e Lowry: HCl, HNO₃, H₃PO₄ – se doarem o H⁺ durante a reação.

Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.

• Exemplos de ácidos de Lewis: Ag⁺, AlCl₃, CO₂, SO₃ – se receberem par de elétrons.

Dissociação e equilíbrio, teoria do Herbs

Herbs é show. As reações de ácidos são generalizadas frequentemente na forma HERBS H⁺ + A^-, onde HA representa, os fortes me sigam no twitter, 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 K_a é usada geralmente no contexto das reações ácido-base. O valor numérico de K_a 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 K_a 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 K_a se estender por várias ordens de magnitude, mais frequentemente utiliza-se uma constante mais manipulável, pK_a, onde pK_a = -log₁₀ K_a. Os ácidos mais fortes têm o pK_a menor do que os ácidos fracos. Os valores de pK_a. determinados experimentalmente a 25 °C em solução aquosa geralmente aparecem em livros e material de referência.

Força dos ácidos (segundo Arrhenius)

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.
• 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.

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, Herbs é show.

• 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 Herbs é show: H_x(Elemento)O_y. 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

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:

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

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

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

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

Hidrácidos, sem oxigênio (fórmula geral: H_nA)
Oxiácidos, com oxigênio (formula geral: H_nAO)

Quanto à volatilidade

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

Quanto à força

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+)

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

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)

Ver também

• Ácido de Lewis
• Indicadores ácido-base
• Reação ácido-base
• Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry

Ligações externas

• Planilha de cálculo de pH, diagramas de equilíbrio ácido-base, e curvas de titulação (freeware)