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, 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 (ou Hidrônio, 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.

Características

• Estado físico: líquido
• Conduz eletricidade quando em meio aquoso
• Sabor: azedo; amargo
• Cor: incolor
• Odor: asfixiante
• Baixo ponto de fusão e ebulição

Histórico

Conceito de Arrhenius

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

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

Conceito de Brønsted e Lowry

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⁺).

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

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. 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

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 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

• 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: 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

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⁺)

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

Hidrácidos: sem oxigênio (fórmula geral: H_nA);

Oxiácidos: com oxigênio (formula geral: H_nAO).

Quanto à volatilidade

Fixos, ex.: H₂SO₄, H₃PO₄, H₃BO₃, H₃PO₃

Voláteis, ex.: 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 (Moderado): Grau de ionização de 5% a 50% (HF);

Fraco: Grau de ionização abaixo de 4% (os demais).

Quanto ao grau de hidratação

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

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

Referências

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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)