Afinidade por próton
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| Ácidos e bases |
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 Escala de pH (e pOH) |
| Ácidos |
| Bases |
A afinidade protônica, Epa, de um ânion ou de um átomo ou molécula neutros é a medida de sua basicidade em estado gasoso. É a energia liberada em tais reações:[1]
- A− + H+ → HA
- B + H+ → BH+
Essas reações são sempre exergônicas no estado gasoso, isto é, a energia é liberada à medida que a reação ocorre no sentido direto. Entretanto, a afinidade protônica é convencionalmente dada em oposição à convenção dos sinais de outras propriedades termodinâmicas: um Epa positivo indica perda de energia para o sistema. Essa é a mesma convenção dos sinais utilizada na afinidade eletrônica.
Química dos ácidos e bases
[editar | editar código-fonte]Quanto maior for a afinidade protônica, mais forte será a base e fraca será o ácido conjugado[necessário esclarecer] na fase gasosa. A base mais forte conhecida é o ânion de carboneto (Epa = 1743 kJ/mol), levemente mais forte que o íon hidreto (Epa = 1675 kJ/mol),[2] fazendo do metano o mais fraco ácido protônico no estado gasoso,[3] seguido pelo gás hidrogênio. A mais fraca base é o átomo de hélio (Epa = 177,8 kJ/mol)),[4] fazendo do íon hidrohélio(+1) o mais forte ácido protônico.
Hidratação
[editar | editar código-fonte]A afinidade protônica ilustra o papel da hidratação na acidez da fase aquosa de um ácido de Brønsted. O ácido fluorídrico é fraco em solução aquosa (pKa = 3,15)[5] e é um ácido muito forte no estado gasoso (Epa(F-) = 1554 kJ/mol):[2] o íon fluoreto assim como o SiH3- no estado gasoso, mas sua basicidade é reduzida em solução aquosa porque ele é bastante hidratado e, consequentemente, estabilizado. O contraste é ainda mais marcante para a hidroxila (Epa = 1635 kJ/mol),[2] um dos mais fortes aceptores de prótons na fase gasosa. Suspensões de hidróxido de potássio em dimetilsulfóxido (que não dissolve a hidroxila tão eficientemente quanto a água) são mais básicas que soluções aquosas e são capazes de desprotonar alguns ácidos fracos, como o trifenilmetano (pKa = ca. 30).[6]
Ver também
[editar | editar código-fonte]Referências
- ↑ «"Proton affinity." Compendium of Chemical Terminology.» 🔗
- ↑ a b c Bartmess, J. E.; Scott, J. A.; McIver, R. T. (1979). J. Am. Chem. Soc. 101:6046.
- ↑ O termo "ácido protônico" é usado para distingui-los dos ácidos de Lewis; Ele é o estado gasoso dos ácidos de Brønsted.
- ↑ Lias, S. G.; Liebman, J. F.; Levin, R. D. (1984). J. Phys. Chem. Ref. Data. 13':695.
- ↑ Jolly, William L. (1991). Modern Inorganic Chemistry (2nd Edn.). New York: McGraw-Hill. ISBN 0-07-112651-1.
- ↑ Jolly, William L. (1967). J. Chem. Educ. 44:304. Jolly, William L. (1968). Inorg. Synth. 11:113.
