Teorias Ácido-Base

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Acidez e Basicidade
Teorias e fundamentos
TEORIA DE ARRHENIUS
A partir das ideias de Arrhenius, baseadas em seu estudo sobre a condutibilidade elétrica em meio aquoso,
propôs-se uma definição para ácidos e bases:
• Ácido: Espécie química que sofre ionização em meio aquoso produzindo íons H+(ou H3O+).
Exemplo:
HCl + H2O → H3O+(aq) + Cl– (aq)
• Base: Espécie química que sofre dissociação em meio
aquoso produzindo íons OH-.
Exemplo:
NaOH + H2O → Na+(aq) + OH–(aq)
Note que para que um ácido ou base seja classificado como de Arrhenius, é necessário que estes se encontrem
em meio aquoso. Ou seja, a teoria de Arrhenius fica restrita apenas ao meio aquoso.
Bronsted e Lowry inovaram em sua teoria ácido-base ao tirarem a restrição ao meio
aquoso. Para esses cientistas, o próton de hidrogênio, H+, é o causador do caráter ácido-
base.
Assim, a teoria de Bronsted-Lowry é válida em qualquer solvente prótico.
Assim, tem-se que:
• Ácido: espécie química que cede prótons (H+).
• Base: espécie química que recebe prótons (H+)
TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY
Observe que o HCl cede um próton H+ para a água,
H2O, sendo então um ácido de Bronsted-Lowry; já a
água, por ser uma receptora de próton H+, é uma base
de Bronsted-Lowry.
Observando a reação inversa, percebe-se que o H3O+ cede um próton H+ para o Cl-,
formando o HCl. Ao ceder próton, o H3O+ é um ácido conjugado de Bronsted-Lowry, cujo
par é a H2O; já o Cl-, ao receber um próton H+, é uma base conjugada de Bronsted-
Lowry, cujo par é o HCl
TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY
Solvente prótico é uma substância que apresenta a possibilidade de doar
próton H+, e, normalmente, irá apresentar ligações de hidrogênio
interatômicas (O – H ou N – H).
A teoria de Brönsted-Lowry abrange a de Arrhenius e amplia o conceito
para substâncias que não se encontram em meio aquoso, mas é restrita à
presença de próton H+.
TEORIA DE LEWIS
Para Lewis, toda reação ácido-base envolve a formação de uma ligação coordenada mais estável. Por envolver
uma ligação coordenada, a análise de ácidos e bases de Lewis está relacionada à doação ou recebimento de par
de elétrons:
• Ácido: espécie receptora de par de elétrons. Isso ocorre pois essas espécies apresentam orbitais vazios, de
menor energia, ou que conseguem fazer ligações.
• Base: espécie que cede par de elétrons para formar ligações.
Note que a reação análise é a mesma do exemplo anterior. Na análise envolvendo a teoria de
Bronsted-Lowy e Lewis apontam o mesmo resultado: o HCl como ácido e a água como base. Isso é
uma característica comum às reações ácido-base analisadas por essas duas teorias: todo ácido de
Lewis é um ácido de Bronsted-Lowry, e toda base de Lewis é uma base de Bronsted-Lowy.
A teoria de Lewis engloba as teorias de Arrhenius e Brönsted-Lowry e amplia o conceito para
substâncias que não se encontram em meio aquoso e não fazem transferência de H+.
Força dos ácidos
"a) Hidrácidos
Os únicos hidrácidos fortes são:
- HCl (ácido clorídrico), HBr (ácido bromídrico), HI (ácido iodídrico).
O único hidrácido moderado é o HF (ácido fluorídrico).
Todos os outros hidrácidos que não foram citados são fracos, tais como:
- HCN (ácido cianídrico), H2S (ácido sulfídrico);, HNC (ácido isocianídrico).
b) Oxiácidos
Para saber a força de um oxiácido, basta subtrair a quantidade de oxigênios de sua fórmula pelo número de hidrogênio ionizáveis disponíveis no ácido:"
"Fortes: Quando o resultado da subtração for igual ou superior a 2. Veja alguns exemplos:
— H2SO4 (ácido sulfúrico)→ 4 - 2 = 2
— H4P2O7 (ácido pirofosfórico) → 7 - 4 = 3
Moderado: Quando o resultado da subtração for 1. Veja alguns exemplos:
— H3PO4 (ácido fosfórico) → 4 - 3 = 1
— HClO2 (ácido cloroso) → 2 - 1 = 1
Fraco: Quando o resultado da subtração for 0. Veja alguns exemplos:
— H3BO3 (ácido bórico)→ 3 - 3 = 0
— HBrO (ácido hipobromoso)→ 1 - 1 = 0"
Força dos ácidos
A força dos ácidos pode ser avaliada ainda por intermédio do cálculo do chamado grau de ionização, representado pela letra α. Para calcular esse grau, basta dividir o número de moléculas ionizadas pelo
número de moléculas adicionadas na água inicialmente. Depois, basta multiplicar por 100 para formar uma porcentagem.
α = no de moléculas ionizadas/ no de moléculas inicial
Veja um exemplo:
Se foram adicionadas 50 moléculas de um ácido na água e 20 delas ionizaram-se, logo seu α é:
α = 20/ 50
α = 0,4
α = 0,4.100
α = 40%
Ao encontrar o α, podemos avaliar a força do ácido de acordo com o seguinte padrão:
Forte: α ≥ 50%
Moderado: 5% Aminas primárias > Aminas terciárias > Amônia > Aminas aromáticas primária >
Aminas aromáticas secundária > Aminas aromáticas terciárias
Basicidade na química orgânica
AMIDAS
Nas amidas, ocorre o efeito de ressonância:
Assim, em função do par de elétrons do nitrogênio participar da ressonância, as amidas
perdem sua basicidade, sendo consideradas substâncias neutras.
Basicidade na química orgânica
Quando misturamos um ácido e uma base, uma substância irá neutralizar as propriedades da outra, pois
elas reagem quimicamente entre si e, por isso, essa reação é denominada de reação de neutralização.
Segundo a teoria de Arrhenius, o ácido libera em meio aquoso como único cátion o hidrogênio (H+),
enquanto a base libera como único ânion a hidroxila (OH-); portanto, quando colocados para reagir, o H+
do ácido reage com o OH- da base e esses íons neutralizam-se, formando a água que possui pH 7 (meio
neutro, se a neutralização for total).
Além disso, o cátion da base reage com o ânion do ácido, formando um sal, porisso, esse tipo de reação
é também chamado de reação de salificação. Abaixo temos um exemplo genérico de reação de
neutralização:
NEUTRALIZAÇÃO
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/Acidos.htm
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/bases.htm
NEUTRALIZAÇÃO
As reações de neutralização podem originar três tipos de sais: neutros, ácidos ou básicos. Isso acontece porque podem ocorrer dois
tipos de neutralização. Observe:
1. Neutralização total: Quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido é igual à quantidade de ânions OH- provenientes da
base.
Nas reações de neutralização total são sempre formados sais neutros. Dessa forma, a reação ocorre entre ácidos e bases em que
ambos são fracos ou, então, ambos são fortes.
Reações entre ácidos e bases fortes:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base produziu também apenas 1 íon OH-.
3 HCl + Al(OH) 3 → Al(Cl)3 + 3H2O
Cada molécula do ácido produziu 3 íons H+ e cada molécula da base produziu também apenas 3 íons OH-.
Reações entre ácido e base fracos:
2 HNO3 + Mg(OH) 2 → Mg(NO3)2 + 2 H2O
Cada molécula do ácido produziu 2 íons H+ e cada molécula da base produziu também apenas 2 íons OH-.
HCN + NH4OH → NH4CN+ H2O
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base produziu também apenas 1 íon OH-.
NEUTRALIZAÇÃO
Neutralização parcial: Quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido não é a mesma
quantidade de ânions OH- provenientes da base. Dessa forma, a neutralização não ocorre por
completo e, dependendo de quais íons estão em maior quantidade no meio, o sal formado pode
ser básico ou ácido.
Exemplos:
HCl + Mg(OH)2 → Mg(OH)Cl + H2O
Nesse caso, enquanto o ácido libera apenas um cátion H+, a base libera dois ânions OH-. Assim,
os ânions OH- não são neutralizados totalmente e é formado um sal básico, que também é
chamado de hidróxissal.
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
Já nesse outro exemplo, foi o ácido que liberou mais íons (3) que a base (1). Assim, os cátions H+
não foram totalmente neutralizados e um sal ácido foi originado, que também é denominado de
hidrogenossal.
NEUTRALIZAÇÃO
Reação entre ácido forte e base fraca → Sal de caráter ácido
NO3 + AgOH → AgNO3 + H2O
Reação entre ácido fraco e base forte→ Sal de caráter básico:
2 H3BO3 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(BO3)2 + 6 H2O
FIM