Teorias de ácido base

Prévia do material em texto

As ideias de Huckel e Debye
Substâncias como HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4 e outras, incluídas pelas definições de Arrhenius como ácidos, são de estrutura covalente e não podem sofrer dissociação iônica. Em solução reagem com o solvente e se ionizam, em tal solução, não existem íons H+ , mas sim, cátions H3O+ formados no processo:
HCl	 + H2O → H3O+ + Cl-
H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO42-
No caso das soluções de bases, os íons OH- nelas existentes podem provir da dissociação de substancias iônicas, por exemplo:
NaOH → Na+ + OH-
Ou da ionização de substancias moleculares
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
Em relação em um dado solvente, ácidos e bases são substancias que originam, respectivamente, cátions e ânions característicos desse solvente.
Definição teoria de Cady e Elsey
A definição de Cady e Elsey é de enorme conveniência, podendo ser aplicada em todos os casos nos quais o solvente sofra um processo de auto ionização.
Solventes capazes de sofrer este processo são denominados solventes protogênicos, ou seja, são solventes com prótons ionizáveis. Mesmo o NH3, usualmente considerado básico, é um solvente protogênico, podendo ceder prótons a bases mais fortes. A seguir, são mostradas as reações de auto ionização de alguns destes solventes, e a constante de equilíbrio de alguns destes processos, nas condições-padrão: 
 
Cady e Elsey definiram os ácidos como substâncias que aumentam a concentração do íon positivo característico do solvente, H3O+ no caso da água, NH4+ no caso da amônia líquida e NO+ no caso do N2O4. Bases são substâncias que aumentam a concentração do íon negativo característico do solvente, OH- no caso da água, NH2- na amônia líquida, NO3- no N2O4.
Essa abordagem apresenta algumas vantagens, tais como: a maior parte de nossas ideias tradicionais sobre ácidos e bases em solução aquosa permanecem as mesmas, o que acontece também com o conceito de reações de neutralização. Ela permite a inclusão de solventes não aquosos por analogia com a água.
Por exemplo, a água se ioniza formando os íons H3O+ e OH-. Substâncias que fornecem H3O+ são ácidos, e substâncias que fornecem OH- são bases. As reações de neutralização são do tipo : acido + base → sal + água
NH4Cl	+ 	NaOH	→	NaCl	+	H2O
ácido			base		sal		água
Analogamente a amônia liquida ioniza-se formando os íons NH4+ e NH2-. Sai de amônio são ácidos pois eles fornecem íons NH4+, e a sodamina, NaNH2, é básica pois ela fornece íons NH2-. As reações de neutralização são do tipo:
acido + base → sal + solvente
Por exemplo:	
NH4Cl	+	NaNH2		→	NaCl	+	2NH3		 
ácido			base			sal		solvente
Claramente essa definição se aplica igualmente bem a sistemas protônicos e não – protônicos. Essa definição apresenta vantagens ao se considerar solventes protônicos, pois explica porque as propriedades acidas ou básicas de um soluto não são absolutas e dependem em parte do solvente. Normalmente consideramos o ácido acético como sendo um ácido, porque em solução aquosa ele produz H3O+. 
CH3COOH	+	H2O	→	H3O+	+	CH3COO-
Mas, o acido acético se comporta como base quando usamos ácido sulfúrico como solvente, pois o H2SO4 é um doador de prótons mais forte que o CH3COOH. 
H2SO4	+	CH3COOH	→	CH3COOH2+	+	HSO4-
A definição de Lux-Flood
Em vez de usar prótons ou íons característicos dos solventes, de acordo com essa definição um ácido é uma espécie que recebe oxigênio, e uma base é uma espécie capaz de ceder oxigênio (ou íon óxido). Por exemplo:
CaO + CO2 → Ca2+[CO3]2-
Esse sistema é muito útil no tratamento de reações em condições anidras, em óxidos no estado fundido, e em outras reações a altas temperaturas, como aqueles encontradas nas áreas de metalurgia e cerâmica.
A definição de Usanovich
Usanovich definiu que um ácido é uma espécie química qualquer que reage com bases, libera cátions, ou recebe ânions ou elétrons. Uma base é uma espécie química qualquer que reage com ácidos, libera ânions ou elétrons, ou se combina com cátions. 
É uma definição de pouca utilidade pratica, trata-se de uma definição muito ampla que inclui todas as reações do tipo ácido-base de Lewis, além de englobar as reações redox que envolvem a transferência de elétrons.
Teoria ácido-base de Pearson (conceito de dureza para ácidos e bases)
Os íons metálicos podem ser divididos em dois grupos, dependendo da estabilidade de seus complexos com certos ligantes:
Metais do tipo “a”: incluem os íons pequenos dos Grupos 1 e 2 e os elementos de transição que se encontram a esquerda da tabela periódica, particularmente com estados de oxidação elevados. São pequenos e não muito polarizáveis, e combinam-se preferencialmente, com ligantes também pequenos e não polarizáveis. Esses metais e ligantes foram denominados por Pearson, respectivamente, ácidos duros e bases duras.
Metais do tipo “b”: incluem os íons dos metais de transição localizados à direita na série, e os complexos de metais de transição em baixo estado de oxidação, tais como as carbonilas metálicas. Estes metais e os respectivos ligantes são maiores e mais polarizáveis, e foram denominados por Pearson de ácidos moles e bases moles. 
Pearson estabeleceu que preferencialmente ácidos duros reagem com bases duras, e ácidos moles reagem com bases moles. Os metais do tipo “a” formam complexos mais estáveis com F-, Cl- e com doadores de oxigênio e de nitrogênio (amônia, aminas, água, cetonas, álcoois). Já os metais do tipo “b” formam complexos mais estáveis com ligantes como I-, SCN- e CN-. 
Esta definição incorpora no conceito ácido-base um grande número de reações que envolvem a formação de complexos de coordenação simples e de complexos com ligantes que formam ligações π.