Estudo Dirigido

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ENGENHARIA ALIMENTOS 
TURMA: 3º Semestre 
 
 
 
 
 
 
Estudo dirigido: Principais teorias Ácidos e Bases 
 
 
 
 
 
Aluna: Naiara Santiago de Moraes 
 
 
 
 
 BARREIRAS - BA/ABRIL 2021 
 
Ácidos e Bases 
são funções inorgânicas de extrema importância para os seres vivos. Os Ácidos 
são capazes de conferir o sabor azedo ao limão e as demais frutas cítricas, e 
ainda são responsáveis por ácidos importantíssimos para fármacos como a 
aspirina; enquanto o uso das Bases está relacionado a produtos de limpeza, na 
fabricação de sabão por exemplo, e também podem ser encontradas em frutas 
como o caju e a banana. O equilíbrio entre ácidos e bases forma substâncias 
neutras como a água mineral, é muito comum ver essa nomenclatura ser 
conferida à detergentes, sabonetes e afins, em suas respectivas 
embalagens. Sendo assim, temos um considerável número de teorias que 
explicam e diferenciam um parâmetro do outro, pode-se dizer que as mais 
conhecidas e importantes são as de Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis. 
 
• Teoria Ácido-Base de Arrhenius 
 
Conhecida também como Teoria da Dissociação Iônica ou Teoria da Dissociação 
Eletrolítica, foi proposta originalmente pelo químico sueco Svante Arrhenius em 
1884. Ele sugeriu a classificação de certos compostos 
como ácidos ou bases com fundamento nos íons formados por eles quando 
adicionados à água. 
Um ácido de Arrhenius é qualquer espécie que aumenta a concentração dos íons 
— ou prótons — H+ em solução aquosa. Por exemplo, consideremos a 
dissociação do ácido clorídrico, HCl em água 
HCl(aq)→H+(aq)+Cl-(aq) 
Quando, por exemplo, se prepara uma solução aquosa de ácido clorídrico, HCl 
se dissocia em íons H+ e Cl-. Resultando, então em um aumento da concentração 
dos íons H+ em solução, portanto o ácido clorídrico é um ácido de Arrhenius. 
Uma base de Arrhenius é definida como: “qualquer espécie que aumenta a 
concentração de íons hidroxila, OH-, em solução aquosa. Pode-se dar como 
exemplo de base de Arrhenius o altamente solúvel hidróxido de sódio, NaOH, 
que tem a capacidade de se dissociar em água da seguinte maneira: 
NaOH(aq)→Na+(aq)+OH-(aq) 
Em água, o hidróxido de sódio consegue se dissociar completamente, formando 
os íons OH- e Na+, o que resulta no aumento da concentração de íons de 
hidroxila, o objetivo inicial. Logo, NaOH é uma base de Arrhenius. Seguindo a 
teoria de Arrhenius, outras bases comuns incluem diferentes hidróxidos da 
família 1 e 2 como LiOH e Ba(OH)2. 
É importante frisar que alguns livros e fontes irão definir uma base de Arrhenius 
de um modo diferente e mais conciso, como uma substância que aumenta a 
concentração de OH- em solução aquosa e também contém ao menos uma 
unidade de OH- em sua fórmula química. Isso não muda a classificação das 
famílias 1 e 2, mas podem deixar as coisas um pouco complicadas quando for 
se tratar de compostos como a metilamina,CH3NH2. Dessa maneira com base 
em uma definição, a metilamina seria uma base de Arrhenius já que a 
concentração de íons OH- aumenta na solução. Porém, a partir da outra 
definição, ela não contaria como base, dado que sua fórmula química não possui 
nenhuma hidroxila. 
Por abordar somente a química dos ácidos e bases em soluções de meio 
aquoso, os químicos modernos veem esse fator como um limitante, por mais que 
algumas reações semelhantes possam vir a ocorrer em solventes não aquosos, 
como em moléculas no estado gasoso, fazendo então que se prefira outras 
teorias, como a de Brønsted-Lowry que é eficaz para uma gama maior de 
reações químicas. 
• Teoria Ácido-Base de Brønsted-Lowry 
Essa teoria que também é conhecida como Teoria Protônica, foi proposta de 
maneira independente em 1923, por Johannes Nicolaus Brønsted e Martins 
Lowry, e é capaz de descrever as interações ácido base em termos de 
transferência de prótons entre diversas espécies químicas. Um ácido de 
Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de doar um próton H+, e uma base é 
qualquer espécie que tenha a capacidade de aceitar um próton, para isso é 
preciso haver um par de elétrons livres, que formarão uma ligação com o H+. 
Estruturalmente falando, isso significa que qualquer ácido deve conter um 
hidrogênio capaz de realizar a dissociação com o H+. 
Através da definição de Brønsted-Lowry temos que uma reação ácido-base é 
qualquer reação em que um próton é transferido de um ácido para uma base. 
Pode-se usar essa mesma definição para discutir reações que ocorram em 
qualquer solvente, assim como as reações que são realizadas em fase gasosa. 
Como por exemplo a reação da amônia gasosa, NH3(g), com o cloreto de 
hidrogênio gasoso, HCl(g), para que se forme o NH4Cl(s): 
NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s) 
 
Nesta reação, HCl doa seu próton para o NH3. Portanto, HCl está agindo como 
um ácido, visto que o NH3 contém um par de elétrons isolados para usar como 
receptor do próton doado, para a formação da ligação. 
Para a teoria de Brønsted-Lowry, temos ainda os conceitos de ‘ácidos fortes' e 
‘ácidos fracos’, sendo o primeiro uma espécie que consegue ionizar 
completamente os seus constituintes em solução aquosa. Como exemplo de 
ácido forte, pode-se citar o Ácido nítrico que ioniza completamente em água, 
formando íons, hidrônio H3O+, e nitrato NO-3. Após a reação há moléculas que 
não sofreram ionização na solução, no caso o HNO3. 
Em contrapartida, um ácido fraco não é capaz de se dissociar completamente de 
seus íons constituintes. Um exemplo de ácido fraco é o ácido acético, 
CH3COOH, que está presente no vinagre e na essência de alguns perfumes. O 
ácido acético se dissocia parcialmente em água para formar os íons hidrônio e 
acetato CH3COO-: 
CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + CH3COO-(aq) 
Note que as setas desta reação, estão apontando para ambo os lados, o que 
indica que a ionização do ácido acético está em equilíbrio dinâmico, onde há 
uma concentração considerável de moléculas de ácido acético que não estão 
ionizadas, assim como há moléculas que sofreram ionização. 
Da mesma maneira que há os conceitos de ácido forte e fraco, há também os 
conceitos de ‘base forte' e ‘base fraca', sendo a primeira uma base que se ioniza 
completamente em solução aquosa, pode-se exemplificar esse tipo de base 
através do hidróxido de sódio, NaOH, pois em água ele tem a capacidade de se 
dissociar completamente em íons de hidróxido e íons de sódio (como já 
supracitado na teoria de Arrhenius). Como bases fortes comuns, temos os 
hidróxidos da família 1A e 2A. Portanto, para de definir a concepção de ‘base 
fraca’ tem-se como exemplo a amônia, NH3, em água, que por sua vez se 
ionizará parcialmente, diferenciando-se assim de uma base forte: 
NH3(aq) + H2O (l) ⇌ NH+4 (aq) + OH- (aq) 
Algumas das moléculas de amônia aceitam um próton da água para formar íons 
amônio e íons hidróxido. Isso resulta em um equilíbrio dinâmico, no qual as 
moléculas de amônia estão continuamente trocando prótons com a água, e os 
íons amônio estão continuamente doando prótons de volta para o hidróxido. A 
espécie em maior quantidade na solução será a amônia não-ionizada, NH3, pois 
a amônia só será capaz de desprotonar a água em uma pequena extensão. 
Mais um conceito utilizado para utilização desta teoria é o de ‘Pares Conjugados 
ácido-base', em uma reação ácido-base de Brønsted-Lowry, um ácido conjugado 
é uma espécie formada após a base aceitar a doação de um próton. Sendo 
assim, uma base conjugada é uma espécie que se forma após o ácido doar seu 
próton. A junção das duas espécies em um par conjugado ácido-base tem a 
mesma forma molecular, exceto, o ácido com um hidrogênio extra H+ quando 
comparado com a base conjugada. 
Uma limitação existente nessa teoria é a dependência da presença de 
hidrogênio, então apesar de ser capaz de resolver as limitações da teoria de 
Arrhenius ela também pode ser um pouco limitante. 
• Teoria Ácido-Base de Lewis 
 
Também denominado de Teoria Eletrônica, foi proposta no mesmo ano que a 
teoria de Brønsted-Lowry, 1923, por Gilbert Lewis.Esta teoria tem a capacidade 
de eliminar todas as limitações que existem nas outras teorias, e abrange 
qualquer espécie química. De acordo com Lewis, ácido é toda espécie química, 
podendo ser íon ou molécula, que aceite receber um par de elétrons. Enquanto 
base é toda espécie química, sendo também um íon ou molécula, que seja capaz 
de oferecer um par de elétrons. 
Para exemplificar o funcionamento da teoria pode-se pegar a amônia, que por 
possuir um par de elétrons isolado atua como uma base, visto que tem a 
capacidade de doar esses elétrons para algum ácido de Lewis, estabelecendo 
dessa maneira, uma ligação covalente, na imagem selecionada a seguir, têm-se 
um exemplo da amônia servindo como base de Lewis: 
Pode-se notar que a amônia também pode atuar como uma base de Brønsted-
Lowry, por possuir um par de elétrons que tem capacidade de ser fornecido, ela 
tem o poder de compartilhar esse mesmo par de elétrons com um íon H+, 
recebendo, portanto esse próton. Sendo assim, pode-se afirmar que toda base 
de Lewis é também uma base de Brønsted-Lowry. Porém, nem todo ácido de 
Lewis é necessariamente um ácido de Brønsted-Lowry. 
 
 
Relação entre as teorias e o conceito de pH 
Através dos estudados realizados, nota-se que a teoria de Arrhenius vai 
exatamente de encontro com o que buscamos entender por pH, visto que os 
ácidos de Arrhenius são capazes de produzir H+ através da ionização e suas 
bases produzem OH-, e é através dos valores, existentes nas reações, de [H+] e 
[OH-] que pode-se definir o quão ácido ou básico determinadas soluções podem 
ser; e é exatamente essa definição de valores que chamamos de escala de 
potência hidrogeniônica, ou de pH. 
 
REFERÊNCIAS 
Ácidos e Bases. Disponível em: 
https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/acids-and-bases-topic 
Teorias ácido-base de Arrhenius, de Brønsted-Lowry e de Lewis. Disponível em: 
https://www.preparaenem.com/quimica/teorias-acido-base-arrhenius-bronsted-
lowry-lewis.html 
Teorias ácido-base de Arrhenius, de Brønsted-Lowry e de Lewis2. Disponível em: 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/teorias-acido-base-
arrhenius-br%C3%B8nsted-lowry-lewis.html 
https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/acids-and-bases-topic
https://www.preparaenem.com/quimica/teorias-acido-base-arrhenius-bronsted-lowry-lewis.html
https://www.preparaenem.com/quimica/teorias-acido-base-arrhenius-bronsted-lowry-lewis.html
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/teorias-acido-base-arrhenius-br%C3%B8nsted-lowry-lewis.html
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/teorias-acido-base-arrhenius-br%C3%B8nsted-lowry-lewis.html