ÁCIDOS E BASES

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SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO 4
2 1 REAÇÃO ÁCIDO-BASE 5
1 1.1 Evolução histórica do conceito ácido-base 5
2 1.2 Teoria iônica 6
3 1.3 Teoria protônica 6
4 1.4 Teoria eletrônica 7
3 2 APLICAÇÃO DAS REAÇÕES ÁCIDO-BASE 9
5 2.1 Na digestão 9
6 2.2 Na agricultura 10
7 2.3 Na higiene bucal 10
4 CONCLUSÃO 13
5 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 14
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INTRODUÇÃO
As reações ácido-base, além de terem fins científicos e mais de um conceito ao longo da
história, são utilizadas no nosso dia a dia e de grande importância para algumas tarefas. Este
trabalho visa apresentar suas definições e usos.
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1 REAÇÃO ÁCIDO-BASE
As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização. Uma vez que
tanto o ácido quanto a base são consumidos, novos produtos são formados, não
necessariamente de caráter neutro.
Seguindo a teoria ácido-base de Arrhenius (com íons positivos de hidrogênio e íons negativos
de hidroxila liberados em meio aquoso), numa reação de neutralização há sempre formação
de moléculas de água líquida.
O esquema de uma reação de neutralização total pode ser representado pela reação genérica a
seguir:
HX(aq) + YOH(aq) -> YX(aq) + H2O(l)
Exemplos de reação de neutralização total (não levando em consideração problemas de
solubilidade dos reagentes e/ou produtos envolvidos):
H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O
2HCl + Ca(OH)2 -> CaCl2 + 2H2O
HNO3 + LiOH -> LiNO3 + H2O
H2P2O7 + Mg(OH)2 -> MgP2O7 + 2H2O
3HCl + Fe(OH)3 -> FeCl3 + 3H2O
Como pode ser observado, os sais produzidos são de caráter praticamente neutro, pois são
derivados de ácidos e bases de mesma força. Todavia, nem todas as reações ácido-base são de
neutralização total. Ou seja, o sal resultante da reação possui caráter ácido ou básico pela
presença de um ou mais íons H+ ou OH- não consumidos para formação de uma ou mais
moléculas de água.
Exemplos de reações parciais de neutralização:
H2SO4 + NaOH -> NaHSO4 + H2O
H2CO3 + NaOH -> NaHCO3 + H2O
HCl + Mg(OH)2 -> Mg(OH)Cl + H2O
Fe(OH)3 + H2SO4 -> Fe(OH)SO4 + H2O
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Portanto, as reações parciais de neutralização se tornam ocorrentes quando as quantidades
estequiométricas entre ácidos e bases não são proporcionais à reação de neutralização total. Isso
se deve à quantidade de íons hidroxila ou hidrogênio dissociáveis de cada espécie química.
Assim, para um ácido diprótico deve ser fornecido o dobro da quantidade de matéria de
monobase, bem como para uma dibase deve ser fornecido o dobro da quantidade de matéria de
um ácido monoprótico para que haja neutralização total.
1.1 Evolução histórica do conceito ácido-base
Desde a Antiguidade são conhecidas as substâncias ácidas e básicas. As primeiras referências
dizem respeito ao vinagre e à base hidróxido de sódio ou soda cáustica obtida no século VII
pelos Árabes.
O conceito de ácido e de base foi evoluindo ao longo do tempo, de acordo com os
conhecimentos da época e também com a necessidade crescente de explicar fenômenos
associados à acidez e à basicidade.
Alguns dos personagens que ao longo dos tempos mais se destacaram no estudo e avanço do
conhecimento nesta área, bem como as suas ideias, são:
Robert Boyle (Séc XVII), que verificou que certas substâncias (corantes vegetais) mudavam
de cor na presença de substâncias ácidas. Essas substâncias, cuja cor depende da presença de
ácidos ou bases, designam-se por indicadores e permitem uma caracterização operacional de
ácido e base.
Antoine Laurent Lavoisier (Sec XVIII), que no seu esforço de caracterização e sistematização
das substâncias supôs que todos os ácidos continham oxigénio.
Humphrey Davy (Séc XIX), que descobriu uma substância, ácido clorídrico, que, sendo ácido,
não continha oxigênio.
Svante August Arrhenius (Séc XIX) (teoria iônica), que admitiu a existência de íons em
soluções aquosas. Anteriormente, a existência de íons em solução só era admitida durante uma
eletrólise, e devido à passagem de corrente eléctrica através da solução. Definiu, assim, os
ácidos como sendo substâncias que, em solução aquosa, se dissociavam produzindo íons H +,
enquanto as bases se dissociavam produzindo íons OH-.
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Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica), que consideraram a reação ácido-base um
processo de transferência de um próton de uma espécie química (ácido) para outra (base).
Gilbert Lewis (Séc XX) (teoria electrónica), que estendeu a definição e ácido a espécies
químicas aceitadoras de pares de elétrons e definiu bases como espécies químicas doadoras de
pares eletrônicos.
1.2 Teoria iônica, de Arrenhius
Arrenhius admitiu a existência de íons em soluções aquosas de sais e que esses íons conferiam a
estas soluções a capacidade de conduzir a corrente eléctrica. Surgiu assim o conceito de
eletrólito como sendo uma solução aquosa capaz de conduzir corrente eléctrica. Segundo este
cientista, os ácidos dissociavam-se com formação de íons H+, e as bases, com a formação de
OH-. Esta teoria ficou conhecida como a teoria iónica.
A teoria de Arrenhius, apesar de revolucionária na altura, dado que admitia a existência de íons
em soluções aquosas, era somente aplicável a estas e era, portanto, bastante limitada.
 
1.3 Teoria protônica, de Bronsted-Lowry
A teoria iônica, tal como Arrenhius a formulou, não permitia explicar a existência de reações
ácido-base que não ocorressem em solução aquosa. Lowry e Bronsted desenvolveram,
independentemente, outra teoria, segundo a qual uma reação ácido-base é um processo de
transferência de um próton de uma espécie química (ácido) para outra (base). Por exemplo:
HCl + NH3 NH4+ + Cl-
Nesta reação, o ácido (que cede prótons — o HCl) transfere um próton para a base (que recebe
prótons — NH3). Note-se que, ao ceder um próton, a espécie HCl se converte em Cl-, sendo esta
nova espécie capaz de aceitar um próton, regenerando a espécie original. Ou seja, de acordo
com esta definição a espécie Cl- é uma base.
De forma geral pode dizer-se que quando um ácido cede um próton, converte-se numa base e
vice-versa, surgindo assim o conceito de par ácido-base conjugada.
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A espécie HCl é um ácido, e a correspondente base conjugada é o Cl-, assim como a espécie NH
3 é uma base, sendo a espécie NH4+ o respectivo ácido conjugado.
Conclusão: A definição de ácido de Bronsted-Lowry contém a definição de Arrenhius, não
sendo verdade o reverso.
1.4 Teoria eletrônica, de Lewis
A teoria de Bronsted e Lowry ainda não conseguia explicar o comportamento ácido-base de
muitas espécies, então limitava o conceito a espécies capazes de dar ou aceitar prótons. Como
existem muitas espécies que, não contendo prótons na sua composição, ainda assim apresentam
comportamento ácido, foi necessário arranjar outra teoria.
Assim, surge em 1923 Gilbert Newton Lewis com a teoria eletrônica. Essa teoria permite
explicar as propriedade básicas de certas substâncias, tais como K2O e CaO quando dissolvidas
em água, bem como as propriedades ácidas das soluções aquosas de CO2e de SO2.
Para isso, esta teoria baseia-se no conceito de ácido como espécie química aceitadora de pares
de elétrons e base como uma espécie química doadora de pares de elétrons.
Isso só é possível para uma espécie química que possua um par de elétrons disponível (caso de
uma base) ou uma orbital vazia capaz de aceitar um par de elétrons (caso de um ácido) e estende
o conceito de ácido e base para além das espécies capazes de dar ou receber prótons.
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2 APLICAÇÃO DAS REAÇÕES ÁCIDO-BASE
As reações ácido-base são importantes pela vasta gama das suas aplicações. Exemplos:
2.1 Na digestão
Para combater a acidez excessiva no estômago, se podem utilizar substâncias básicas, como os
hidróxidos de alumínio e de magnésio que fazem parte dos antiácidos. Estes produtos, uma vez
no estômago, fazem aumentar o pH, diminuindo a acidez estomacal.No estômago normal, o pH
é cerca de 1,5 e deve-se, sobretudo, à presença de ácido clorídrico. 
Várias preparações farmacêuticas de antiácidos incluem as bases hidróxido de magnésio e
hidróxido de alumínio para diminuir o excesso de acidez do estômago (azia).
2.2 Na agricultura
Na agricultura, para corrigir o excesso de acidez ou basicidade dos solos, a fim de melhorar a
produção agrícola, utilizam-se sais solúveis, seja de comportamento básico, como o carbonato
de cálcio, quando se pretende elevar o pH dos solos, ou de comportamento ácido, quando se
quer baixar o pH dos solos. Recorre-se a este conhecimento para efetuar a correção do pH dos
solos. Na Europa do Norte, por exemplo, as florestas são por vezes pulverizadas com cal para
neutralizar a acidez do solo provocada pelas chuvas ácidas.
2.3 Na higiene bucal
A eliminação dos ácidos produzidos pelos restos dos alimentos que se alojam nos dentes é
conseguida com pastas dentífricas que têm propriedades básicas.
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CONCLUSÃO
Como visto, as reações ácido-base geram produtos não tão fora de alcance assim, e 
estes estão em coisas simples e utilizadas diariamente, podendo, assim, ser facilmente 
encontradas.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
https://www.infoescola.com/quimica/reacao-de-acido-base/
http://quiprocura.net/w/2015/06/29/definicao-acido-base-de-arrhenius/#inline_content
http://educa.fc.up.pt/ficheiros/trabalhos/650/documentos/782/cido-Base%20-
%20Ana%20Maia.doc
http://educa.fc.up.pt/ficheiros/trabalhos/649/documentos/687/Reaces%20de%20cido%20%20
base%20no%20nosso%20dia%20a%20dia.pdf