Ácidos são todas as substâncias que em meio aquoso ionizam e liberam o íon (cátion) H+. Considera-se um ácido forte aquele que ioniza-se por completo, sendo assim, no ácido fraco ocorre o oposto.

Bases são todas as substâncias que em meio aquoso desassociam e liberam o íon (ânion) OH-. A questão de ser fraca ou forte é o mesmo do ácido, porém ao invés de ionizar, disassocia-se. 

Att., Lucas M.

Ácidos e bases: Definições de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis

Ácidos e bases (também chamadas de álcalis) são costumeiramente lembrados como substâncias químicas perigosas, corrosivos capazes de dissolver metais como se fossem comprimidos efervescentes. Mas a presença dos ácidos e base na nossa vida cotidiana é bem mais ampla e menos agressiva do que se imagina.

Eles também são componentes usuais de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene ou cosméticos. São ainda matérias primas indispensáveis em um vasto universo de aplicações industriais. A tal ponto que a produção de ácido sulfúrico e soda cáustica de um país chega a ser considerada um dos indicadores do seu nível de atividade econômica.

Definições de ácidos e bases

A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que estabeleceu os ácidos como substâncias que - em solução aquosa - liberam íons positivos de hidrogênio (H⁺), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH^-.

Assim, quando diluído em água, o cloreto de hidrogênio (HCl) ioniza-se e define-se como ácido clorídrico, como segue:

Já o hidróxido de sódio, a popular soda cáustica, ao se ionizar em água, libera uma hidroxila OH^-, definindo-se assim como base:

Um desdobramento da definição de Arrhenius é a regra de reação para ácidos e bases entre si, segundo a qual:

Se reagirmos os já citados ácido clorídrico e soda cáustica, teremos:

Sendo o NaCl, o cloreto de sódio, o nosso velho conhecido sal de cozinha.

Outras definições de ácidos e bases

Uma outra definição para ácidos e bases foi dada pelo dinamarquês Johannes N. Bronsted e pelo inglês Thomas Lowry, independentemente, ficando conhecida comodefinição protônica. Segundo os dois, ácido é uma substância capaz de ceder umpróton a uma reação, enquanto base é uma substância capaz de receber um próton.

A definição de Bronsted-Lowry é mais abrangente que a de Arrhenius, principalmente pelo fato de nem todas as substâncias que se comportam como bases liberarem uma hidroxila OH^-, como é o caso da amônia (NH₃). Além disso, a definição protônica não condiciona a definição de ácidos e básicos à dissolução em meio aquoso, como propunha a do químico sueco.

Bronsted e Lowry definiram ácidos e bases a partir dos prótons que liberavam e recebiam. Já o norte-americano Gilbert Newton Lewis se voltou para os elétrons ao desenvolver sua definição. De acordo com ela, ácidos são substâncias que, numa ligação química, podem receber pares eletrônicos, enquanto as bases são aquelas que cedem estes pares.

A definição de Lewis abrange as de Arrhenius e a definição protônica, que, entretanto, continuam válidas dentro de suas próprias abrangências.

Identificação dos ácidos e bases

Os ácidos possuem sabor azedo, como o encontrado nas frutas cítricas ricas no ácido de mesmo nome. Já as base tem gosto semelhante ao do sabão (sabor adstringente). Mas, felizmente, há modos mais eficazes e seguros de identificar ácidos e bases do que o paladar.

É possível medir a concentração de hidrogênio iônico em uma solução a partir de uma escala logarítmica inversa, que recebeu o nome de potencial hidrogeniônico, ou simplesmente, escala de pH.

Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 considerado neutro. Os valores menores que sete classificam a solução medida como ácida e os maiores que sete, como alcalinos (bases).

Escala de pH:

Para se medir o pH, usam-se combinações de substâncias indicadoras, como a fenolftaleína, que mudam de cor conforme a posição da substância testada na escala acima.

Também são usados instrumentos como os medidores de pH por eletrodo indicador, que mede as diferenças de potencial elétrico produzidas pelas concentrações de hidrogênio e indica o resultado dentro da escala de 0 a 14.

A reação entre um ácido com uma base é denominada reação de neutralização, porque se as duas substâncias reagirem em massas equivalentes à sua liberação ou produção de íons, desaparecerá o caráter ácido ou básico de cada uma, formando produtos neutros. Por exemplo: a reação entre 1 mol de ácido clorídrico (HCl) e 1 mol de hidróxido de sódio (NaOH) produz 1 mol de cloreto de sódio (NaCl), que é um sal neutro, e também, 1 mol de H₂O, que, obviamente, é neutra. A equação da reação mencionada é mostrada abaixo.

HCl_(aq)  +  NaOH_(aq)  →  NaCl_(aq)  +  H₂O

Há ácidos fortes e ácidos fracos, conceitos esses que estão associados à sua tendência de produção de íons em solução. Ácidos fortes são aqueles que, quando dissolvidos em água, liberam íon hidroxônio (H⁺) com facilidade, ou seja, um ácido como HCl, quando dissolvido, têm a molécula separada em íons, liberando H⁺ e íons cloretos (Cl^-). Sobra muito pouco da espécie HCl em solução, porque a maior parte é utilizada na geração dos íons. A equação desta reação mencionada está representada abaixo.

Já o ácido acético, de fórmula molecular CH₃COOH, (o vinagre é uma solução de ácido acético em água) é um ácido de natureza orgânica, portanto, fraco. Dessa forma, quando dissolvido em água, a maior parte do ácido permanece em sua forma molecular, e só uma pequena parte se ioniza para gerar os íons H⁺ e acetatos (CH₃COO^-). A equação de ionização do ácido acético é mostrada abaixo.

Em relação às bases, o conceito empregado em relação à sua força é o de dissociação, uma vez que seus íons já existem em sua forma molecular. Uma base forte, portanto, se dissocia quase que completamente, liberando íons hidroxilas (OH^-) em solução e não restando praticamente nada na espécie molecular. Por exemplo: o NaOH é uma base forte e em solução gera os íons sódio (Na⁺) e OH^-. A equação dessa dissociação é mostrada abaixo.

Uma base fraca, por sua vez, também libera íons OH^- quando dissolvida em água, mas nesse caso ainda restam em solução muitas moléculas não dissociadas desta base. Por exemplo: o hidróxido de amônio (NH₄OH), que é uma base fraca, se dissocia pouco, restando muito da espécie NH₄OH em solução. Sua dissociação está equacionada abaixo.

Salienta-se que os conceitos de ionização e dissociação não podem ser empregados como sinônimos, devendo o primeiro ser utilizado para ácidos (a partir de ligações químicas covalentes) e o segundo para bases (a partir de ligações químicas iônicas).

Referências:
RUSSELL, John B.; Química Geral vol.1, São Paulo: Pearson Education do Brasil, Makron Books, 1994.
SARDELLA, Antônio; MATEUS, Edegar; Curso de Química: química geral, Ed. Ática, São Paulo/SP – 1995.
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J.; Química: um curso universitário, Ed. Edgard Blucher LTDA, São Paulo/SP – 2002.

É utilizado uma escala de PH para expressar quão forte é uma substância ácida ou básica. Um valor de PH abaixo de 7 (sete) indica que a substância é ácida e, quanto menor for o número (6, 5, 4, 3, 2 ..) mais forte será o ácido. Um valor de PH acima de 7 (sete) indica que a substância é alcalina (básica) e, quanto maior for o número (8, 9, 10 ...) mais forte será a substância alcalina.

Em relação às bases, o conceito empregado em relação à sua força é o de dissociação, uma vez que seus íons já existem em sua forma molecular. Uma base forte, portanto, se dissocia quase que completamente, liberando íons hidroxilas (OH^-) em solução e não restando praticamente nada na espécie molecular. Por exemplo: o NaOH é uma base forte e em solução gera os íons sódio (Na⁺) e OH^-.

Uma base fraca, por sua vez, também libera íons OH^- quando dissolvida em água, mas nesse caso ainda restam em solução muitas moléculas não dissociadas desta base. Por exemplo: o hidróxido de amônio (NH₄OH), que é uma base fraca, se dissocia pouco, restando muito da espécie NH₄OH em solução.