Ácido

Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H⁺ . Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:

HCl $\longrightarrow$ H⁺ + Cl ^–

Alguns anos mais tarde, em 1923, Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).

Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.

Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o protão, segundo esta definição, é um ácido de Lewis (tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.

• Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO₃, H₃PO₄ - se doarem o H⁺ durante a reação.

Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.

• Exemplos de ácidos de Lewis: Ag⁺, AlCl₃, CO₂, SO₃ – se receberem par de elétrons.

Força dos Ácidos (segundo Arrhenius primeiro)

Um parafuso (contendo ferro em sua composição) e um fio de cobre mergulhados em ácido clorídrico. O ácido clorídrico não reage com o fio de cobre.)

• Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H⁺, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é o ácido nítrico.
• Um ácido fraco também libera íons H⁺ , porém parcialmente, estabelecendo um equilíbrio químico. A maioria dos ácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como o cloreto de alumínio.

HAc$\rightleftharpoons$ H⁺ + Ac^- ( em solução aquosa )

Neste caso HAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio.

Aspectos gerais da força dos ácidos

• Ao tratar de hidrácidos:

São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos.

• Ao tratar de Oxiácidos:

Considere a notação geral: H_x(Elemento)O_y. Teremos um ácido forte se: y - x >= 2 (y - x > 1). Um ácido moderado se: y - x = 1 . Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x) .

Auto ionização

Pela teoria de Brønsted-Lowry, existem os conceitos de ácido e bases conjugadas. Nesta visão, uma molécula de água, por exemplo, reage com outra, transferindo íon H+, ou seja, uma agindo como ácido e outra como base:

H₂O + H₂O $\rightleftharpoons$ H₃O⁺ + OH^- ( em solução aquosa ).

Assim, o OH^- é a base conjugada da água e o H₃O⁺ é o ácido conjugado da água.

É importante notar que, nesta reação, formam-se íons, o que pode ser comprovado pela pequena condutividade residual em água pura (0,056 microS/cm, o que mostra que a reação só ocorre em pequena proporção.

Outras substâncias também se auto-ionizam, como o HF, o H₂SO₄ e o ácido acético, sendo observadas reações ácido-base desta maneira também nestes solventes.

Ácidos "moles" e "duros"

Como extensão a teoria de Lewis, criada por Pearson foi criado um conceito de dureza e moleza para ácidos e bases. Estes termos se referem, respectivamente, a dificuldade ou facilidade com que as "nuvens eletrônicas" ("superfície" externa do átomo, região de maior probabilidade dos elétrons mais externos, HOMO) podem ser deformadas.

Este ponto de vista é importante para análise de estabilidade/força de ligações entre ácidos e bases, influenciando áreas da química como catálise. Basicamente, ácidos duros como o H⁺, HF, BF₃, AlCl₃, formarão ligações mais fortes com bases duras, como OH^-, NH₃, e ácidos e bases moles farão ligações mais fortes entre si, enquanto ligações duro-mole serão mais fracas ou não ocorrerão. Exemplos de bases moles são PH₃, I^-. Exemplos de ácidos moles são Hg₂⁺, CuI, BH₃.

Classificação dos ácidos

Quanto a presença de oxigênio

Hidrácidos: sem oxigênio (fórmula geral: HnA)

Oxiácidos: com oxigênio (formula geral: H1NI1H5N1)

Quanto a volatilidade

Fixos: H₂SO₄, H₃PO₄, H₃BO₃, H₃PO₃

Voláteis : HCL, HBr, HI, H₂S, HCN, HNO₃, entre outros.

Quanto a força

N é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total de moléculas. Força:

• Forte: Grau de ionização acima de 50%
• Semi-forte: Grau de ionização entre 30% a 50%
• Fraco: Grau de ionização de 10% a 30%
• Semi-fraco: Grau de ionização de 4% a 10%
• Superfraco: Grau de ionização de 1% a 4%
• Insignificante: Grau de ionização até 1%

Quanto ao número de grupos funcionais (H+)

Monopróticos: H₂SO₄, H₃PO₄, H₃BO₃, H3PO₃

Dipróticos: H₂S, H₂Cr₂O₇, H₂MnO₄, H₃PO₃, etc.

Quanto ao grau de hidratação

Orto: Ácido hidratado: H₃PO₄ (Fosfórico)

Meta: Ácido menos uma molécula de água: H₃PO₄ - H₂O = HPO₃ (Metafosfórico)

Piro: 2 ácidos menos uma molécula de água: 2 H₃PO₄ - H₂O = H₄P₂O₇ (Pirofosfórico)

Veja também

• Ácido de Lewis
• Indicadores ácido-base
• Reação ácido-base
• Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry

Predefinição:Ligações Externas

• Planilha de cálculo de pH, diagramas de equilíbrio ácido-base, e curvas de titulação (freeware)