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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:
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 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 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: Hx(Elemento)Oy. 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:
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
Este artigo não cita fontes confiáveis. (Junho de 2009) |
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
Predefinição:Ligações Externas
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