Acidos e Bases

Svant August Arrhenius, no final do século XIX, desenvolveu um amplo trabalho sobre dissociação de compostos. Em 1887, ele propõe a teoria de dissociação iônica, a qual dizia, que determinadas substâncias, quando dissolvidas em água, davam origem à íons positivos e negativos.

As experiências às quais Arrhenius se fundamentou, se baseavam em condutividade elétrica em soluções aquosas (substancias eletroliticas).

Tendo estes conceitos de dissociação em mente, Arrhenius definiu um ácido como sendo um composto, que ionizaçao em água, liberando íons H⁺.

H₂SO₄(l) 2H⁺(aq) + SO₄^2-(aq)

Arrhenius definiu as bases como sendo compostos, que dissociados em água, libera íons OH^-.

NaOH (s) Na⁺(aq) + OH^-(aq)

Quando se mistura uma substância ácida com outra básica, ocorre o que chamamos de reação de neutralização, que é uma reação exotérmica, ou seja, que libera calor ao ocorrer.

As reação de neutralização se baseiam na reação entre os íons H⁺ (do ácido) e os íons OH^- (da base), formando água como um dos produtos.

H⁺ + OH^- H₂O

A definição de ácidos e bases de Arrhenius é utilizada até os dias atuais, entretanto, ela se aplica a poucas substâncias, principalmente, às que possuem H⁺ e OH^- para serem liberados e só em meio aquoso.

A deficiência da definição de Arrhenius, ou seja, o fato de uma substância ser ácida ou básica somente em meio aquoso, provocou o estudo e surgimento de novas definições ("teorias") para ácidos e bases.

Em 1923, J. N. Brönsted e T. M. Lowry, independentemente, na Dinamarca e Inglaterra, respectivamente, propuseram uma definição mais ampla e genérica para ácidos e bases. A chamada definição protônica.

A definição protônica defini um ácido, como toda substância (molécula ou íon) capaz de liberar um próton (H⁺), e uma base, como toda substância (molécula ou íon) capaz de receber um próton.

Esta definição é muito mais ampla que a de Arrhenius, uma vez que o meio reacional não influi na propriedade de ser ou não um ácido ou uma base. Um exemplo disso é o H₂SO₄ (ácido sulfúrico) que em meio aquoso, libera íons H⁺ e em ácido acético como solvente, também libera íons H⁺. Já o NaOH (hidróxido de sódio), em meio aquoso, libera íons OH^-, entretanto, em ácido acético como solvente, ocorre a formação de acetato de sódio, que age como base.

H₂SO₄(l) 2H⁺(aq) + SO₄^2-(aq) ou

H₂SO₄ + 2 H₂O 2 H₃O⁺(aq) + SO₄^2-(aq)

H₂SO₄ 2 H⁺ + SO₄^2- (com CH₃COOH como solvente)

NaOH(s) Na⁺(aq) + OH^-(aq)

NaOH(s) H₂O + CH3COO^-Na⁺ (H₂O - H⁺ + OH^-)

Sendo assim, a liberação de OH^- não é uma característica de todas as bases, mas a capacidade de receber um próton, é.

Pela definição de Bronsted-Lowry, não é necessário, nem mesmo um meio úmido para as reações ocorrerem. A reação entre vapores de ácido clorídrico e amônia é um exemplo disso. O cloreto de amônio é o produto sólido desta reação.

Segundo a definição protônica, uma reação ácido-base envolve a competição de um próton (H⁺) entre duas bases.

H₂SO₄ + 2 H₂O 2 H₃O⁺(aq) + SO₄^2-(aq)
(ácido 1) (base 2) (ácido 2) (base 1)

Um ácido (ácido 1) ao reagir com uma base (base 2), sempre irá originar uma base fraca (base 1) e um ácido fraco (ácido 2). Formando-se pares de ácido e base conjugados.

ácido 1 base 1
base 2 ácido 2

Em 1923, no mesmo ano que Brönsted e Lowry propuseram a definição protônica para ácidos e bases, G. N. Lewis, químico americano propõe uma definição ainda mais abrangente para ácidos e bases, a definição eletrônica.

Lewis definiu um ácido, como uma espécie capaz de receber pares de elétrons e base, como uma espécie capaz de doar pares de elétrons, formando ligações químicas.

A reação entre um ácido e uma base de Lewis sempre dá origem a formação de uma ligação covalente.

H⁺ + OH^- H₂O

A definição de Lewis abrange todos os íons, sejam cátions (bons receptores de elétrons) e ânions (bons doadores de elétrons), ácidos e bases, respectivamente.

Cu²⁺ + 6F^- [CuF₆]^4-

Não só íons podem ser ácidos ou bases de Lewis, compostos e elementos neutros, também podem.

Co²⁺ + 6CO [Co(CO)₆]²⁺

ácido - CO²⁺
base - CO

A definição de Lewis abrange, ou seja, explica os casos das definições de Bronsted-Lowry e de Arrhenius, sendo portanto, a mais aceita. Entretanto, as definições de Arrhenius e de Bronsted-Lowry também são utilizadas para explicar alguns casos.