Modelos Ácido-base

Modelos Gerais Ácido-Base
Hoje em dia existem diversas definições sobre ácidos e bases, dentre as quais 03 se
destacam no ensino médio. Elas são devidas ao químico sueco August Svante Arrhenius em
1884; ao dinarmaquês Johannes Nicolaus Bronsted e o inglês Thomas Martin Lowry em
1923 ( trabalhando indepedentemente um do outro) e o terceiro pelo físico-químico estado
unidense ( aquele que nasce nos Estados Unidos !) Gilbert Newton Lewis ( 1875 – 1946)
também em 1923, data da publicação de seu livro “ Valência e Estrutura dos Átomos e
Moléculas”, onde ele expõe a sua definição de ácidos e bases.
Definição de Arrhenius:
< Um ÁCIDO é uma substãncia que, quando adicionada à água, produz íons
H3 O+ ( hidrônio) ou, mais simplificado, H+ ( próton, hidrogênio)
< Uma BASE é uma substância que, quando adicionada à água, produz íons
OH (hidroxila)
Assim, ácido sulfúrico ( H2SO 4 – presente nas baterias dos carros), ácido acético
( CH3 COOH – vinagre), ácido cítrico ( HOOCCH2 C(OH)COOHCH2COOH – Limão,
laranja...) ácido carbônico ( H2 CO3 - coca-cola) são ácidos como mostram as seguintes
reações:
-
H2 SO 4(aq) Q HSO4 (aq) + H+ (aq)
( eq. 1)
CH3COOH (aq) Q CH3 COO (aq) + H+ (aq)
( eq. 2)
HO 2CCH2COHCO2 HCH2 CO2 H(aq) Q HO2 CCH2COHCO2HCH2COO (aq) + H+ (aq)
H2 CO3(aq) Q HCO3 (aq) + H+ (aq)
(eq. 4)
(eq.3)
Bem como hidróxido de sódio ( NaOH-soda cáustica), hidróxido de amônio
( NH4 OH ) e hidrôxido de magné sio ( Mg(OH)2 - antiác idos) são bases.
NaOH(aq) Q Na+(aq) + OH-(aq)
NH4OH(aq) Q NH4+(aq) + OH-(aq)
Mg(OH)2(aq) Q Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
(eq. 5)
(eq. 6)
(eq. 7)
Este modelo apresenta, entretanto, uma desvantagem. Ele restringe de maneira
drástica o número de reações que consideradas como ácido-base.
Ao longo dos anos foram propostos outros modelos, como o de Bronsted-Lowry.
Este define uma reação ácido-base como aquela na qual há uma transferência de próton de
uma espécie para outra.
< O ÁCIDO é a espécie que libera (ou doa) o íon H+, já a
< BASE é aquela que aceita ( ou recebe ) este íon.
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Ex.: veja a reação:
HCl(aq) Q H+(aq) + Cl-(aq)
(eq. 8)
Aparentemente, não há quem receba o H+ doado pelo HCl. Mas o receptor existe e
é a água na qual o HCl encontra-se dissolvido:
HCl(aq) + H2 O Q H3O+(aq) + Cl-(aq)
(eq. 9)
Aqui a água atua como uma base segundo este modelo. Explicando melhor, que o
modelo de Arrhenius, a sua ionização em água. Agora veja a reação:
HCO-3(aq) + H2O Q H2CO3(aq) + OH-(aq)
(eq. 10)
Aqui, o íon bicarbonato recebe o H+ proveniente da água ( é, a água atua como
ácido). A seguinte reação também é verdadeira:
HCO-3(aq) + H2O Q CO32-(aq) + H3O+(aq)
(eq. 11)
De acordo com as equações acima, a água pode atuar tanto como base como ácido
H2O + H2O Q H3O+ + OH-
(eq. 12)
Agora você entende a ionização da água quando estudamos pH, não é?
Nestas reações descritas acima, pode-se notar espécies químicas que
diferem apenas por um H+. Denominamos estas espécies como par ácido-base
conjugados.
A espécie formada a partir de um ácido pela perda de um íon hidrogênio
é chamada base conjugada daquele ácido. Já a formada a partir de uma base
pelo ganho de um íon hidrogênio é o ácido conjugado daquela base. Assim:
perde H +
ÁCIDO CONJUGADO
BASE CONJUGADA
ganha H+
ex. : HCl(aq) + NH3(aq) Q NH4+(aq) + Cl-(aq)
ácido conjugado
HCl
NH4+
(eq. 13)
base conjugada
ClNH3
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Ver-se bem que o modelo de Bronsted-Lowry amplia o de Arrhenius porém, é
restrito em um importante aspecto. Aplica-se apenas às reações envolvendo transferência de
íons hidrogênio. Para que uma espécie seja definida como ácido neste modelo, deve conter,
pelo menos, um átomo de hidrogênio ionizável.
Já o terceiro modelo, o de Lewis, remove esta restrição:
Ácido é a espécie que aceita um par de elétrons numa dada reação,
base é a espécie que doa este par de elétrons.
De um ponto de vista estrutural, o conceito de base de Lewis não difere muito do
conceito anterior.Para que uma espécie receba um íon hidrogênio ( base de B-L) ela deve
possuir, pelo menos, um par de elétrons livres. Por exemplo:
:PH3 / :NH3 / H2 Ö: / :¨F:- podem receber um H+ , formando
PH4+ / NH4 + / H3 O + / HF logo, o conceito de Lewis não muda de modo significativo o
número de espécies que se comportam como base. Entretanto, o conceito de ácido aumenta
consideravelmente o número de espécies com esta característica. Substâncias que aceitem
um par de elétron podem ser um íon hidrogênio, um metal carregado positivamente, uma
molécula com octeto incompleto...
H+ + H2O: Q H3O+
Zn2+ + 4:NH3(aq) Q Zn(NH3)42+
BF3 + :NH3 Q F3B-NH3
(eq. 14)
(eq. 15)
(eq. 16)
Modelo
Ácido
Base
Arrhenius
Fornece H + para água
Fornece OH- para água
Bronsted-Lowry
Doador de íons H+
Receptor de ions H+
Lewis
Receptor de par de elétron Doa par(es) de elétron(s)
Características Ácido-base de sais:
As propriedades ácido-base de um sal depende do comportamento de seus íons.
Alguns íons não exercem efeito sobre a concentração de H+ na solução.Denomina-se tais
íons como neutros. Porém, outros íons são capazes de variar a concentração de H+ para
mais ou para menos que 10-7 M ( valor para o qual a solução é neutra à 25 ºC).
Os íons neutros são aqueles derivados de ácidos e bases fortes, tais como Cl- , NO3 - ,
ClO4 - , Li+, Na+, K +.
Um ácido (ou base) forte ioniza-se segundo a reação:
HA è H+ + ABOH è B+ + OHA tendência do sentido inverso destas reações são muito ( muito, muito...) baixas. Ou seja,
eles ( quando em solução) não tendem a combinar-se com H+ ou OH-.
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Os ânions básicos são aqueles provenientes de ácidos fracos (porque não há cátions
básicos?). Um ácido fraco tem a seguinte equação:
HA
H+ + A-
O equilibrio desta reação está deslocado para a esquerda. Logo, um ânion Aadicionado a uma solução tenderá a combinar-se com íons H+, tornando o meio com maior
quantidade de OH- (básico). Íons ácidos são todos os cátions, com excessões dos alcalinos
e alguns alcalinos terrosos, e os ânions de poliácidos (1ª ionização).
Resumidamente:
Neutro
Básico
Ácido
Ânion Cl- NO 3- F- HCO 3HSO4 Br - ClO 4- PO43- CNH2 PO4Cátion Li+ Na+
Não há
Mg2+ Al3+ NH4 +
+
2+
K Ba
Mn+ ( transição)
Existem outros modelos ácido-base, porém é melhor você saber só quando vier
fazer Química
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