Ácidos - Química

01/04/2011
Ácidos - Química - UOL Educação
QUÍMICA
Ácidos
Características e propriedades
Erivanildo Lopes da Silva*
Jacques A ntonio de Miranda**
Este texto apresenta algumas contribuições para o estudo dos ácidos, des tacando
características, propriedades e algumas reações químicas.
Ao buscarmos uma definição preliminar s obre o termo ácido, recorrendo para isto a um
dicionário, podemos nos deparar com uma ampla lista de terminologias e definições
paralelas. Tal análise preliminar deixaria, sem dúvida, qualquer estudante confuso e
perplexo com a gama de informações.
Entretanto, o caráter experimental da química permite-nos conhecer melhor as
características dessas substâncias analis ando conceitos e definições a respeito do
assunto.
A palavra "ácido" é originária do termo em latim acidu, que significa "azedo". Es ta talvez
s eja uma das características mais facilmente encontrada nas soluções de ácidos. A
evolução do termo tem nos permitido elaborar conceitos mais amplos e úteis .
Teorias
Três teorias se destacaram para a definição destes compos tos.
Em 1887, o químico sueco Svante Arrhenius propôs o conceito de dissociação. De
acordo com ele, um ácido é uma substância que, dis sociado em água, libera íons de
hidrogênio (por outro lado, apenas explorando a propos ição de Arrhenius, uma base
s eria uma substância capaz de liberar íons hidroxila quando em s olução). Por exemplo:
(Esquem a 1)
Íons hidrogênio reagem com a água para formar íons hidrônio:
Embora esta seja a representação mais correta da presença de íons hidrogênio em
água, para simplificar, us aremos o termo H+ nes te texto.
Em 1923, Bronsted, na Dinamarca, e Lowry, na Inglaterra, agindo independentemente,
s ugeriram uma definição bastante interessante. Na definição de Bronsted-Lowry, ácido é
uma espécie que tende a dar um próton, enquanto uma base s eria uma espécie capaz
de receber o próton. Esta definição permite entender, por exemplo, a atuação da água na
reação abaixo:
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(Esquem a 2)
No mesmo ano em que Bronsted e Lowry apresentavam seus trabalhos, o químico
norte-americano G. N. Lewis fez sua proposição. De acordo com Lewis , ácido é uma
espécie com um orbital vazio capaz de receber um par de elétrons , enquanto uma bas e
s eria uma espécie capaz de doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente
coordenada. Assim, o ácido seria um receptor de par de elétrons .
Propriedades
Tais definições nos ajudarão a entender uma série de propriedades dos ácidos . Note
que na dissociação apresentada no Es quema 1 s ão fornecidos íons à solução. Sempre
que uma espécie química apresenta tal comportamento, definimos tais solutos como
eletrólitos. Vale lembrar que uma solução de um eletrólito conduzirá melhor a
eletricidade que o solvente puro.
É importante realizarmos tal comentário, deixando claro que somente quando os íons
provenientes do ácido estiverem pres entes é que temos uma s olução condutora. O
exemplo citado acima deixa claro que apes ar de o HCl s er um composto molecular,
trata-se de um eletrólito. (Sugestão: ler o texto Soluções aquosas - Estudo qualitativo e
quantitativo das concentrações.)
Para o caso dos ácidos, poderíamos afirmar que quando o ácido está presente somente
como íons em solução (completamente dis sociado, por exemplo, HCl), tem-se um
eletrólito forte. Quando a solução é constituída por íons e moléculas não-dissociadas
(por exemplo, HF) trata-se de um eletrólito fraco. Vale ress altar que esta noss a
aproximação foi construída considerando-se soluções não muito concentradas .
A seguir, enumeramos alguns ácidos comuns.
Tabela 1 - Ácidos comuns
Ácido forte (eletrólito forte)
Ácido fraco (eletrólito fraco)
HCl
Ácido clorídrico
H3PO4
Ácido fosfórico
HBr
Ácido bromídrico
H2CO3
Ácido carbônico
HI
Ácido iodídrico
CH3CO2H
Ácido acético
HNO3
Ácido nítrico
H2C2O4
Ácido oxálico
HClO4
Ácido perclórico
C4H6O6
Ácido tartárico
H2SO4
Ácido sulfúrico
C6H8O7
Ácido cítrico
C9H8O4
Aspirina
Fonte: KOTZ; TREICHEL Jr., 2006.
Classificações
Dos exemplos citados na tabela, des tacaremos alguns para introduzir algumas
classificações.
É fácil perceber que o átomo de hidrogênio é comum a todas as espécies citadas acima.
Contudo, a presença do átomo de oxigênio não é geral. Ácidos que apresentam o átomo
de oxigênio na fórmula são class ificados como ácidos oxigenados, enquanto que
aqueles que não apresentam o oxigênio são chamados de ácidos não-oxigenados ou
hidrácidos.
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Talvez a propriedade mais conhecida dos ácidos esteja ass ociada à s ua reação com
hidróxidos metálicos, formando sal e água. Alguns exemplos são apresentados a s eguir:
(Esquem a 3)
Tais reações são conhecidas como reações de neutralização.
Além destes exemplos, é poss ível estender tais reações para o campo da química
orgânica, analisando a reação entre ácidos e alguns corantes orgânicos .
Alguns corantes podem sofrer protonação (receptor de H+) ou desprotonação (doador de
H+) de grupos funcionais específicos, geralmente s em que ocorra (mas não
neces sariamente) a des truição da molécula. Trata-se de um princípio químico, que
permite acompanhar a mudança de cor do corante, dependendo das características
ácidas ou básicas do meio.
Ess es compostos s ão conhecidos como indicadores , bastante utilizados em
procedimentos analíticos de titulação. Por exemplo, a fenolftaleína é um composto que
apresenta características dis tintas quando na presença de soluções de ácidos ou
bases. Quando em meio básico, esse composto apresenta-se na coloração ros a,
enquanto que em meio ácido torna-s e incolor.
Talvez a compreensão fique mais clara se analisarmos o comportamento dos
indicadores por meio da escala de pH. Nes te texto, a escala será apenas apresentada,
s em discussões sobre sua cons trução e potencialidades de anális e:
0
1
2
4
3
5
Ácido
6
7
8
9
10
neutro
12
11
13
14
Básico
Esquem a 4: Escala sim plificada de P H
Um dos indicadores mais comuns para os ácidos é o tornass ol. O tornass ol azul muda
para vermelho em presença de um ácido. Outros indicadores podem ser citados, mas
vale ressaltar que suas caracterís ticas serão dependentes do pH de viragem, ou s eja, a
s imples mudança de cor não será suficiente para clas sificar a es pécie como ácida.
Tabela 2 - Alguns indicadores ácido-base
Indicador
Transição de cor
pH de viragem
Violeta de metila
Amarelo - azul
0 - 1,6
Azul de bromofenol
Amarelo - azul
3,0 - 4,6
Alaranjado de metila
Vermelho - amarelo
3,1 - 4,4
Azul de bromotimol
Amarelo - azul
6,0 - 7,6
Timolftaleína
Incolor - azul
9,4 - 10,6
Amarelo de alizarina
Amarelo - vermelho
10,1 - 12,0
Fonte: BACAN et.al., 1979.
Ácidos e metais
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Para encerrar as discus sões propostas nes te texto, finalizamos com a reação dos
ácidos com metais. A série de atividade dos metais (Tabela 3) apresenta os metais em
ordem decrescente de atividade. O hidrogênio foi propositalmente incluído na s érie, para
que possamos compreender a reação dos ácidos com metais . Qualquer metal acima do
hidrogênio nessa série deslocará o hidrogênio de um ácido (SACKHEIM; LEHMAN,
2001). Os metais superiores s eriam aqueles que promoveriam tal reação com maior
facilidade:
Tabela 3 - Série de atividade dos metais
K
Potássio
Ca
Cálcio
Na
Sódio
Mg
Magnésio
Al
Alumínio
Zn
Zinco
Fe
Ferro
Sn
Estanho
Pb
Chumbo
H
Hidrogênio
Cu
Cobre
Hg
Mercúrio
Ag
Prata
Au
Ouro
Para qualquer metal acima do hidrogênio, teríamos reação com ácidos, produzindo um
s al e hidrogênio gasos o. Por exemplo:
(Esquem a 5)
Note porque os ácidos não podem ser armazenados em recipientes des ses metais
ativos. Materiais cirúrgicos ou dentários, geralmente de aço inoxidável, não podem ser
deixados na presença de ácidos , uma vez que estes materiais contêm ferro.
Já os metais abaixo do hidrogênio na Tabela 3, não são capazes de subs tituir o
hidrogênio no ácido. Ou seja, podemos es perar que a mis tura de cobre com ácido
clorídrico não produza hidrogênio, e is so realmente ocorre:
(Esquem a 6)
É importante ressaltar que o fato de o cobre não reagir com ácido clorídrico não
generaliza seu comportamento frente ao ataque ácido. Embora não liberem hidrogênio,
eles reagem com ácidos oxidantes para formar produtos de redução dos ácidos
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oxidantes, os sais do respectivo metal e água:
(Esquem a 7)
A reatividade (espontânea) de certo metal com ácido (H+) oxidante para liberar H é
determinada pela pos ição do metal na série eletromotriz. Quanto mais eletropositivo e
combinado com condições extremas, que combinem temperatura, superfície de contato,
concentração do ácido, dentre outras, podemos interferir na velocidade da reação entre
as es pécies, como destacamos a s eguir:
(Esquem a 8)
Curiosidades
Ácidos fortes atacam as roupas e a pele. Fibras vegetais (algodão, linho), animais (seda,
lã) e sintéticas são rapidamente des truídas por ácidos fortes. O amarelamento da pele
em contato com ácido nítrico é um teste específico para proteínas.
Áreas da pele atacadas por ácido devem ser lavadas com água em abundância. Em
s eguida, devem ser tratadas com bicarbonato de sódio, para neutralização de qualquer
porção de ácido remanescente. Já ácidos diluídos e/ou fracos, podem ser até utilizados
no interior do corpo.
A abs orção de um medicamento está bas tante ass ociada ao seu caráter eletrolítico. Em
geral, os medicamentos são mais bem absorvidos através do trato gastrointestinal
quando se apresentam na forma não-ionizada. As sim, medicamentos fracamente ácidos
s erão mantidos, na forma não-ionizada, no estômago, fracas ao s eu pH ácido, facilitando
s ua absorção.
Já um medicamento fracamente bás ico s erá bas tante ionizado no es tômago e, portanto,
pouco absorvido. Um exemplo s eria a aspirina (ácido acetilsalicílico). Quando em
s olução ácida, como no estômago, ela se apresenta mais de 90% na forma não
ionizada; enquanto que em solução neutra, apenas 1%. As sim, podemos concluir que
ela seria facilmente absorvida no es tômago (pH próximo de 2) e mais lentamente no
intestino delgado, onde o pH é superior a 7.
Bibliografia
BACAN, N. et al. Química analítica quantitativa elementar. 2ª ed. São Paulo: Edgard
Blucher, 1979.
KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr, P. M. Química geral e reações químicas. 5ª ed. São Paulo:
Thomson Learning, 2006.
RUSSEL, J. B. Química geral. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V.1.
SACKHEIM, G. I.; LEHMAN, D. D. Química e b ioquímica para ciências biomédicas. 8ª
ed. São Paulo: Manole, 2001.
*Erivanildo Lopes é professor assiste nte da Universidade Fe deral da Bahia .
**Jacques A ntonio de Miranda é pro fesso r a djunto da Universidade Federal da Bahia.
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