Ácidos são caracterizados principalmente por:
Substâncias de sabor azedo;
Conduz corrente elétrica;
Quando adicionadas ao mármore e outros carbonatos, produzem efervescência, com liberação de gás carbônico;
Presença de Hidrogênio;
Reagem com metais liberando Hidrogênio;
Reagem com indicadores;
Bases são caracterizadas principalmente por:
Possuem sabor adstringente, ou seja, amarram à boca;
Tornam a pele lisa e escorregadia;
Conduz corrente elétrica;
Possuem o grupo funcional hidróxido à direita da fórmula (OH);
A formalização dos conceitos de ácido e base foi feita em 3 teorias:
A primeira delas foi desenvolvida por Arrhenius em 1887 para explicar a condutividade elétrica de certas soluções, definindo ácidos e bases da seguinte maneira:
“Ácido é toda substância que em solução aquosa se dissocia fornecendo íons H+, como único tipo de cátion.”
HCl -> H+ + CL-
“Base é toda substância que, dissolvida na água, se dissocia, fornecendo íons hidróxido como único tipo de ânion.”
NaOH -> Na+ + OH-
Vale lembrar que:
Os ácidos são compostos moleculares. Só conduzem eletricidade em solução, pois há dissociação, formando íons. Quando puros não conduzem a eletricidade
As bases são compostos iônicos, pois temos metal ligado ao oxigênio.
Mas atualmente sabemos que um próton simples não existe em soluções aquosas. Um próton em solução aquosa se hidrata, forma cátion hidrônio: H3O+.
Houve também a teoria de Bronsded-Lowry.
Bronsted e Lowry em 1923 propuseram uma teoria mais ampla, válida para todos os meios (Meio alcoólico, aquoso, etc...), sendo assim:
Ácido-Qualquer espécie química que doa elétrons
Base - Qualquer espécie química que aceita prótons
Pares conjugados: Comportam-se, desse modo, as espécies químicas efetivamente como pares conjugados: uma dada espécie química será apreciada como ácido ("ácido de Bronsted-Lowry") em relação a outra espécie química bem definida. Com efeito, pode dar-se de certa espécie química "A" mostrar-se um ácido perante outra espécie "B" e, todavia, comportar-se como base perante uma terceira espécie "C" — o que está em perfeita conformidade com o modelo proposto (a proposta teoria-ácido base de Bronsted-Lowry).
HBr + HOH -> H3O+ + Br-
Ácido Base
Outro exemplo:Água como ácido de Bronsted
O que o íon pode ser pela teoria de Bronsted-Lowry.
Do outro lado, a água pode também atuar como um ácido perante, por exemplo, a amônia(NH3).
A equação para essa reação (que vem a ser a reação de hidratação da amônia) é:
NH4+ -> NH3 + H+
O íon amônio pode ceder prótons funcionando como ácido de Bronsted-Lowry e não pode ser base de Bronsted, pois não pode ganhar prótons.
Neste caso,H2O doa um próton a NH3, próton que se liga por covelência dativa ao grupo (:)NH3, dado que o átomo de nitrogênio dispõe dum par de elétrons em seu último nível; esse par eletrônico vem a ser o par ligante da coordenovalência
A água mostra, dessa forma, ser anfóstera: hábil a atuar tanto como um ácido como uma base, na estrita dependência da espécie química que lhe é conjugada. Essas reações são reversíveis: ocorrem tanto num sentido quanto no seu inverso.
A reação inversa da reação entre ácido acético e água (recombinação das espécies dissociadas) é:
H3O+ + CH3COO- -> CH3COOH + H2O
Na reação inversa, H3O+ atua como um ácido ao doar um próton ao radicalacetato, CH3COO-, que atua como uma base conjugada.
Como na dissociação, CH3COOH atua como um ácido ao doar um próton, e a água como uma base ao recebê-lo. H2O e H3O+ são entretanto considerados um par ácido-base conjugado, e CH3COOH e CH3COO- como outro par conjugado, ambos os pares em equilíbrio químico dinâmico.
Após, houve a teoria de Lewis.
Proposta em 1923, apresentou uma definição eletrõnica de ácido e base, ele se baseou no conceito de base de Bronsted, que é a espécie química que recebe prótons, assim para receber próton, a base deve fornecer um par de elétrons para a ligação. Sendo assim:
Ácido: toda espécie química que recebe par de elétrons;
Base: todaespécie química que doa par de elétrons.
De maneira mais detehada, esta lacuna torna-o susceptível de aceitar uma par de elétrons, e por conseguinte de criar uma ligação covaente coordenada com uma Base de Lewis. Portanto, um eletrófilo ou receptor de elétrons é um ácido de Lewis. Entretanto, o termo ácido, por si, é ambíguo; deve sempre deixar claro tratar-se de um ácido de Lewis ou de um ácido de Bronsted-Lowry.
A reatividade dos ácidos de Lewis pode ser explicada pelo conceito HSAB (Hard-Soft Acid-Base). Não existe uma universalmente válida descrição de força de um ácido de Lewis, porque a força de ácidos de Lewis depende da específica base de Lewis. Um modelo tem previosto forças de ácidos de Lewis baseados em um modelo computacional de afinidade no estado gasoso para fluoreto, e fora de uma seleção de ácidos de Lewis isoláveis comuns encontrados que SbF5 tem a mais forte afinidade por flúor. Fluoreto é uma base de Lewis "dura"; cloreto e "mais macias" bases de Lewis são muito difíceis de estudar por causa das limitações dos modelos computacionais, e a acidez de Lewis em solução sofre da mesma restrição.
Um ácido de Lewis normalmente tem uma baixa energia LUMO, a qual interaje com o HOMO da base de Lewis. Diferentemente de um ácido de Bronsted-Lowry, o qual sempre transfere um íon Hodrogênio (H+), um ácido de Lewis pode ser qualquer eletrófilo (incluindo H+).
Por exemplo, compostos como o cloreto de alumínio(AlCl3) ou o trifluoreto de boro (BF3) possuem uma lacuna eletrõnica e serão por conseguinte ácidos de Lewis. Da mesma forma, os organomagnesianos (reagentes de Grignard) R-Mg-X (muito utilizados em química orgânica) são também ácidos de Lewis.
Outros exemplos de ácidos de Lewis incluem cloreto de ferro, pentacloreto de nióbio e triflatos de lantanídios tais como o triflato de itérbio.
Ácidos de Lewis podem ser corrosivos. Cloreto de zinco, o qual é corrosivo, particularmente sobre a celulose (papel e algodão), é um notável exemplo de acidez de Lewis que causa um efeito corrosivo. Como a água é uma base de Lewis, ácidos de Lewis comuns rapidamente reagem com a água para formar hidratos, os quais são ácidos de Brønsted. Então, soluções de muitos ácidos de Lewis são também ácidos de Brønsted. Hidratos tem forte ligação química entre o ácido de Lewis e a água, e não é normalmente possível "secá-los", i.e. o hidrato forma um distinto composto químico. Por exemplo, tentando-se secar um cloreto metálico obtem-se vapores de cloreto de hidrogênio e um oxicloreto metálico.
Podemos exemplificar de maneira prática assim:
NH3 + HOH -> [H3n:H]+ + OH-
Base ácido NH4+
O NH3 é uma base porque recebeu um próton H+ da água.
A água é um ácido porque cedeu um próton ao NH3-
INDICADORES
Existem alguns ácidos fracos que possuem uma certa cor quando estão em sua forma molecular e uma cor diferente quando estão na forma ionizada. Isso pode ser muito útil, pois dependendo da cor da solução podemos saber se o ácido está ionizado ou não.
Mais do que isso, podemos saber a concentração do íon Hidrogênio na solução. Por isso dizemos que esses ácidos fracos são indicadores da concentração do íon Hidrogênio. Podemos chamar essas substâncias de Indicadores.
Ao aplicar o princípio de Le Chatelier, sabemos que aumentando a concentração do íon Hidrogênio o indicador (ácido fraco) assume a forma molecular (não-ionizada).
Por outro lado, se a concentração do íon Hidrogênio diminuir o indicador assume a forma ionizada. Assim como os ácidos se ionizam de acordo com sua constante de equilíbrio, os indicadores também possuem a constante de equilíbrio:
Através dessa equação podemos calcular a concentração mínima de íons Hidrogênio para surgir a cor "A" na solução. A partir disso podemos também calcular o pH dessa situação. Geralmente as substâncias indicadores são utilizadas para identificar substâncias ácidas ou básicas. A cor do indicador varia de acordo com o pH da solução.
Esta tabela é na base da própria fita medidora de pH.
Esta escala é baseada na coloração da mistura.SOLUÇÕES TAMPÃO
Uma solução tampão, solução tamponada ou simplesmente tampão é aquela solução capaz de manter aproximadamente constante o valor do seu pH quando é adicionado à ela um ácido ou base. Podemos dizer que a concentração do íon Hidrogênio não sofre grandes alterações devido à adição de substâncias ácidas ou básicas.
A solução tampão pode ser constituída de um ácido fraco e seu respectivo sal ou uma base fraca e seu respectivo sal.
A importância das soluções tampão não estão apenas associadas ao uso nos laboratórios de pesquisa. A natureza também utiliza soluções tampão em diversos lugares. Um exemplo de solução tampão é o plasma sanguíneo dos seres humanos.
A nossa corrente sanguínea deve ter um pH apropriado para a respiração acontecer. Se o sangue não fosse uma solução tamponada, ninguém sobreviveria após ingerir molho de tomate, suco de maracujá ou mesmo refrigerante. Esses alimentos são ácidos e alteram o pH do sangue. Se não existisse solução tampão a respiração não continuaria acontecendo e o corpo humano poderia ser levado à morte.
O pH sanguíneo deve ser 7,4 para a respiração ocorrer. Qualquer alteração no valor desse pH é rapidamente compensado pelo tampão presente na circulação sanguínea para que a respiração continue acontecendo.
No caso do tampão presente na circulação sanguínea, o ácido fraco envolvido e o sal são o ácido carbônico e o bicarbonato. No caso de excesso do íon H+ o seguinte equilíbrio é deslocado para a esquerda :
H2CO3 = H+ + HCO3-
No caso de excesso do íon OH-, o seguinte equilíbrio é deslocado para a direita :
OH- + H2CO3 = H2O + HCO3-
Dessa forma, a concentração do íon Hidrogênio é mantida constante (pH = 7,4) e com isso é possível ocorrer a respiração.
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