par conjugadopar conjugado

ACIDEZ E BASICIDADE

1. PRINCIPAIS CONCEITOSQuando estudamos ácidos e bases, há três principais teorias que definem essas classes de

substâncias:1.1. Arrhenius

Para Arrhenius, ácido é todo composto que, em presença de água, sofre ionização e libera íon H+ (também representado por H3O+, chamado de hidrônio). Veja o exemplo:

HCℓ(g) + H2O(ℓ) H3O+(aq) + Cℓ(aq)

ácido clorídrico

água íon hidrôni

o

íon cloreto

Em contato com a água, o ácido sofre ionização, que significa formação de íons. Isso ocorre porque o átomo de cloro apresenta alta eletronegatividade, atraindo o elétron do hidrogênio para perto de si. Quando em contato com a água, o hidrogênio carregado positivamente é atraído pelo oxigênio, criando uma ligação covalente dativa entre esses dois átomos.

Em contrapartida, Arrhenius considera que base é todo composto que, em solução aquosa, dissocia, liberando íons hidroxila (OH). Veja:

NaOH(s) + H2O(ℓ) Na+(aq) + OH(aq)hidróxido de

sódioágua íon sódio íon

hidroxilaA grande maioria das bases inorgânicas é formada por metais, logo, ocorre ligação iônica.

Por isso, em contato com a água ocorre dissociação, que é o fenômeno de separação de íons já existentes.

1.2. Brönsted-LowryBronsted-Lowry define ácido como toda substância capaz de doar prótons (H+) e base

como a substância que recebe próton. Numa reação química, sempre há um par ácido-base conjugado, pois sempre há uma espécie química doadora e outra receptora de prótons. Veja o exemplo:

A definição de Brönsted-Lowry é mais ampla que a de Arrhenius, pois impõe como condição de acidez ou basicidade a perda ou o ganho de um próton, fato que pode ocorrer em qualquer meio. Para Arrhenius, o único meio para se analisar o caráter ácido-base é o aquoso.

1.3. LewisA definição de Lewis é a mais ampla das três e envolve a doação/recepção de um par de

elétrons. Para ele, ácido é toda entidade capaz de receber um par de elétrons, enquanto que a base é a espécie doadora.

Embora esse conceito seja mais amplo, não exclui a definição de Bronsted-Lowry. Ao contrário, toda base de Brönsted-Lowry também é base de Lewis e o mesmo vale para os ácidos. Isso porque o próton (H+), ao receber um par de elétrons fica estável. Veja, no mesmo exemplo anterior, que a amônia doa elétrons ao hidrogênio da água, logo é uma base. A água, como recebeu o par de elétrons, é um ácido.

NH H H H H

O NH H H

H+

+ + HO

2. CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS INORGÂNICOS2.1. Quanto à presença de oxigênio Hidrácidos São aqueles ácidos que não possuem oxigênio em sua composição.

Exemplos: HCℓ (ácido clorídrico), H2S (ácido sulfídrico), HF (ácido fluorídrico). Oxiácidos São ácidos que possuem oxigênio em sua estrutura.

Exemplos: H2SO4 (ácido sulfúrico), HNO2 (ácido nitroso), HCℓO4 (ácido perclórico).

2.2. Quanto ao grau de ionizaçãoO grau de ionização () mede a força de um ácido, através da porcentagem de

hidrogênios ionizados em relação à quantidade inicial de moléculas dissolvidas.

α=número de moléculas ionizadasnúmero inicial de moléculas

×100

Baseado no grau de ionização, classificamos os ácidos em: Fortes > 50%

Exemplos: HCℓ ( = 92,5%); H2SO4 ( = 61%) Moderados ou semifortes 5 50%

Exemplos: H2SO3 ( = 30%); HF ( = 8,5%) Fracos < 5%

Exemplos: H2S ( = 0,076%); H3BO3 ( = 0,075%)Para os oxiácidos, há uma regra prática para classificá-los quanto à força. Basta subtrair

o número de oxigênios do número de hidrogênios da molécula.Força nº de O – nº de

HExemplo

FRACO 0 H3BO3 3 – 3 = 0

MODERADO 1 H2SO3 3 – 2 = 1

FORTE 2 HNO3 3 – 1 = 2MUITO FORTE 3 HCℓO4 4 – 1 = 3

A única exceção a essa regra é o ácido carbônico (H2CO3) que, embora pela regra seja moderado, tem < 5%, logo, é fraco.

2.3. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:Hidrogênio ionizável é aquele que pode reagir com a água liberando íon hidrônio. Para os

hidrácidos, todos os hidrogênios que formam a molécula são ionizáveis. Já para os oxiácidos, apenas os hidrogênios ligados ao oxigênio são ionizáveis. Monoácido Possui apenas um hidrogênio ionizável. Exemplos: HF, HNO3, HCℓO. Diácido Possui dois hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H2SO4, H2CO3, H3PO3, H2S. Triácido Possui três hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H3PO4, H3BO3. Tetrácido Possui quatro hidrogênios ionizáveis. Exemplo: H4P2O7.

3. CLASSIFICAÇÃO DAS BASES INORGÂNICAS3.1. Quanto ao número de hidroxilas: Monobase Libera apenas um íon hidroxila. Exemplos: NaOH, LiOH, KOH, NH4OH, AgOH Dibase Libera dois íons hidroxila. Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2, Fe(OH)2, Hg(OH)2.

Tribase Libera três íons hidroxila. Exemplos: Aℓ(OH)3, Fe(OH)3. Tetrabase Libera quatro íons hidroxila. Exemplos: Pb(OH)4, Sn(OH)4.

3.2. Quanto à solubilidade em águaA solubilidade em água varia de acordo com o cátion presente na base:

Muito solúveis Bases formadas de metais alcalinos (família IA) e hidróxido de amônio. Exemplos: NaOH, LiOH, KOH, NH4OH.

Pouco solúveis Bases formadas de metais alcalino-terrosos (família IIA), excetuando-se o Mg e Be. Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Insolúveis Bases formadas com Mg, Be e demais cátions. Exemplos: Mg(OH)2, Be(OH)2, Aℓ(OH)3.

3.3. Quanto ao grau de dissociaçãoO conceito de grau de dissociação é o mesmo do grau de ionização. Serve, portanto, para

medir a força das bases. Bases fortes > 50% São bases muito solúveis (exceção do NH4OH). Exemplos:

NaOH, KOH. Bases fracas < 5% São bases insolúveis. Exemplos: NH4OH, Mg(OH)2, Fe(OH)3.

4. NOMENCLATURA DE ÁCIDOS4.1. Hidrácidos

Todos os hidrácidos seguem a seguinte regra:Ácido (nome do elemento) + ídrico.

Exemplos: HF ácido fluorídrico; H2S ácido sulfídrico; HCℓ ácido clorídrico.Para os oxiácidos, existem ácidos padrões para cada família, a partir dos quais nomeamos

ácidos variantes.

(Fonte: TITO CANTO. Química na abordagem do cotidiano. Volume único. São Paulo: Moderna, 2007)5. NOMENCLATURA DE BASES5.1. Cátions com Nox fixoPara as bases com cátions que possuem apenas uma valência, a regra é:

Hidróxido de (nome do elemento).Exemplos: NaOH (hidróxido de sódio); AgOH (hidróxido de prata).A tabela abaixo lista os principais cátions com Nox fixo:

Elemento Nox

Família IA +1Família IIA +2

Ag +1Zn +2Alumínio +3

5.2. Cátions com Nox variável:Quando o cátion apresenta Nox variável, a regra é:

Hidróxido + de + (nome do elemento) + Nox (em algarismo romano)Ou ainda, há uma segunda opção:

Hidróxido + (nome do elemento) + sufixo oso (para menor Nox)Hidróxido + (nome do elemento) + sufixo ico (para maior Nox)

Exemplo: Hg(OH)2 Hidróxido de Mercúrio II ou Hidróxido mercúricoA tabela a seguir mostra os principais elementos com Nox variável:

Elemento NoxHg +1 ou +2Fe +2 ou +3Au +1 ou +3Cu +1 ou +2Ni +2 ou +3Pb +2 ou +4Sn +2 ou +4

6. pH e pOHA água pura sofre ionização de acordo com a equação:

H2O H+ + OH

Como todas as demais reações, essa também é reversível e atinge o equilíbrio químico. Assim, podemos escrever a constante de equilíbrio em função da concentração:

K c=[H+ ]⋅[OH− ]

[H2O ]A ionização da água, entretanto, é muito pequena (1 em cada 555.000.000 moléculas

ioniza). Podemos concluir, então, que a concentração de água não ionizada é praticamente constante, Logo:

K c⋅[H2O ]=[H+ ]⋅[OH− ]A essa constante K [H2O] chamamos de produto iônico da água (Kw), que vale 1014.

KW=[H+ ]⋅[OH− ]Observe na reação de ionização da água que as proporções estequiométricas são de 1

mol de H+ e 1 mol de OH, permitindo-nos concluir que:[H+ ]=[OH− ]=10−7

Imagine agora uma solução aquosa de ácido clorídrico, um ácido forte ( = 92,5%). Nessa solução, há aumento da concentração de íons H+ e conseqüente diminuição de OH, mantendo a constante Kw = 1014. Nas soluções básicas, ocorre o contrário.

Considerando que as concentrações acima são extremamente baixas, utilizamos uma escala logarítmica para facilitar a leitura. Criou-se assim o cálculo de pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico).

pH=−log [H+ ]pOH=−log [OH− ]

A escala abaixo mostra os valores e pH e as respectivas características da solução.

7. INDICADORES ÁCIDO-BASESubstâncias indicadoras ácido-base são aquelas que mudam de cor quando em meio

ácido ou básico (alcalino). Podem ser artificiais, como a fenolftaleína ou naturais, como o repolho roxo. A tabela a sehuir mostra os principais indicadores e as cores que adquirem em cada meio:

Tornassol Fenolftaleína Alaranjado de metila

Azul de bromotimol

Ácido rosa incolor vermelho amareloBase azul vermelho amarelo azul