TEORIA ÁCIDO-BASE

TEORIA ÁCIDO-BASE

teoria de Brönsted-Lowry

Os conceitos clássicos de ácido e base foram dados por Arrhenius, em 1884. Segundo ele, ácidos são substâncias capazes de liberar íons H+ quando em solução aquosa, e bases são substâncias capazes de liberar íons OH-, também em solução aquosa. Quando foram observadas determinadas reações em soluções não aquosas, os químicos sentiram uma necessidade de ampliar os conceitos clássicos. Surgiram então novos conceitos, baseados nas estruturas moleculares e eletrônicas das substâncias. Observando que todos os ácidos de Arrhenius continham hidrogênios ionizáveis, J. N. Brönsted e T. M. Lowry propuseram, independentemente que: · Ácido - é toda espécie química capaz de ceder prótons. · Base - é toda espécie química capaz de receber prótons. Veja os seguintes exemplos: HCl + H2O H3O+ + Cl- NH3 + H2O NH4+ + OH- Observando os exemplos acima concluímos que não se pode afirmar que uma substância é ácido ou base. Ela será um ácido se conseguir transferir prótons, e será base se conseguir receber prótons. De acordo com esse conceito, a água (e muitas outras substâncias) poderá ser ácido ou base, dependendo do outro reagente. Lembremos ainda que não é necessária a presença de água para que uma substância seja ácido ou base. Ácidos e bases conjugados Seja um ácido HA que se dissocia: HA H+ + A-. Essa reação libera o próton H+ e o ânion A-. Vamos supor que ocorra simultaneamente a reação inversa: H+ + A- HA. Nesta reação inversa, o ânion A- se associa com o próton. Logo, A- é uma base. Dizemos então que A- é a base conjugada do ácido HA. Na prática, todas as dissociações são reversíveis; logo todo ácido possui sua base conjugada. Da mesma forma, toda base possui seu ácido conjugado. Veja: NH3 + H+ NH4+. O íon NH4+ é o ácido conjugado da base NH3. Veja o caso particular de certas reações, como a que ocorre na amônia líquida - o NH3 pode ser tanto ácido como base: NH3 + NH3 NH4+ + NH2- Força de ácidos e bases Um ácido pode ter maior ou menor facilidade em ceder prótons. Quanto mais facilmente liberar prótons, dizemos que mais forte é o ácido. Seja a dissociação do ácido clorídrico: HCl H+ + Cl-. O tamanho das setas indica o grau de deslocamento da reação. Vemos que a reação inversa tem baixa intensidade. É claro que se um ácido libera prótons facilmente (ácido forte), a reação inversa será mais difícil. O HCl em solução aquosa tem grande facilidade em liberar H+ e Cl-. A reação inversa, que envolve a associação desses dois íons, será difícil. Isto quer dizer que o HCl é um ácido forte e terá uma base conjugada bastante fraca (Cl-). Portanto: " Se um ácido é forte, sua base conjugada será fraca e vice-versa ". Existem dois fatores importantes que influenciam a força dos ácidos: · Hidrogênio polarizado - Uma substância é realmente considerada um ácido quando apresentar pelo menos um hidrogênio apreciavelmente polarizado. Quanto mais polarizado ele for, mais atraído será pela base receptora de prótons. · Tamanho do átomo ligado ao hidrogênio - Quanto maior o átomo maior será a distância de ligação e menor será a atração do hidrogênio polarizado. Teremos então um ácido mais forte, pois o próton poderá sair mais facilmente. Nos compostos orgânicos, é muito importante o tipo de radical ligado ao carbono que possui o hidrogênio ionizável (proveniente de um grupo OH). Veja a teoria ácido-base dos compostos orgânicos. A teoria de Lewis Mantendo a teoria ácido-base de Bronsted-Lowry, G. N. Lewis apresentou uma nova ampliação dos conceitos, baseando-se em estruturas eletrônicas: · Base é toda espécie química que possui um par de elétrons periféricos capazes de efetuar uma ligação coordenada. · Ácido é toda espécie química que possui um orbital periférico vazio, capaz de comportar um par de elétrons proveniente de outra espécie química. Veja, por exemplo, o alumínio. No estado fundamental, a configuração eletrônica da sua última camada é 3s2 3p1. Quando combinado com outros elementos, sua configuração é um conjunto de orbitais híbridos - sp3 - capaz de efetuar três ligações covalentes. No entanto, observando o esquema abaixo, vemos que mesmo efetuando essas três ligações, o alumínio ainda apresenta um orbital vazio, capaz de aceitar um par de elétrons. Isso caracteriza o alumínio como um ácido de Lewis. Assim, na reação HCl + NH3 NH4+ + Cl- O HCl é: a) Ácido de Bronsted-Lowry, porque cede H+ b) Ácido de Lewis, porque efetua ligação coordenada O NH3 é: a) Base de Bronsted-Lowry, porque recebe H+ b) Base de Lewis, porque forma ligação coordenada com H+