Classificação e propriedades dos ácidos

Ácido

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v • e

Ácido, no âmbito da química, pode se referir a um composto capaz de transferir Íons (H+) numa reacção química (vide Ácido de Brønsted), podendo assim diminuir o pH duma solução aquosa, ou a um composto capaz de formar ligações covalentes (vide Ácido de Lewis) com um par de eléctrons.1 As bases são os análogos opostos aos ácidos.

Antigamente entendia-se por ácidas as substâncias que simplesmente possuíam sabor azedo (vide outras definições).

Índice

1 Conceito de Arrhenius

2 Conceito de Brønsted e Lowry

3 Conceito de Lewis

4 Dissociação e equilíbrio

5 Força dos ácidos (segundo Arrhenius)

5.1 Aspectos liberais genéricos da força dos ácidos

6 Autoionização

7 Ácidos resistentes e não resistentes

8 Classificação dos ácidos

8.1 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

8.2 Quanto ao número de grupos funcionais (H+)

8.3 Quanto à presença de oxigênio

8.4 Quanto à volatilidade

8.5 Quanto à força (pKa)

8.6 Quanto ao grau de hidratação

9 Outras definições

10 Referências

11 Ver também

12 Ligações externas

Conceito de Arrhenius

Segundo o químico sueco Arrhenius (1887), um ácido é toda substância molecular que, em solução aquosa, sofre ionização e produz como único cátion, o íon H+.2 Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:

\ HCl(g) \rightarrow\ H^+(aq) + Cl^-(aq)

Conceito de Brønsted e Lowry

Ver artigo principal: Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry

Anos mais tarde, em 1923, o físico-químico dinamarquês Brønsted e o também físico-químico inglês Lowry propuseram independentemente a ideia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).3

Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.

Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, H3O+ (oxônio (ou Hidrônio), H3PO4 – se doarem o H+ durante a reação.

Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.

Conceito de Lewis

Ver artigo principal: Ácido de Lewis

No mesmo ano (1923) em que a teoria de Brønsted-Lowry foi formulada, o químico estadunidense Lewis ampliou em 1923 ainda mais a definição dos ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis.4 Visto que o próton, segundo esta definição, é um ácido de Lewis (tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.

Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de elétrons.

Dissociação e equilíbrio

As reações de ácidos são generalizadas frequentemente na forma HA está em equilíbrio com H+ + A-, onde HA representa o ácido, e A- é a base conjugada. Os pares ácido-base conjugados diferem em um protón, e podem ser convertidos pela adição ou eliminação de um protón (protonação e deprotonação, respectivamente). Observe que o ácido pode ser a espécie carregada, e a base conjugada pode ser neutra, em cujo caso o esquema de reação generalizada poderia ser descrito como HA+ está em equilíbrio com H+ + A. Em solução existe um equilíbrio entre o ácido e sua base conjugada. A constante de equilíbrio K é uma expressão das concentrações do equilíbrio das moléculas ou íons