Estudo das Funções Ácido e Base

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AULA PRÁTICA 03[pic 3]

Estudo das Funções: Ácido e Base

1. Introdução

O nome “ácido” provém do latim “acidus”, que se refere a substâncias de gosto azedo. Existem diversos exemplos de ácidos no dia a dia, sendo o mais comum o ácido acético, presente em baixas concentrações no vinagre. Já as bases, também chamadas de álcalis, tem a origem do seu nome na língua árabe, na qual a palavra “al-qali” se refere às cinzas de uma planta chamada barrilheira, cuja composição é rica em carbonato de sódio, um sal alcalino, isto é, que ao ser dissolvido em água, alcaliniza o meio. Curiosamente, nos dias atuais, “barrilha” é o nome comercial do próprio carbonato de sódio. Além disso, as bases, quando presentes nos alimentos, fornecem um sabor adstringente.

Existem várias teorias que definem ácidos e bases. Na química geral, nos limitaremos a apenas a duas delas: as teorias de Arrhenius e de Brønsted-Lowry. A teoria de Arrhenius, nome dado em homenagem ao químico Svante Arrhenius que a propôs por volta de 1884, considera que ácidos são todas as substâncias que, em meio aquoso, sofrem ionização, liberando íons hidrogênio (H+), os quais por sua vez interagem com a água formando o íon hidrônio (H3O+). A ionização de um ácido genérico (HA) é mostrada na Equação 1, na qual observa-se a separação do íon hidrogênio (H+) e do seu respectivo ânion (A-); a participação da água nesta reação é demonstrada na Equação 2, na qual destaca-se além da ionização, a formação do íon hidrônio:

HnAm → nH+(aq.) + mA-        Equação 1 HnAm + nH2O(l) → nH3O+(aq.) + mA-        Equação 2[pic 4][pic 5]

Os ácidos podem ser classificados de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis presentes em sua estrutura. Assim, um ácido com apenas um hidrogênio ionizável (HA) é dito monoprótico (o íon hidrogênio é um próton e muitas vezes esses dois nomes são utilizados como sinônimos); um ácido com dois hidrogênios ionizáveis (H2A) é dito diprótico; acima disso, são ditos polipróticos.

As bases, na teoria de Arrhenius, são compostos que em solução aquosa sofrem dissociação iônica, liberando íons hidroxila (OH-), como mostra a Equação 3 para uma base genérica de cátion Y+:

Yn(OH)m → nY+(aq.) + nOH-        Equação 3[pic 6]

A teoria de Arrhenius é limitada para sistemas aquosos, embora também funcione para alguns casos específicos, como em algumas substâncias em amônia líquida, por exemplo, nos quais o sistema segue o mesmo padrão. Além disso, na teoria de Arrhenius, ácidos e bases neutralizam-se mutualmente, de mateira que o íon hidrogênio reage com a hidroxila formando água e restando em solução o cátion

proveniente da base e o ânion proveniente do ácido, formando um sal que pode ser solúvel ou não.

A teoria de Brønsted-Lowry, por sua vez, foi apresentada por dois químicos independentes em 1923, sendo esta uma das maiores coincidências da história da química. Nesta teoria, consideram-se ácidos as substâncias capazes de doar prótons e bases as substâncias que recebem prótons. Nesse raciocínio, um ácido doa um próton e gera como produto uma base conjugada, da mesma maneira que uma base recebe um próton e gera um ácido conjugado. Assim, na teoria de Brønsted-Lowry as reações ácido-base sempre têm como produto pares de ácido/base conjugada e base/ácido conjugado, uma visão diferente da teoria de Arrhenius. Além do mais, nesta teoria as substâncias podem variar como ácido ou base dependendo da reação. Por exemplo, a Equação 4 mostra a água atuando como um ácido ao passo que a Equação 5 mostra a água agindo como base. Isso demonstra que a teoria de Brønsted-Lowry é muito mais generalista do que a teoria de Arrhenius.[pic 7]

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NH3(aq.)        +        H2O(l) →        OH- +        NH +        Equação 4

Base        Ácido

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Base conjugada

do ácido

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Ácido conjugado

da base

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HCl(g)        +        H2O(l) →        H3O+  +        Cl-        Equação 5

Ácido        Base

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Ácido conjugado

da base

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Base conjugada do

ácido

Os ácidos e bases fortes são os que ionizam/dissociam-se completamente, enquanto aqueles que ionizam-se/dissociam-se parcialmente são ditos fracos ou moderados. Para uma análise quantitativa da força de uma ácido ou de uma base, utiliza-se a constante de equilíbrio de ionização (ka ou ki, para ácidos) de dissociação (kb ou kd, para bases). Considerando-se a ionização do ácido genérico mostrado na Equação 1, pode-se escrever a Equação 6:

𝑘𝑎

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=  [𝐻+]𝑛.[𝐴−]𝑚

𝐻𝐴[pic 11]

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Equação 6

Analisando a Equação 6, conclui-se que quanto maior a concentração de hidrogênios ionizados o ka do ácido aumenta e maior é sua força, enquanto que se a concentração do ácido na forma protonada for maior, ka diminui, mostrando que o ácido tem menor força. O mesmo raciocínio pode ser estendido para as bases, considerando- se agora kb.

Em uma solução aquosa, é possível medir-se a acidez ou a basicidade em função da concentração molar de íons hidrônio ou hidroxila. Para isso, é utilizado o conceito de potencial hidrogeniônico (pH). Na química, toda função de potencial é sinônimo do negativo do logaritmo decimal de uma propriedade. Dessa maneira, o pH representa o logaritmo decimal da concentração molar (ou seja, concentração sempre em mol L-1) de íons hidrônio. Existe também a escala de potencial hidroxiliônico (pOH), que consiste, analogamente, no negativo do logaritmo decimal da concentração molar de íons hidroxila. Nessa escala de pH, que é mais comumente utilizada, os limites são 0 a 14, uma solução neutra tem pH = 7, soluções ácidas, pH < 7 e solução alcalinas, pH > 7. Entretanto, essa escala só é válida para soluções diluídas (até 1 mol L-1) a 25°C.