Quimica Aciodos

Ácido

Teorias

Três teorias se destacaram para a definição destes compostos.

Em 1887, o químico sueco Svante Arrhenius propôs o conceito de dissociação. De acordo com ele, um ácido é uma substância que, dissociado em água, libera íons de hidrogênio (por outro lado, apenas explorando a proposição de Arrhenius, uma base seria uma substância capaz de liberar íons hidroxila quando em solução). Por exemplo:

Íons hidrogênio reagem com a água para formar íons hidrônio:

Embora esta seja a representação mais correta da presença de íons hidrogênio em água, para simplificar, usaremos o termo H+ neste texto.

Em 1923, Bronsted, na Dinamarca, e Lowry, na Inglaterra, agindo independentemente, sugeriram uma definição bastante interessante. Na definição de Bronsted-Lowry, ácido é uma espécie que tende a dar um próton, enquanto uma base seria uma espécie capaz de receber o próton. Esta definição permite entender, por exemplo, a atuação da água na reação abaixo:

No mesmo ano em que Bronsted e Lowry apresentavam seus trabalhos, o químico norte-americano G. N. Lewis fez sua proposição. De acordo com Lewis, ácido é uma espécie com um orbital vazio capaz de receber um par de elétrons, enquanto uma base seria uma espécie capaz de doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada. Assim, o ácido seria um receptor de par de elétrons.

Propriedades

Tais definições nos ajudarão a entender uma série de propriedades dos ácidos. Note que na dissociação apresentada no Esquema 1 são fornecidos íons à solução. Sempre que uma espécie química apresenta tal comportamento, definimos tais solutos como eletrólitos. Vale lembrar que uma solução de um eletrólito conduzirá melhor a eletricidade que o solvente puro.

É importante realizarmos tal comentário, deixando claro que somente quando os íons provenientes do ácido estiverem presentes é que temos uma solução condutora. O exemplo citado acima deixa claro que apesar de o HCl ser um composto molecular, trata-se de um eletrólito. (Sugestão: ler o texto Soluções aquosas - Estudo qualitativo e quantitativo das concentrações.)

Para o caso dos ácidos, poderíamos afirmar que quando o ácido está presente somente como íons em solução (completamente dissociado, por exemplo, HCl), tem-se um eletrólito forte. Quando a solução é constituída por íons e moléculas não-dissociadas (por exemplo, HF) trata-se de um eletrólito fraco. Vale ressaltar que esta nossa aproximação foi construída considerando-se soluções não muito concentradas.

A seguir, enumeramos alguns ácidos comuns.

Ácidos comuns

Ácido forte (eletrólito forte) Ácido fraco (eletrólito fraco)

HCl - Ácido clorídrico H3PO4 - Ácido fosfórico

HBr - Ácido bromídrico H2CO3 - Ácido carbônico

HI - Ácido iodídrico CH3CO2H - Ácido acético

HNO3 - Ácido nítrico H2C2O4 - Ácido oxálico

HClO4 - Ácido perclórico C4H6O6 - Ácido tartárico

H2SO4 - Ácido sulfúrico C6H8O7 - Ácido cítrico

C9H8O4 - Aspirina

Classificações

Dos exemplos citados na tabela, destacaremos alguns para introduzir algumas classificações.

É fácil perceber que o átomo de hidrogênio é comum a todas as espécies citadas acima. Contudo, a presença do átomo de oxigênio não é geral. Ácidos que apresentam o átomo de oxigênio na fórmula são classificados como ácidos oxigenados, enquanto que aqueles que não apresentam o oxigênio são chamados de ácidos não-oxigenados ou hidrácidos.

Talvez a propriedade mais conhecida dos ácidos esteja associada à sua reação com hidróxidos metálicos, formando sal e água. Alguns exemplos são apresentados a seguir:

Tais reações são conhecidas como reações de neutralização.

Além destes exemplos, é possível estender tais reações para o campo da química orgânica, analisando a reação entre ácidos e alguns corantes orgânicos.

Alguns corantes podem sofrer protonação (receptor de H+) ou desprotonação (doador de H+) de grupos funcionais específicos, geralmente sem que ocorra (mas não necessariamente) a destruição da molécula. Trata-se de um princípio químico, que permite acompanhar a mudança de cor do corante, dependendo das características ácidas ou básicas do meio.

Esses compostos são conhecidos como indicadores, bastante utilizados em procedimentos analíticos de titulação. Por exemplo, a fenolftaleína é um composto que apresenta características distintas quando na presença de soluções de ácidos ou bases. Quando em meio básico, esse composto apresenta-se na coloração rosa, enquanto que em meio ácido torna-se incolor.

Talvez a compreensão fique mais clara se analisarmos o comportamento dos indicadores por meio da escala de pH. Neste texto, a escala será apenas apresentada, sem discussões sobre sua construção e potencialidades de análise:

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Ácidos Neutro Básico( Escala simplificada de PH)

Um dos indicadores mais comuns para os ácidos é o tornassol. O tornassol azul muda para vermelho em presença de um ácido. Outros indicadores podem ser citados, mas vale ressaltar que suas características serão dependentes do pH de viragem, ou seja, a simples mudança de cor não será suficiente para classificar a espécie como ácida.

Alguns indicadores ácido-base

Indicador Transição de cor pH de viragem

Violeta de metila Amarelo - azul 0 - 1,6

Azul de bromofenol Amarelo - azul 3,0 - 4,6

Alaranjado de metila Vermelho - amarelo 3,1 - 4,4

Azul de bromotimol Amarelo - azul 6,0 - 7,6

Timolftaleína Incolor