Voltar a: 11ºAno – Química

 

---

• Aula nº1

         ⇒ Marcos históricos importantes na interpretação de fenómenos ácido-base;

         ⇒ Ácidos e bases segundo Brönsted e Lowry;

         ⇒ Pares conjugados ácido-base e espécies anfotéricas;

---

 

⇒ Ácidos e Bases

 

Ácido deriva do latim acidus, que significa “azedo”, e refere-se ao forte odor e ao acentuado sabor azedo de muitos ácidos.

• O vinagre tem um gosto azedo porque é uma solução diluída de ácido acético em água.

• O ácido cítrico no limão e noutros frutos é responsável pela sua acidez.

• O leite azeda quando se estraga porque se forma o ácido lático.

As bases ou alcalis, cujo termo deriva do árabe al-kali, que significa “cinzas vegetais”, têm também diversas utilizações, quer domésticas quer na indústria química.

• O hidróxido de sódio é uma base muito utilizada na produção de sabão.

• O hidróxido de cálcio é um dos constituintes da argamassa.

• O amoníaco é frequente nos produtos de limpeza.

⇒ Evolução histórica

 

♣ Séc XVII – O químico alemão-holandês Johann Rudolph Glauber (1604-1670) constatou que os ácidos diferiam entre si pela força com que o caráter ácido era manifestado e que os sais eram constituídos por duas partes, uma proveniente de um ácido e a outra de um metal ou de um óxido metálico (alcali).

 

♣ Séc XVII – Influenciados por essas conclusões, o farmacêutico alemão Otton Tachenius(1610-1680) e o médico alemão Francois Sylvius (1614-1672) propuseram que as interações químicas nos organismos vivos eram descritas por reações de ácido-base.

 

♣ Séc XVII – O químico irlandês Robert Boyle (1627-1691) mostrou que algumas substâncias exibem um comportamento neutro, não podendo ser classificadas como ácidos nem como bases. Enunciou, pela primeira vez, as características de identificação de um ácido e de uma base.

 

♣ Séc XVIII – Antoine Lavoisier (1743-1794), no seu esforço de caracterização e sistematização das substâncias, sugeriu, em 1787, que o oxigénio era o “elemento acidificante” das substâncias ácidas, o elemento comum a todos os ácidos.

 

♣ Séc XIX – Em contradição com a teoria de Lavoisier, o químico francês Claude Louis Berthollet (1748-1822) mostrou que o ácido cianídrico (HCN) não continha oxigénio. Porém, o fraco poder deste ácido levou a que não fosse considerado um ácido verdadeiro.

 

♣ Séc XIX – O químico inglês Humphry Davy (1778-1829) provou que Lavoisier estava errado ao mostrar que o ácido muriático (ácido clorídrico, HCℓ), um ácido muito forte, não continha oxigénio, concluindo que “o gerador de ácidos” não poderia ser o oxigénio.

 

♣ Séc XIX – Davy e, de forma independente, o químico francês Pierre Louis Dulong (1785-1838) propuseram, ainda que de forma vaga, que o papel de “gerador de ácidos” deveria ser atribuído ao hidrogénio, mas como nem todos os hidrogénios são ácidos, como acontece no metano (CH₄), a proposta não foi aceite.

 

♣ Séc XIX – Em 1838, o químico alemão Justus von Liebig (1803-1873) recuperou essa proposta, tendo assumido que uma substância ácida possuía um ou mais hidrogénios ácidos, que se distinguiam dos restantes hidrogénios por serem facilmente substituídos por metais na produção de sais. Esta definição permaneceu por quase 50 anos.

 

♣ Séc XIX – Depois de analisar um conjunto alargado de soluções aquosas de ácidos e de bases, o químico sueco Svante August Arrhenius concluiu, em 1887, que os ácidos apresentavam um ião comum, H⁺, enquanto as bases apresentavam um anião comum, OH^–.

 

⇒ Ácido de Arrhenius é a substância que origina iões hidrogénio, H⁺, quando é dissolvida em água.

• Ácido é toda a substância que tem na sua constituição átomo(s) de hidrogénio e que em solução aquosa origina iões H⁺.

HCℓ (g) →  H⁺ (aq) + Cℓ^– (aq)

H₂SO₄ (g) →  2 H⁺ (aq) + SO₄^2- (aq)

 

⇒ Base de Arrenhius é a substância que origina iões hidróxido, OH^–, quando é dissolvida em água.

• Base é toda a substância que tem na sua constituição OH^– e que em solução aquosa origina iões OH^–.

NaOH (aq) →  Na⁺ (aq) + OH^– (aq)

Ca(OH)₂ (aq) →  Ca²⁺ (aq) + 2 OH^– (aq)

 

Segundo Arrhenius, se numa solução aquosa:

•  [H⁺] > [OH⁻], a solução é ácida;
• [H⁺] = [OH⁻], a solução é neutra;

• [H⁺] < [OH⁻], a solução é básica.

 

• O principal problema da definição de Arrhenius era ser demasiado restritiva.

• Esta teoria não permitia explicar a acidez e a basicidade de soluções aquosas de alguns sais e dificilmente permitia interpretar a basicidade do amoníaco, NH₃, uma substância molecular.

• Essa definição tinha sido pensada para a água como solvente e não explicava o comportamento de ácidos e bases noutros solventes ou mesmo em fase gasosa.

♣ 1923 – O químico dinamarquês Johannes Brönsted e o químico britânico Thomas Lowry, a partir de trabalhos realizados de forma independente, apresentaram uma teoria mais ampla baseada no facto da reação de ácido-base envolver a transferência do ião hidrogénio entre duas substâncias.

 

Em 1923, os químicos Johannes Brønsted e Thomas Lowry, trabalhando de forma independente, propuseram novos conceitos de ácido e de base.

• Brønsted escreveu: “Ácidos e bases são substâncias capazes de libertar ou absorver iões hidrogénio, respetivamente.”

• Para Brønsted, as definições de ácido e de base estavam profundamente ligadas, já que a manifestação do comportamento ácido (a libertação de um ião H+) implicava a formação de uma base (uma espécie capaz de receber um ião H+).

Enquanto Brønsted enunciara a sua teoria usando sempre H⁺, um dos contributos de Lowry foi o reconhecimento da importância do ião H₃O⁺, uma molécula de água ligada a um protão.

• Lowry identificou a água como recetora do protão proveniente do ácido, como, por exemplo, na reação do cloreto de hidrogénio com a água.

De acordo com a teoria de Brönsted e Lowry, também designada teoria protónica, uma espécie só se comporta como um ácido e cede um protão se houver outra espécie que se comporte como base e aceite o protão, de tal modo que as reações ácido-base são reações de transferência de protões.

 

⇒ Um ácido de Brönsted e Lowry é um espécie química dadora de protões numa transferência protónica.

• Ácido é toda a espécie capaz de ceder iões H⁺ (protões) a uma base.

⇒ Uma base de Brönsted e Lowry é uma espécie química aceitadora de protões numa transferência protónica.

• Base é toda a espécie capaz de aceitar iões H⁺ (protões) a um ácido.

A teoria de Brönsted e Lowry para ácidos e bases inclui a teoria de Arrhenius e amplia-a.

 

Uma reação acido‑base é uma reação química que se dá por transferência de protões entre um ácido (espécie dadora de iões H⁺) e uma base (espécie aceitadora de iões H⁺).

No contexto das reações ácido-base, alguns químicos referem-se ao ião H⁺ (aq) em vez de ao ião H₃O⁺ (aq).

O ião H⁺, sendo uma carga pontual positiva (um protão), interage com as moléculas de água.

Quando o ião H⁺ se associa a uma molécula de água, origina o ião H₃O⁺.

Nas reações ácido-base de Brønsted-Lowry, quando a água funciona como base, aceitando um protão, este comportamento é evidenciado escrevendo-se H₃O⁺ (aq).

Noutras situações, por uma questão de simplicidade, por vezes usa-se a fórmula H⁺ (aq).

⇒ A Teoria Protónica indica que uma base é uma espécie que aceita protões, H⁺, de um ácido.

• HCℓ cede um protão: comporta-se como ácido.
• H₂O aceita um protão: comporta-se como base.

Um ácido cede protões, pelo que a sua presença numa solução aquosa aumenta a concentração de H₃O⁺.

• NH3 aceita um protão: comporta-se como base.
• H₂O cede um protão: comporta-se como ácido.

Uma base aceita protões, pelo que a sua presença numa solução aquosa aumenta a concentração de OH^–.

 

⇒ Verifica-se que a água, H₂O, em determinadas reações apresenta caráter ácido e noutras apresenta caráter básico.

Espécies químicas que em certas situações se comportam como ácidos e noutras como bases designam-se por anfotéricas (ou anfóteros).

A espécie anfotérica exibe comportamento de base quando reage com uma espécie ácida, pois esta tem capacidade para ceder protões.

HNO₂ (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ NO₂^– (aq) + H₃O⁺ (aq)

No caso de reagir com uma espécie básica, com tendência para aceitar protões, a espécie anfotérica apresentará caráter ácido.

Por exemplo, a reação de água com metilamina, CH₃NH₂:

CH₃NH₂ (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ CH₃NH₃⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

 

A água é uma espécie anfotérica uma vez que tanto se comporta como ácido, quer como base, dependendo da espécie com que vai reagir.

 

⇒ Quando um ácido cede um protão transforma-se numa base, à qual se chama base conjugada desse ácido.

⇒ Se uma base aceita um protão, então transforma-se num ácido – designado ácido conjugado dessa base.

 

Nota:  Assim, um par conjugado ácido-base é constituído por duas espécies químicas que diferem num protão.

◊ Na representação do par ácido-base, primeiro escreve-se a espécie ácida e depois a básica.

Os pares conjugados ácido-base para esta reação escrevem-se da seguinte forma:

• Ácido 1/Base 1: CH₃COOH/CH₃COO⁻

• Ácido 2/Base 2: H₃O⁺/H₂O

 Exercícios:

1. A definição de ácido e de base foi evoluindo ao longo dos tempos, tendo sido apresentada pela primeira vez com alguma consistência por Arrhenius.

1.1 Apresenta dois exemplos de ácidos e dois de bases de Arrhenius.

1.2 Indica dois aspetos da temática ácido-base que não são explicados pela teoria de Arrhenius.

2. Classifica cada um das seguintes espécies em ácidos ou bases.

2.1 NH₃

2.2 H₂SO₄

2.3 HCℓ

2.4 HBr

2.5 NaOH

2.6 Ca(OH)₂

3. O ácido clórico reage com a água segundo a seguinte equação química:

HCℓO₃ (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ CℓO₃⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)

Para a reação química apresentada identifica

3.1 A espécie ácida;

3.2 A espécie básica;

3.3 Os pares conjugados ácido base.

4. Das seguintes afirmações, indica qual é o tipo de espécie química:

4.1 Substância que origina OH^– quando é dissolvida em água;

4.2 Espécie química dadora de H⁺;

4.3 Substância que origina H⁺ quando é dissolvida em água;

4.4 Espécie química recetora de H⁺;

5. Considera os compostos representados pelas  fórmulas químicas seguintes:

NaOH ; NH₄⁺ ;  H₃PO₄  ; NH₃  ; HClO 

Indica os que representam ácidos e os que representam bases segundo:

5.1 Arrhenius;

5.2 Brönsted e Lowry

6. Escreve a equação química que traduz a reação pouco extensa do ácido acético CH₃COOH com a água.

7. Identifica as equações químicas que representam reações ácido-base de acordo com Brønsted-Lowry:

(A) H₃PO₄ + H₂O → H₂PO₄^–  + H₃O ⁺

(B) Ca(OH)₂ → CaO + H₂O

(C) C₅H₅N + H₂O → C₅H₅NH⁺ + OH^–

(D) CH₄ + H₂O → CO + 3 H₂

(E) NH₃ + HCℓ → NH₄⁺ + Cℓ^–

8. A teoria de Brönsted e Lowry veio resolver as criticas colocadas à teoria de Arrhenius.

Apresenta dois exemplos de:

8.1 ácidos de Brönsted e Lowry.

8.2 bases de Brönsted e Lowry que não são bases de Arrhenius.

9. Na reação ácido-base representada por:

HI (aq) + H₂O (l) → I^–  (aq) + H₃O⁺  (aq)

9.1 Identifica o ácido e a base e mostra que se trata de uma reação na qual há transferência de protões.

9.2 Ilustra esquematicamente a transferência de protões H⁺ na reação.