Nota:
"acidez" redireciona para este artigo. Para a funcao quimica, veja
Acidez (funcao)
.
Acido
, no ambito da quimica, pode se referir a um composto capaz de transferir
Ions
(H
+
) numa reacao quimica (vide
acido de Brønsted
), podendo assim diminuir o
pH
de uma solucao aquosa, ou a um composto capaz de formar
ligacoes covalentes
(vide
acido de Lewis
) com um
par de electrons
.
[
1
]
As
bases
sao os analogos opostos aos acidos.
Ha dois tipos de acidos, os
hidracidos
e os
oxiacidos
(que possuem
oxigenio
em sua composicao).
Segundo o quimico sueco
Arrhenius
(
1887
), um acido e toda substancia molecular que, em solucao aquosa, sofre ionizacao e produz como unico cation, o ion H3O .
[
2
]
Um exemplo e o
acido cloridrico
, de formula HCl:
Anos mais tarde, em 1923, o fisico-quimico dinamarques
Brønsted
e o tambem fisico-quimico ingles
Lowry
propuseram independentemente a ideia de que acido e uma substancia que pode ceder protons (ions H
+
).
[
3
]
Esta ultima definicao generaliza a teoria de acidos de
Arrhenius
. A teoria de Brønsted e Lowry de acidos tambem serve para dissolucoes nao aquosas; as duas teorias sao muito parecidas na definicao de acido, mas a de
Brønsted-Lowry
e muito mais geral.
- Exemplos de acidos de Brønsted e Lowry:
HCl
, H
3
O
+
(
oxonio
(ou
Hidronio
), H
3
PO
4
? se doarem o H
+
durante a reacao.
- Se estiverem em solucao aquosa tambem sao acidos de Arrhenius.
No mesmo ano (1923) em que a teoria de Brønsted-Lowry foi formulada, o quimico estadunidense
Lewis
ampliou ainda mais a definicao dos acidos, teoria que nao obteve repercussao ate alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um acido e aquela especie quimica que, em qualquer meio, pode aceitar um par de
eletrons
. Desta forma incluem-se substancias que se comportam como acidos, mas nao cumprem a definicao de Brønsted e Lowry, sendo denominadas
acidos de Lewis
.
[
4
]
Visto que o
proton
, segundo esta definicao, e um acido de Lewis (tem vazio o
orbital
1
s
, onde pode alojar-se o par de eletrons), pode-se afirmar que todos os
acidos de Brønsted-Lowry
sao acidos de Lewis, e todos os acidos de
Arrhenius
sao de Brønsted-Lowry.
- Exemplos de acidos de Lewis: Ag
+
, AlCl
3
, CO
2
, SO
3
? se receberem par de eletrons.
As reacoes de acidos sao generalizadas frequentemente na forma HA
H
+
+ A
-
, onde HA representa o acido, e A
-
e a
base conjugada
. Os pares acido-base conjugados diferem em um proton, e podem ser convertidos pela adicao ou eliminacao de um proton (
protonacao
e
deprotonacao
, respectivamente). Observe que o acido pode ser a especie carregada, e a base conjugada pode ser neutra, em cujo caso o esquema de reacao generalizada poderia ser descrito como HA
+
H
+
+ A. Em solucao existe um
equilibrio
entre o acido e sua base conjugada. A
constante de equilibrio
K
e uma expressao das concentracoes do equilibrio das moleculas ou ions em solucao. Os colchetes indicam concentracao, assim [H
2
O] significa
a concentracao de [H
2
O]
. A
constante de ionizacao acida
K
a
e usada geralmente no contexto das reacoes acido-base. O valor numerico de
K
a
e igual a concentracao dos produtos, dividida pela concentracao dos reagentes, sendo o reagente o acido (HA) e os produtos a base conjugada e H
+
.
O acido mais forte tendera a ter o
K
a
maior que o acido mais fraco; a relacao dos ion hidrogenio com o acido sera maior para o acido mais forte, pois o acido mais forte tem uma tendencia maior a perder seu proton. Devido a gama de valores possiveis para
K
a
se estender por varias ordens de magnitude, mais frequentemente utiliza-se uma constante mais manipulavel, p
K
a
, onde p
K
a
= -log
10
K
a
. Os acidos mais fortes tem o p
K
a
menor do que os acidos fracos. Os valores de p
K
a
. determinados experimentalmente a 25 °C em solucao aquosa geralmente aparecem em livros e material de referencia.
[
5
]
Um parafuso (contendo ferro em sua composicao) e um fio de cobre mergulhados em acido. O acido cloridrico nao reage com o fio de cobre.
- Um acido forte e aquele que se ioniza completamente na agua, isto e, libera ions H
+
, porem nao os recebe. O exemplo anterior (
acido cloridrico
) e um acido forte. Outro e o
acido nitrico
.
[
6
]
- Um acido fraco tambem libera ions H
+
, porem parcialmente, estabelecendo um equilibrio quimico. A maioria dos
acidos organicos
sao deste tipo, e tambem alguns sais como o
cloreto de aluminio
.
[
6
]
- HOAc
H
+
+ OAc
-
( em solucao aquosa )
Neste caso HOAc equivale ao
acido acetico
, e a seta dupla indica o equilibrio.
Aspectos liberais genericos da forca dos acidos
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]
Sao fortes os acidos HCl, HBr e HI. HF e o unico moderado e os demais sao acidos fracos.
Considere a notacao geral: H
x
(Elemento)O
y
.
Teremos um acido forte se:
y - x >= 2 (y - x > 1).((x.r) -1 >y)
Um acido moderado se:
y - x = 1 .
Um acido fraco se:
y - x = 0 (y = x)
Pela teoria de Ahrrenius, existem os conceitos de bases conjugadas. Nesta visao, uma molecula de agua, por exemplo, reage com outra, transferindo ion H+, ou seja, uma agindo como acido e outra como base
[
7
]
:
H
2
O + H
2
O
H
3
O
+
+ OH
-
( em solucao aquosa ).
Assim, o OH
-
e a base conjugada da agua e o H
3
O
+
e o
acido conjugado
da agua.
E importante notar que, formam-se ions, o que pode ser comprovado pela pequena condutividade residual em agua pura (0,056 micro
S
/
cm
, o que mostra que a reacao so ocorre em pequena proporcao.
Acidos tambem se auto-ionizam, como o
HF
, o
H
2
SO
4
e o
acido acetico
, sendo observadas reacoes acido-base desta maneira tambem nestes solventes.
Como extensao a teoria de Lewis, criada por
Pearson
foi criado um conceito de dureza e moleza para acidos e bases. Estes termos se referem, respectivamente, a dificuldade ou facilidade com que as "nuvens eletronicas" ("superficie" externa do atomo, regiao de maior probabilidade dos eletrons mais externos, HOMO) podem ser deformadas.E um desses exemplos e que ele e o unico que pode doar , ou seja , ceder protons que sua carga fica H+
Este ponto de vista e importante para analise de estabilidade/forca de ligacoes entre acidos e bases, influenciando areas da quimica como
catalise
. Basicamente, acidos duros como o H
+
, HF, BF
3
, AlCl
3
, formarao ligacoes mais fortes com bases duras, como OH
-
, NH
3
, e acidos e bases moles farao ligacoes mais fortes entre si, enquanto ligacoes duro-mole serao mais fracas ou nao ocorrerao.
Exemplos de bases moles sao PH
3
, I
-
.
Exemplos de acidos moles sao Hg
2
+
, CuI, BH
3
.
A classificacao dos acidos e realizada a partir de varios criterios diferentes, que variam desde a presenca ou nao de oxigenio ate a medida da capacidade de ionizacao em agua.
- Monoproticos: sao acidos que podem liberar apenas um atomo de hidrogenio (em forma de proton, cation de hidrogenio ou H
+
) de sua estrutura em solucao aquosa. Ex.:
HCl
,
HNO
3
,
H
3
PO
2
(libera 1xH
+
);
- Diproticos: podem liberar dois atomos de hidrogenio de sua estrutura em solucao aquosa, Ex.:
H
2
Cr
2
O
7
, H
2
MnO
4
,
H
2
S
,
H
2
SO
4
,
H
3
PO
3
(libera 2xH
+
);
- Triproticos: podem liberar tres atomos de hidrogenio de sua estrutura em solucao aquosa, Ex.:
H
3
PO
4
.
Quanto ao numero de grupos funcionais (H
+
)
[
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]
- Monacidos: possuem um ion H
+
por molecula. Ex.: HCl, HNO
3
,
HClO
4
, etc;
- Diacidos: possuem dois ions H
+
por molecula. Ex.: H
2
S, H
2
CO
3
, H
2
SO
4
, etc;
- Triacidos: possuem tres ions H
+
por molecula. Ex.: H
3
BO
3
, H
3
PO
4
, H
3
SO
4
, etc;
- Tetracidos: possuem quatro ions H
+
por molecula. Ex.: H
4
P
2
O
7
, H
4
SiO
4
, etc.
- Hidracidos: sem oxigenio (formula geral: H
n
A);
- Oxiacidos: com oxigenio (formula geral: H
n
AO).
- (mais de seis atomos) Fixos, ex.: H1.B5sd,KlPH54,H
2
so
4,
H
3
PO
4
, entre outros.
- (ate seis atomos) Volateis, ex.: HCl, HBr, HI, H
2
S, HCN, HNO
3
, entre outros.
A forca de um acido depende da sua
constante de acidez
(
K
a
). Esta exprime uma nocao do grau de
ionizacao
dos acidos em solucao, em dependencia da concentracao apresentada. Quanto maior o valor de p
K
a
de um acido, mais fraco ele e. Sendo assim um acido pode ser considerado:
- Muito
Forte
: Se o valor de p
K
a
e menor que -0,35
[
8
]
(HCl, HBr, HI);
- Forte a Semiforte (Moderado)
: Possuem um valor de p
K
a
de ±0,35
[
9
]
(HF);
- Fraco
: Valor de p
K
a
maior que 8.
[
8
]
- Orto: represente um acido hidratado, p. ex.: H
3
PO
4
(Acido Fosforico); representa formalmente H
2
PO
2
?1·H
2
O
- Meta: represente um acido menos uma molecula de agua: H
3
PO
4
→ H
2
O + HPO
3
(Acido Metafosforico)
- Piro: represente um acido que perdeu duas moleculas de agua: 2·H
3
PO
4
→ 2·H
2
O + H
4
P
2
O
7
(Acido Pirofosforico)
- A definicao mais simples de um acido se resume a uma substancia de gosto azedo.
[
10
]
- Um acido tambem pode ser definido como uma substancia que tem o valor de pH inferior a 7 (a uma temperatura de 25º).
[
10
]
- Um acido pode ser tambem definido como um derivado da oxidacao de alcoois ou aldeidos.
[
10
]
Neste caso trata-se de um
acido organico
ou
acido carboxilico
.
Na antiguidade, as
propriedades organolepticas
, eram importantes na caracterizacao das substancias. A palavra acido, por exemplo, vem do latim
acere
, que
significa azedo, e produtos que tinham esse sabor, como o vinagre, o leite coalhado e o suco de limao, eram considerados acidos. Atualmente, sabemos que o sabor azedo caracteristico destes produtos e devido a presenca de
acidos carboxilicos
em sua composicao, como o
acido acetico
(vinagre), o acido D-lactico (leite coalhado) e o
acido citrico
(suco de limao).
[
11
]
Um dos primeiros acidos preparados em laboratorio foi o
acido sulfurico
, obtido primeiramente por Helmont (~1600) atraves do aquecimento do
sulfato ferroso
, seguido de destilacao e, posteriormente, por queima do enxofre. O
acido cloridrico
, que e um gas, foi descoberto por
Priestley
em 1772, quando reagiu o acido sulfurico concentrado com
cloreto de sodio
(NaCl). A dissolucao desse gas em agua conduziu a uma solucao acida, que foi chamada de
acido muriatico
(no latim
muria
significa salmoura).
[
11
]
Em 1657, o quimico irlandes
Robert Boyle
observou que os acidos tinham a propriedade de transformar uma tintura vegetal azul (
litmus
) em vermelha, sendo esta descoberta precursora dos indicadores usados em Quimica Analitica. Alguns anos depois (1777)
Lavoisier
, considerado um dos fundadores da Quimica moderna, postulou que a acidez era causada pela presenca de um atomo na estrutura, o qual denominou de Oxigenio, cujo significado e "gerador de acido" (do grego:
oxis
= azedo e
genes
= nascido). Esta ideia embora errada, foi a primeira tentativa de caracterizar quimicamente os acidos.
[
11
]
Referencias
Wikcionario