Ácidos e bases são dois grupos químicos relacionados entre si. São duas substâncias de grande importância e presentes no cotidiano.
Os ácidos e bases são estudados pela Química Inorgânica, o ramo que estuda os compostos que não são formados por carbono.
Conceitos de ácidos e bases
O conceito de Arrhenius
Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases desenvolvido no final do século 19, por Svante Arrhenius, um químico sueco.
Segundo Arrhenius, os ácidos são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, liberando como cátions somente H+.
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq)
Enquanto isso, as bases são substâncias que sofrem dissociação iônica, liberando como único tipo de ânion os íons OH- (hidroxila).
NaOH (aq) → Na+ (aq)+ OH- (aq)
Entretanto, o conceito de Arrhenius para ácidos e bases mostrou-se restrito a água.
Leia também sobre: Teoria de Arrhenius e Reação de neutralização.
O Conceito de Bronsted-Lowry
O conceito de Bronsted-Lowry é mais abrangente do que o de Arrhenius e foi apresentado 1923.
De acordo essa nova definição, os ácidos são substâncias capazes de doar um próton H+ a outras substâncias. E as bases são substâncias capazes de aceitar um próton H+ de outras substâncias.
Ou seja, o ácido é doador de prótons e a base é receptora de prótons.
Caracteriza-se um ácido forte como aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+.
Porém, a substância podem ser anfiprótica, ou seja, capaz de se comportar como um ácido ou base de Bronsted. Observe o exemplo da água (H2O), uma substância anfiprótica:
HNO3(aq) + H2O(l) → NO3- (aq) + H3O+(aq) = Base de Bronsted, aceitou o próton
NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq) = Ácido de Bronsted, doou o próton
Além disso, as substâncias se comportam como pares conjugados. Todas as reações entre um ácido e uma base de Bronsted envolvem a transferência de um próton e tem dois pares ácido-base conjugados. Veja o exemplo:
HCO3- e CO32-; H2O e H3O+ são pares ácido base conjugados.
Aprenda mais sobre:
- Funções Inorgânicas
- Indicadores ácido-base
- Titulação
Nomenclatura de ácidos
Para definir a nomenclatura, os ácidos são divididos em dois grupos:
- Hidrácidos: ácidos sem oxigênio;
- Oxiácidos: ácidos com oxigênio.
Hidrácidos
A nomenclatura ocorre da seguinte forma:
ácido + nome do elemento + ídrico
Exemplos:
HCl = ácido clorídrico HI = ácido iodídrico
HF = ácido fluorídrico
Oxiácidos
A nomenclatura dos oxiácidos segue as seguintes regras:
Os ácidos-padrões de cada família (famílias 14, 15, 16 e 17 da Tabela Periódica) seguem a regra geral:
ácido + nome do elemento + ico
Exemplos:
HClO3 = ácido clórico
H2SO4 = ácido sulfúrico
H2CO3: ácido carbônico
Para os outros ácidos que se formam com um mesmo elemento central, nomeamos com base na quantidade de oxigênio, seguindo a seguinte regra:
| + 1 oxigênio | Ácido + per + nome do elemento + ico |
| - 1 oxigênio | Ácido + nome do elemento + oso |
| - 2 oxigênios | Ácido + hipo + nome do elemento + oso |
Exemplos:
HClO4 (4 átomos de oxigênio, um a mais que o ácido padrão) : ácido perclórico;
HClO2 (2 átomos de oxigênio, um a menos que o ácido padrão): ácido cloroso;
HClO (1 átomo de oxigênio, dois a menos que o ácido padrão): ácido hipocloroso.
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Nomenclatura de Bases
Para nomenclatura de bases segue-se a regra geral:
Hidróxido de + nome do cátion
Exemplo:
NaOH = Hidróxido de sódio
Porém, quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas acrescenta-se ao final do nome, em algarismos romanos, o número da carga do íon.
Ou, pode-se acrescentar o sufixo - oso, ao íon de menor carga e o sufixo -ico, ao íon de maior carga.
Exemplo:
Ferro
Fe2+ = Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro II ou Hidróxido ferroso;
Fe3+ = Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro III ou Hidróxido férrico.
Não deixe de conferir questões de vestibulares sobre o tema, com resolução comentada, em: Exercícios sobre funções inorgânicas.
O cientista Svant August Arrhenius, no ano de 1887, realizou inúmeros experimentos com substâncias diluídas em água e chegou à seguinte definição para bases:
Base é toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação iônica liberando o ânion OH- (Hidróxido).
As bases neutralizam os ácidos formando água e um sal:H2SO4 + Ca (OH)2 → 2 H2O + CaSO4
(ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = água + sulfato de cálcio)
HCl + NaOH → H2O + NaCl
(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio) Uma das características das bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca, ou seja, diminui a salivação. Veja outras características:
- Quando são dissolvidos em água, os hidróxidos têm seus íons separados. O cátion é em geral um metal; o ânion é o OH-.
- As bases também transferem correntes elétricas quando são dissolvidas em água. A dissociação iônica está relacionada ao comportamento das bases em presença de água. Para exemplificar tomemos, por exemplo, a soda cáustica (NaOH), uma substância sólida que, em contato com a água, libera os íons Na+ e OH - que se dissolvem devido à atração pelos pólos negativos e positivos da molécula de H2O. Sendo assim, bases são substâncias compostas pela combinação de um cátion (geralmente de um metal) com o ânion OH-. As principais bases, também chamadas de álcalis: • Soda Cáustica (NaOH);• Leite de magnésia (Mg(OH)2);
• Cal hidratada (Ca(OH)2); • Cloro de piscina; • Água do mar: devido os sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela apresenta um pH relativamente alto, por isso se torna básica; • Antiácidos em geral;
• Amônia (NH3).
Dentre os exemplos destacamos o Hidróxido de Sódio (NaOH), conhecido também como soda cáustica, essa substância é muita utilizada em indústrias: na fabricação do sabão, celofane, detergentes e raiom, produtos para desentupir pias e ralos, e também no processo de extração de celulose nas indústrias de papel, etc.
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O químico sueco Svante Arrhenius realizou diversos experimentos para observar a passagem de corrente elétrica em soluções aquosas e, com base nas suas observações, concluiu que para tal fenômeno ocorrer, deveriam haver partículas carregadas (íons) nestas soluções. A partir dessa conclusão, em 1889, ele estabeleceu a Teoria da Dissociação Iônica (também conhecida como Teoria da Dissociação Eletrolítica) que lhe rendeu o prêmio Nobel de Química em 1903 “em reconhecimento dos extraordinários serviços prestados ao avanço da química através de sua teoria da dissociação eletrolítica”.
Segundo Arrhenius, uma substância, ao ser dissolvida em água, divide-se em partículas menores. Quando essa divisão forma moléculas, a solução não conduz energia, e quando forma íons, a solução se torna condutora. É importante ressaltar que quando Arrhenius publicou sua teoria, os prótons, nêutrons e elétrons ainda não eram conhecidos, então ele designou os “íons” como partículas carregadas eletricamente positivas e negativas, em igual quantidade, resultando em uma solução eletricamente neutra.
Arrhenius percebeu também que quanto maior a concentração de íons em solução, maior é a velocidade com que se deslocam e consequentemente, maior a condutividade elétrica da solução. Mais tarde, foi comprovado também que a dissociação é um processo reversível e dependente da diluição, sendo praticamente completa em soluções muito diluídas. Este fato está de acordo com a Lei da Diluição de Ostwald, proposta no final do século XIX.
Se considerarmos que para haver dissociação iônica a substância a ser dissolvida em água deve ser iônica, este fenômeno só ocorrerá em bases e sais. A Teoria ácido-base de Arrhenius foi desenvolvida observando-se esses íons presentes em solução.
Segundo Arrhenius, base é toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando como único ânion os íons OH‒ (hidroxila).
Exemplo: NaOH + H2O → Na+ + OH‒
Os ácidos não sofrem dissociação iônica, mas sim dissociação eletrolítica pois, por serem compostos moleculares, precisam sofrer ionização para liberar íons em solução.
Exemplo: HCl + H2O → H3O+ + Cl‒
A formação dos sais se dá por um processo de neutralização que consiste na união dos íons hidrogênio e hidroxila para formação de água e ocorre quando unimos uma base e um ácido.
Exemplo: NaOH + HCl → NaCl + H2O
Resumidamente, dizemos que dissociação iônica é a separação dos íons de uma substância iônica, quando ela se dissolve em água. A função da água na dissociação iônica é separar os íons já existentes no aglomerado iônico (retículo cristalino) – esse fenômeno é conhecido como solvatação. Já na ionização, a água atua como reagente, sendo determinante para a formação dos íons.
Bibliografia:
Atkins, P.W., Jones, L., Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente 5ª ed., Porto Alegre: Ed. Bookman, 2012.
Usberco J., Salvador E., Química Geral, 12ª.ed., São Paulo: Saraiva, 2006.
//web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/linha%20tempo/Arrhenius/pdf_LT/LT_arrhenius.pdf