acido

Ácido

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Um parafuso (contendo ferro em sua composição) e um fio de cobre mergulhados em ácido clordrico. O ácido clordrico não reage com o fio de cobre.)

Um parafuso (contendo ferro em sua composição) e um fio de cobre mergulhados em ácido clorídrico. O ácido clorídrico não reage com o fio de cobre.)

Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente os íons H+ . Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:

HCl \longrightarrow H+ + Cl

Alguns anos mais tarde, em 1923, Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (ions H+).

Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.

Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoría de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o próton, segundo esta definição, é um ácido de Lewis ( tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons ), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.

  • Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4 – se doarem o H+ durante a reação.
Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.
  • Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de elétrons

Índice

[esconder]

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 Força dos Ácidos(segundo Arrhenius)

HAc\rightleftharpoons H+ + Ac ( em solução aquosa )

Neste caso HAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio.

Aspectos gerais da Força dos ácidos

  • Ao tratar de hidrácidos:

São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos.

  • Ao tratar de Oxiácidos:

Considere a notação geral: HxOy. Teremos um ácido forte se: y – x >= 2 (y – x > 1). Um ácido moderado se: y – x = 1 . Um ácido fraco se: y – x = 0 (y = x) .

 Auto Ionização

Pela teoria de Brønsted-Lowry, existemos conceitos de ácido e bases conjugadas. Nesta visão, uma molécula de água, por exemplo, reage com outra, transferindo íon H+, ou seja, uma agindo como ácido e outra como base:

H2O + H2O \rightleftharpoons H3O+ + OH ( em solução aquosa ).

Assim, o OH é a base conjugada da água e o H3O+ é o ácido conjugado da água.

É importante notar que, nesta reação, formam-se íons, o que pode ser comprovado pela pequena condutividade residual em água pura (0,056 microS/cm, o que mostra que a reação só ocorre em pequena proporção.

Outras substâncias também se auto-ionizam, como o HF, o H2SO4 e o ácido acético, sendo observadas reações ácido-base desta maneira também nestes solventes.

 Ácidos “Moles” e “Duros”

Como extensão a teoria de Lewis, criada por Pearson foi criado um conceito de dureza e moleza para ácidos e bases. Estes termos se referem, respectivamente, a dificuldade ou facilidade com que as “núvens eletrônicas” (“superfície” externa do átomo, região de maior probabilidade dos elétrons mais externos, HOMO) podem ser deformadas.

Este ponto de vista é importante para análise de estabilidade/força de ligações entre ácidos e bases, influenciando áreas da química como catálise. Basicamente, ácidos duros como o H+, HF, BF3, AlCl3, formarão ligações mais fortes com bases duras, como OH, NH3, e ácidos e bases moles farão ligações mais fortes entre si, enquanto ligações duro-mole serão mais fracas ou não ocorrerão. Exemplos de bases moles são PH3, I. Exemplos de ácidos moles são Hg2+, CuI, BH3.

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