Ácido, no âmbito da química, pode se referir a um composto capaz de transferirÍons (H+) numa reação química (videácido de Brønsted), podendo assim diminuir opH de uma solução aquosa, ou a um composto capaz de formarligações covalentes (videácido de Lewis) com umpar de eléctrons.[1] Asbases são os análogos opostos aos ácidos.
Há dois tipos de ácidos, oshidrácidos e osoxiácidos (que possuemoxigênio em sua composição).
Segundo o químico suecoArrhenius (1887), um ácido é toda substância molecular que, em solução aquosa, sofre ionização e produz como único cátion, o íon H3O .[2] Um exemplo é oácido clorídrico, de fórmula HCl:
Anos mais tarde, em 1923, o físico-químico dinamarquêsBrønsted e o também físico-químico inglêsLowry propuseram independentemente a ideia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).[3]
Esta última definição generaliza a teoria de ácidos deArrhenius. 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 deBrønsted-Lowry é muito mais geral.
Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry:HCl, H3O+ (oxônio (ouHidrônio), H3PO4 – se doarem o H+ durante a reação.
Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.
No mesmo ano (1923) em que a teoria de Brønsted-Lowry foi formulada, o químico estadunidenseLewis ampliou ainda mais a definição dos ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par deelétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadasácidos de Lewis.[4] Visto que opróton, segundo esta definição, é um ácido de Lewis (tem vazio oorbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos osácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos deArrhenius são de Brønsted-Lowry.
Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de elétrons.
As reações de ácidos são generalizadas frequentemente na forma HA H+ + A-, onde HA representa o ácido, e A- é abase conjugada. Os pares ácido-base conjugados diferem em um próton, e podem ser convertidos pela adição ou eliminação de um próton (protonação edeprotonação, respectivamente). Observe que o ácido pode ser a espécie carregada, e a base conjugada pode ser neutra, em cujo caso o esquema de reação generalizada poderia ser descrito como HA+ H+ + A. Em solução existe umequilíbrio entre o ácido e sua base conjugada. Aconstante de equilíbrioK é uma expressão das concentrações do equilíbrio das moléculas ou íons em solução. Os colchetes indicam concentração, assim [H2O] significaa concentração de [H2O]. Aconstante de ionização ácidaKa é usada geralmente no contexto das reações ácido-base. O valor numérico deKa é igual à concentração dos produtos, dividida pela concentração dos reagentes, sendo o reagente o ácido (HA) e os produtos a base conjugada e H+.
O ácido mais forte tenderá a ter oKa maior que o ácido mais fraco; a relação dos íon hidrogênio com o ácido será maior para o ácido mais forte, pois o ácido mais forte tem uma tendência maior a perder seu próton. Devido à gama de valores possíveis paraKa se estender por várias ordens de magnitude, mais frequentemente utiliza-se uma constante mais manipulável, pKa, onde pKa = -log10Ka. Os ácidos mais fortes têm o pKa menor do que os ácidos fracos. Os valores de pKa. determinados experimentalmente a 25 °C em solução aquosa geralmente aparecem em livros e material de referência.[5]
Um parafuso (contendo ferro em sua composição) e um fio de cobre mergulhados em ácido. O ácido clorídrico não reage com o fio de cobre.
Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é oácido nítrico.[6]
Um ácido fraco também libera íons H+ , porém parcialmente, estabelecendo um equilíbrio químico. A maioria dosácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como ocloreto de alumínio.[6]
HOAcH+ + OAc- ( em solução aquosa )
Neste caso HOAc equivale aoácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio.
Pela teoria de Ahrrenius, existem os conceitos de 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[7]:
H2O + H2OH3O+ + OH- ( em solução aquosa ).
Assim, o OH- é a base conjugada da água e o H3O+ é oácido conjugado da água.
É importante notar que, 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.
Ácidos também se auto-ionizam, como oHF, oH2SO4 e oácido acético, sendo observadas reações ácido-base desta maneira também nestes solventes.
Como extensão a teoria de Lewis, criada porPearson foi criado um conceito de dureza e moleza para ácidos e bases. Estes termos se referem, respectivamente, a dificuldade ou facilidade com que as "nuvens eletrônicas" ("superfície" externa do átomo, região de maior probabilidade dos elétrons mais externos, HOMO) podem ser deformadas.E um desses exemplos é que ele é o único que pode doar , ou seja , ceder prótons que sua carga fica H+
Este ponto de vista é importante para análise de estabilidade/força de ligações entre ácidos e bases, influenciando áreas da química comocatálise. 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.
A classificação dos ácidos é realizada a partir de vários critérios diferentes, que variam desde a presença ou não de oxigênio até a medida da capacidade de ionização em água.
Monopróticos: são ácidos que podem liberar apenas um átomo de hidrogênio (em forma de próton, cátion de hidrogênio ou H+) de sua estrutura em solução aquosa. Ex.:HCl,HNO3,H3PO2 (libera 1xH+);
Dipróticos: podem liberar dois átomos de hidrogênio de sua estrutura em solução aquosa, Ex.:H2Cr2O7, H2MnO4,H2S,H2SO4,H3PO3 (libera 2xH+);
Tripróticos: podem liberar três átomos de hidrogênio de sua estrutura em solução aquosa, Ex.:H3PO4.
A força de um ácido depende da suaconstante de acidez (Ka). Esta exprime uma noção do grau deionização dos ácidos em solução, em dependência da concentração apresentada. Quanto maior o valor de pKa de um ácido, mais fraco ele é. Sendo assim um ácido pode ser considerado:
MuitoForte: Se o valor de pKa é menor que -0,35[8] (HCl, HBr, HI);
Forte a Semiforte (Moderado): Possuem um valor de pKa de ±0,35[9] (HF);
A definição mais simples de um ácido se resume a uma substância de gosto azedo.[10]
Um ácido também pode ser definido como uma substância que tem o valor de pH inferior a 7 (a uma temperatura de 25º).[10]
Um ácido pode ser também definido como um derivado da oxidação de álcoois ou aldeídos.[10] Neste caso trata-se de umácido orgânico ouácido carboxílico.
Na antiguidade, aspropriedades organolépticas, eram importantes na caracterização das substâncias. A palavra ácido, por exemplo, vem do latimacere, quesignifica azedo, e produtos que tinham esse sabor, como o vinagre, o leite coalhado e o suco de limão, eram considerados ácidos. Atualmente, sabemos que o sabor azedo característico destes produtos é devido a presença deácidos carboxílicos em sua composição, como oácido acético (vinagre), o ácido D-láctico (leite coalhado) e oácido cítrico (suco de limão).[11]
Um dos primeiros ácidos preparados em laboratório foi oácido sulfúrico, obtido primeiramente por Helmont (~1600) através do aquecimento dosulfato ferroso, seguido de destilação e, posteriormente, por queima do enxofre. Oácido clorídrico, que é um gás, foi descoberto porPriestley em 1772, quando reagiu o ácido sulfúrico concentrado comcloreto de sódio (NaCl). A dissolução desse gás em água conduziu a uma solução ácida, que foi chamada deácido muriático (no latimmuria significa salmoura).[11]
Em 1657, o químico irlandêsRobert Boyle observou que os ácidos tinham a propriedade de transformar uma tintura vegetal azul (litmus) em vermelha, sendo esta descoberta precursora dos indicadores usados em Química Analítica. Alguns anos depois (1777)Lavoisier, considerado um dos fundadores da Química moderna, postulou que a acidez era causada pela presença de um átomo na estrutura, o qual denominou de Oxigênio, cujo significado é "gerador de ácido" (do grego:oxis = azedo egenes = nascido). Esta ideia embora errada, foi a primeira tentativa de caracterizar quimicamente os ácidos.[11]
↑A. D., A. Wilkinson (1997).«Acid».IUPAC —Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). versão interactiva (em inglês). Versão on-line (2006-) corrigida por Nic, Jirat, Kosata; update por A. Jenkins 2014-02-24 ver.2.3.2 2ª ed. Oxford: Blackwell Scientific Publications.ISBN0-9678550-9-8.doi:10.1351/goldbook.A00071. Consultado em 15 de maio de 2014 !CS1 manut: Usa parâmetro autores (link)
↑abCharles E. Mortimer; Ulrich Müller (2010).Chemie (em alemão). Stuttgart: Thieme. p. 310.ISBN978-3-13-484310-1
↑H. F. Hollemann, N. Wiberg (2007).Lehrbuch der anorganischen Chemie (em alemão). Berlim: Walter de Gruyter Verlag. p. 245.ISBN978-3-11-017770-1 !CS1 manut: Usa parâmetro autores (link)
↑abc"ácido",Dicionário Priberam da Língua Portuguesaem linha, 2010, consultado em 25-01-2013.
↑abcÁcidos e Bases em Química Orgânica. [S.l.: s.n.] 2005.ISBN8536305339
