Teorias ácido-base

Olá, colegas da Casa da Química!

Hoje vamos conversar um pouco sobre as teorias ácido-base.

O termo ácido vem do latim acetum, que quer dizer "azedo". As substâncias que possuíam essa propriedade organoléptica era considerada um ácido. As substâncias que neutralizavam a sensação azeda dos ácidos eram conhecidas como álkalis, do árabe al-kali, que significa "cinzas de flor". Hoje, conhecemos os álkalis como base.

- Ácidos e bases de Arrhênius

Visão proposta no século XIX por Svante Arrhênius, dentro da sua teoria da dissociação iônica. Para Arrhênius temos:

- ÁCIDOS: Substâncias que liberam um próton (H⁺) em solução aquosa;

- BASES: Substâncias que liberam uma hidroxila (OH^-) em solução aquosa.

Diante disso, temos que espécies químicas como HCl, H₂SO₄, HCN são ácidos de Arrhênius, pois liberam um próton H+ em solução aquosa. Ex:

HCl + H₂O > H⁺ + Cl^-

E as seguintes espécies químicas são bases: NaOH, LiOH, Ca(OH)₂ e etc. Por exemplo, o NaOH em água, temos:

NaOH + H₂O > Na⁺ + Cl^-

A visão de Arrhênius apresenta basicamente duas limitações:

- Se resume a apenas soluções aquosas;

- Considera o H⁺ como um próton livre.

- Ácidos e bases de Bronsted – Lowry

Teoria propostas pelo químico inglês Johannes Nicolaus Brönsted e o químico dinarmaquês Thomas Martin Lowry em 1923 (isso mesmo... já no século XX).

A teoria ácido-base de Bronsted – Lowry explica os processos nas reações ácido-base. Dentro desta visão, temos uma relação entre as substâncias. Um ácido só existe se tiver uma base. Não existe ácido ou base por si só. Diante disso:

- ÁCIDOS: Substâncias que doam um próton (H⁺);

- BASES: Substâncias que recebem um próton (H⁺).

Ora, se uma substância doa um próton, sendo ácido, alguma outra espécie deve receber, fazendo o papel da base. Isso explica a natureza do íon H⁺ em solução aquosa, visto que o mesmo, sendo um próton, interage com outras espécies que estão no sistema. Portanto, na seguinte ionização:

HCl + H₂O > H⁺ + Cl^-

Temos a seguinte transferência de próton:

HCl + H₂O > H₃O⁺ + Cl^-

Concluímos que o HCl é um ácido de Bronsted-Lowry e a água é a base.

- Ácidos e bases de Lewis

Teoria proposta pelo químico americano Gilbert Newton Lewis, também no século XX. Dentro de sua visão, também temos um jogo relacional, porém, diferentemente da teoria de Bronsted-Lowry, ele não cita transferência de prótons, e sim de pares eletrônicos. Diante disso:

- ÁCIDOS: são “receptores” de pares de elétrons;

- BASES: são “doadores” de pares de elétrons.

Percebam que eu usei “aspas” para indicar os termos acima. Coloquei essas aspas porque numa reação ácido-base de Lewis não existe uma transferência propriamente dita, mas um compartilhamento do par eletrônico, numa espécie de ligação coordenada. Exemplo:

Cu²⁺ + 4NH_{3 >} [Cu(NH₃)₄]²⁺

Na formação do íon complexo acima, temos que o cobre irá atuar como ácido de Lewis, pois irá “receber” o par de elétrons livres do nitrogênio, afim de forma a esfera de coordenação. Neste sentido, a amônia será a base de Lewis. Algumas bases de Lewis comuns são os compostos de Grignard e sais como BF₃ e AlCl_3.

- Considerações gerais

Obviamente, eu não falei tudo sobre as três teorias ácido-base. Não gosto de escrever posts longos, pois, em sua maioria, são cansativos. Aqui, ofereci apenas uma breve explicação, em linhas gerais, acerca dos ácidos e bases. Existe muita coisa além daquilo que escrevi neste post. Portanto, continue suas pesquisas! Veja a questão dos pares conjugados ácido-base da teoria de Bronsted-Lowry, do caráter anfótero que alguns ácidos/bases de Bronsted-Lowry apresentam e aprofunde sua leitura sobre a teoria da dissociação iônica de Arrhênius e a teoria de Lewis aplicada na formação de íons complexos.

Bons estudos e até a próxima!