Teoria Ácido-Base

 Teorias ácido-base

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ARRHENIUS	LOWRY
LEWIS	BRöNSTED

INTRODUÇÃO

Ácidos e bases estão entre os mais familiares de todos os compostos químicos existentes. Ácido acético no vinagre, cítrico no limão e em outras frutas cítricas, hidróxido de magnésio (leite de magnésia) em antiácidos estomacais e amônia em produtos de limpeza do lar estão entre os ácidos e bases que lidamos com acentuada freqüência no nosso dia-a-dia. Outro ácido extremamente importante é o ácido clorídrico, que está presente no suco gástrico e é essencial no auxílio à digestão dos alimentos. É secretado pelo estômago em quantidade que varia entre 1,2 e 1,5 litros por dia.

As propriedades características dos ácidos e bases vêm sendo estudadas há séculos por diversos cientistas das mais variadas nacionalidades. Ácidos apresentam sabor azedo, reagem com metais como o ferro e o zinco, por exemplo, liberando o gás hidrogênio (H₂). Na presença de papel tornassol, mudam sua cor do azul para o vermelho. Por outro lado, as bases apresentam sabor adstringente e na presença de papel tornassol alteram sua cor do vermelho para o azul. Quando ácidos e bases reagem em proporções equivalentes, as características ácidas e básicas desaparecem para formar uma nova substância, o sal.

Mas, afinal, o que faz um ácido ser um ácido e uma base ser uma base? Em 1777 o químico francês Antoine Laurent Lavoisier propôs que todos ácidos continham um elemento comum, o oxigênio. De fato, a palavra oxigênio é derivada do grego e significa “acid former”. A idéia de Lavoisier teve que ser modificada, entretanto, quando o químico inglês Sir Humpherey Davy (1778 – 1829) mostrou, em 1810, que o ácido muriático (nome comercial do ácido clorídrico) contém apenas hidrogênio e cloro, mas não oxigênio. Os estudos de Davy sugeriram, posteriormente, que o elemento comum nos ácidos é o hidrogênio, e não o oxigênio. Essa idéia de que o hidrogênio combinado era o responsável pelo comportamento ácido não era totalmente correta, pois a existência de muitos compostos contendo hidrogênio que não eram ácidos não podia ser explicada satisfatoriamente.

A DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS

A relação entre o comportamento ácido e a presença de hidrogênio em um composto tornou-se mais clara em 1884 através do químico sueco Svante Arrhenius (1859 – 1927). Arrhenius, através da sua teoria da dissociação eletrolítica, propôs que ácidos são substâncias que contêm hidrogênio e produzem o íon H⁺ [ H₃O⁺ ] (íon hidrônio) como único cátion, quando em solução aquosa.

Exemplos:

 HCl + H₂O ==> H₃O⁺ + Cl^-

HNO₃ + H₂O ==> H₃O⁺ + NO₃^-

H₂SO₄ + 2H₂O ==> 2H₃O⁺ + SO₄^2-

HCN + H₂O ==> H₃O⁺ + CN^-

Em contrapartida, bases são substâncias que contêm oxidrila (grupo OH) e liberam íons OH^- (íons hidróxido) em solução aquosa.

Exemplos:

 KOH + H₂O ==> K⁺ + OH^-

NaOH + H₂O ==> Na⁺ + OH^-

Ca(OH)₂ + H₂O ==> Ca²⁺ + 2OH^-

Ba(OH)₂ + H₂O ==> Ba²⁺ + 2OH^-

Na visão de Arrhenius, a neutralização é definida como sendo a combinação do íon H⁺ com o íon OH^- para formar moléculas de H₂O.

H⁺_aq + OH^-_aq ==> H₂O_aq

A teoria de Arrhenius aponta para as propriedades de muitos ácidos e bases comuns, mas apresenta importantes limitações.

• A teoria de Arrhenius está restrita para soluções aquosas;
• Não aponta para a basicidade da amônia (NH₃), por exemplo, que não contém grupo OH;
• O solvente não desempenha um papel importante na teoria de Arrhenius. Um ácido é esperado para ser um ácido em qualquer solvente. Mas isto se mostra não ser totalmente verdade. Por exemplo, HCl é um ácido em água, isto é, libera como cátion o íon H⁺, comportando-se da maneira que Arrhenius espera. Entretanto, se o HCl está dissolvido no benzeno, não há dissociação, o HCl permanece como uma molécula não-dissociada, não liberando o íon H⁺. A natureza do solvente desempenha um papel crítico nas propriedades das substâncias ácido-base;
• Todos os sais na teoria de Arrhenius devem produzir soluções que não são nem ácidas, nem básicas. Não é o caso. Se uma quantidade equivalente de HCl e amônia reagem, por exemplo, a solução formada torna-se levemente ácida. Em contrapartida, se uma quantidade equivalente de ácido acético e hidróxido de sódio reagem, a solução resultante será básica. Arrhenius não apresenta explicação para este fato;
• A necessidade da presença do íon hidróxido como característica de uma base levou Arrhenius a propor a fórmula HH₄OH como sendo a fórmula da amônia em água. Isso levou a um erro de concepção de que NH₄OH fosse a base verdadeira, não NH₃.

A teoria de Arrhenius sobre o comportamento ácido-base explicou satisfatoriamente reações de ácidos protônicos com hidróxidos metálicos. Foi uma contribuição significativa para o pensamento químico no início do século XIX. Nós usamos esta teoria na introdução de ácidos e bases e na discussão de algumas de suas reações. O modelo de Arrhenius de ácidos e bases, embora em uma esfera de ação limitada, levou para o desenvolvimento de outras teorias mais abrangentes sobre o comportamento ácido-base