Ácidos e Bases

As funções mais importantes da química: ácidos e bases. São os grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, junto com outras substâncias básicas como fostatos, boratos, arsenatos e amônia. Em adição, vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO₂. A fotossíntese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO₂, a substância geradora de ácido mais comum na natureza. A fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido acético. Quando utilizamos nossos músculos em excesso sentimos dores provocados pela liberação de ácido lático.
          Com tamanha freqüência em nosso ambiente, não é de se espantar que os ácidos e bases tenham sido estudados por tantos séculos. Os próprios termos são medievais: "Ácido" vem da palavra latina "acidus", que significa azedo. Inicialmente, o termo era aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades semelhantes passaram a ter esta denominação. "Álcali", outro termo para bases, vem da palavra arábica "alkali", que significa cinzas. Quando cinzas são dissolvidas em água, esta se torna básica, devido a presença de carbonato de potássio. A palavra "sal" já foi utilizada exclusivamente para referência ao sal marinho ou cloreto de sódio, mas hoje tem um significado muito mais amplo.
          Nesta aula-virtual, veremos de que forma podemos classificar substâncias como ácidos ou bases, as principais propriedades destes grupos, o conceito de pH e a força relativa destas substâncias.

Os íons hidrônio e hidróxido

A água é uma substância deveras bizarra. Entre várias propriedades anômalas, há uma de particular interesse no estudo de ácidos e bases: a auto-ionização. De fato, duas moléculas de água podem interagir e produzir dois íons: um cátion, o hidrônio, e um ânion, o hidróxido. É uma reação onde ocorre uma transferência de próton de uma molécula de água para outra. A existência da auto-ionização da água foi provada, ainda no século IXX, por Friedrich Kohlraush. Ele descobriu que a água, mesmo que totalmente purificada e de-ionizada, ainda apresenta uma pequena condutividade elétrica. Kohlraush atribuiu esta propriedade à existência de íons na água, mais precisamente íons hidrônios e hidróxidos.
          A compreensão da auto-ionização da água é o ponto de partida para os conceitos de ácidos e bases aquosos.
          Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases que levavam em conta o caráter estrutural das moléculas foi desenvolvido no final do século 19, por Svante Arrhenius, um químico sueco. Ele propôs que os ácidos eram substâncias cujos produtos de dissociação iônica em água incluiam o íon hidrogênio (H⁺) e bases as que produzem o íon hidróxido (OH^-).

  Este conceito, embora utilizado até hoje, tem sérias limitações:

1) só pode ser empregado a soluções aquosas;
2) o íon H⁺, de fato, sequer existe em solução aquosa;
3) não pode ser aplicado para outros solventes.
4) segundo este conceito, somente são bases substâncias que possuem OH^- em sua composição.

          É verdade para o NaOH, mas outras substâncias, como a amônia, não são bases de acordo com o conceito de Arrhenius.
          Em 1923, J.N. Bronsted, em Copenhagen (Denmark) e J.M. Lowry, em Cambridge (England) independentemente sugeriram um novo conceito para ácidos e bases. Segundo eles, ácidos são substâncias capazes de doar um próton em uma reação química. E bases, compostos capazes de aceitar um próton numa reação. Este conceito ficou conhecido como "definição de Bronsted", pois este e seus alunos foram mais ágeis na difusão da nova idéia.           Esta nova definição é bem mais ampla, pois explica o caráter básico da amônia e o caráter ácido do íon amônio, por exemplo.

          Repare que, na reação com amônia, a água se comporta como um ácido, pois doa um próton; já na reação com o amônio, a água se comporta como uma base, pois aceita um próton deste íon.

A água, portanto, é um exemplo de substância anfiprótica, isto é, moléculas que podem se comportar como um ácido ou como uma base de Bronsted.
          De acordo com Bronsted, a dissociação do HCl promove a formação de outro íon: o íon hidrônio

          Como vimos, a noção de ácidos e bases de Bronsted envolve, sempre, a transferência de um próton - do ácido para a base. Isto é, para um ácido desempenhar seu caráter ácido, ele deve estar em contato com uma base. Por exemplo: o íon bicarbonato pode transferir um próton para a água, gerando o íon carbonato.

 

Como a reação é reversível, o íon carboxilato pode atuar como uma base, aceitando, na reação inversa, um próton do íon hidrônio - que atua como um ácido. Portanto, os íons bicarbonato e carbonato estão relacionados entre si, pela doação ou ganho de um próton, assim como a água e o íon hidrônio. Um par de substâncias que diferem pela presença de um próton é chamado de par ácido-base conjugado.

          Desta forma, o íon carbonato é a base conjugada do ácido bicarbonato, e o íon hidrônio é o ácido conjugado da base H₂O.
          O íon HPO₄^2- é a base conjugada do íon H₂PO₄^-.
          Em água, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, enquanto que algumas bases são melhores aceptoras de prótons do que outras. Por exemplo: uma solução aquosa de HCl diluída consiste, praticamente, de íons cloreto e hidrônio, uma vez que quase 100% das moléculas do ácido são ionizadas. Por isso, este composto é considerado um ácido de Bronsted forte.
          Em contraste, uma solução diluída de ácido acético contém apenas uma pequena quantidade de íons acetato e hidrônio - a maior parte das moléculas permanece na forma não ionizada. Este composto é, portanto, considerado um ácido Bronsted fraco.
          De acordo com o modelo de Bronsted, um ácido doa um próton para produzir uma base conjugada. Entretanto, esta base conjugada pode vir a aceitar o próton de volta, retornando ao ácido conjugado. A espécie capaz de se ligar mais fortemente ao próton é que vai determinar a força do ácido ou da base. Portanto,

a) quanto mais forte for o ácido, mais fraca é a base conjugada

Neste caso, a ligação H-A é bastante fraca, e o íon A^- é estável, ou seja, é uma base fraca.

b) quanto mais fraco for o ácido, mais forte é a base conjugada.
          Isto significa que a ligação H-A é uma ligação forte, pois o íon A^- é pouco estável e representa uma base forte, que tende a recapturar o próton.
          Numa solução aquosa de HCl, duas bases entrarão numa disputa pelo próton: o íon cloreto e a água. Como a água é uma base mais forte, praticamente todo o HCl perde o próton para esta.

          Já numa solução aquosa de ácido acético, a água sai perdendo: a base mais forte é o íon acetato! Por isso, apenas parte das moléculas deste ácido sofrem ionização.

          Como vimos anteriormente, a água sofre um processo de auto-ionização, produzindo íons hidrônios e hidróxidos.

          Entretanto, como o íon hidróxido é uma base muito mais forte do que a água, da mesma forma que o íon hidrônio é um ácido muito mais forte, o equlíbrio é grandemente deslocado para o lado esquerdo da equação. De fato, a 25^oC, apenas 2 de cada um bilhão de moléculas sofrem auto-ionização. Quantitativamente, podemos descrever o processo como:

          Todavia, em água pura ou em uma solução aquosa diluída, o termo [H₂O] é uma constante (55,5 mol/L). Desta forma, podemos simplificar a equação acima como:
          K_eq.[H₂O]² = K_w e K_w = constante de ionização da água = [H₃O⁺].[OH^-] a 25^oC, K_w = 1,008 x 10^-14 M²
          Esta expressão de K_w é muito importante, e deve ser memorizada, pois é através dela que todos os conceitos de pH e pOH são deduzidos.
          O equilíbrio da reação entre o ácido acético e a água pode ser descrito pela constante abaixo:

          Novamente, no caso de soluções diluídas, o termo [H₂O] é constante, e podemos substituir a equação por K_eq. [H₂O]=K_a, que fica:

          Esta é a expressão para a constante de ionização ácida, K_a. Da mesma forma, podemos escrever a expressão para K_b, a constante de ionização básica. Vamos utilizar a reação da amônia com água como exemplo:

          Qual é a concentração de íons hidrônio na água pura, a 25^oC?           Esta é uma operação muito simples de se fazer. Sabemos, já, que o produto [H₃O⁺].[OH^-] é uma constante (K_w).
          Como, dada a equação de auto-ionização, a [H₃O⁺]=[OH^-], fica fácil deduzir que [H₃O⁺]= (K_w)^1/2. Portanto, [H₃O⁺] é igual a 0,0000007 M em água pura. O mesmo valor vale para a [OH^-].
          E qual seria o valor da [H₃O⁺] se adicionássemos, à água, um pouco de HCl suficiente para gerar uma solução 0,001M?
          Bem, neste caso seriam duas as fontes de íon hidrônio:
a) vinda da própria auto-ionização da água;

b) vinda da ionização do ácido forte de Bronsted.

Então, [H₃O⁺] = (0,0000007) + (0,001) M, ou seja, aproximadamente igual a 0,001M de íons [H₃O⁺].

E qual seria a [OH^-] neste caso?

          Basta lembrar da valiosa expressão para o K_w, que nos diz que [OH^-] = K_w / [H₃O⁺]. Portanto, [OH^-] = 1 x 10^-11 M. Percebe-se que todos estes números são muito pequenos. Para simplificar o raciocínio, os químicos encontraram uma forma de expressar tanto a [OH^-] como a [H₃O⁺] em números decimais positivos, que variam de 0 a 14. Estes números são chamados de pOH e pH da solução, e são definidos como o negativo do logarítimo de base 10 da concentração do íon na solução.
pH = -log[H₃O⁺]
pOH = -log[OH^-]

As escalas de pH e pOH são complementares

 

 

 

 

 

         

Como, em água pura, a [OH^-]=[H₃O⁺]=1x10^-7, tanto o pH como o pOH tem o valor de 7 para a água pura a 25^oC.
          A expressão do K_w pode ser reescrita em termos de pH e pOH; basta aplicar -log dos dois lados da equação, e teremos: (-log[H₃O⁺]) + (-log[OH^-]) = (-logK_w) ou pH + pOH = pK_w Devemos lembrar desta relação, pois ela é extremamente útil nos cálculos de pH ou pOH de soluções.
          Vamos começar com a figura ao lado. Qual é o valor das concentrações de íons hidrônio e hidróxido em cada solução?
          Na primeira solução, o valor indicado pelo pHmetro é de 1,03 (pHmetro é um aparelho que mede o pH).
Como vimos anteriormente, a [H₃O⁺] = 10^-pH
, ou seja, [H₃O⁺] = 0,0933 M.
          E como calcular a concentração de íons hidróxido?
          Existem várias formas, mas vamos pela mais fácil. Como pH + pOH = 14, temos que o pOH = 12,97. Como [OH^-]=10^-pOH, chega-se ao valor de 1,07 x 10^-13 M para a concentração de íons hidróxido.
          Percebe-se, claramente, que a primeira solução é ácida, isto é, a
[H₃O⁺] > [OH^-].
          Seguindo a mesma analogia para a segunda solução, encontraremos os seguintes valores:
[H₃O⁺] = 7,94 x 10^-14 M
[OH^-] = 0,126 M
          Neste caso, [H₃O⁺] < [OH^-], indicando uma solução básica.
          Muito bem. Para você prosseguir nesta aula, você terá que mostrar que é capaz de calcular as concentrações de hidrônio e hidróxido conhecendo o pH de uma solução. Que tal do sangue humano? O pH do sangue é 7,30. Qual é a concentração de íons hidróxido nesta solução? (detalhe importante: o K_w é 2,5 x 10^-14 a 37^oC)