Ácido

Conceito de Ácido: De acordo com a definição de Svante Arrhenius proposta em 1887, o termo Ácido designa uma substância que, em solução aquosa, forma apenas…

Conceito de Ácido

De acordo com a definição de Svante Arrhenius proposta em 1887, o termo Ácido designa uma substância que, em solução aquosa, forma apenas iões hidrónio H3O+ (a forma normal do ião hidrogénio) como iões positivos. Alguns anos mais tarde, em 1923, Johannes Bronsted e Thomas Lowry propõem outra definição: um ácido é uma substância (molécula ou ião) com tendência para libertar protões (H+). Nesta definição, também chamada de ‘definição protónica’, e ao contrário da definição de Arrhenius, passam a ser aceites como ácidos soluções não aquosas. Também em 1923, o químico norte-americano Gilbert Lewis alarga ainda mais a definição de ácido (chamada ‘definição electrónica’): um ácido é uma substância química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de eletrões. Pela sua abrangência, a definição electrónica proposta por Lewis é a mais aceite embora as outras duas também sejam utilizadas em determinadas situações.

Não obstante as diferenças nos modelos, um ácido é tão mais forte quanto maior for a sua tendência para ceder protões.[1] [2] [3]

As propriedades dos ácidos incluem a corrosividade, o sabor picante e o poder de tornar vermelha a tintura de tornesol.

Medida de acidez

(Rodolfo Matos)

A acidez de uma substância mede-se pela concentração de iões H+ (ou H3O+) nela presente. Usualmente, é apresentada na forma de pH.

 pH = – log [H+]

Uma substância é mais ácida quanto menor for o seu pH.

A título de exemplo, a água é uma substância autoionizável e dissocia-se de acordo com a seguinte equação de equilíbrio:

2H2O ↔ H3O+ + OH

Este sistema tem uma concentração de H3O+ de 10-7 mol/L e, consequentemente um pH no valor de 7. Se for adicionado ácido ao sistema, a concentração de iões H+ aumenta, diminuindo o valor do pH. Desta forma, é comummente designada de ácida qualquer substância ou mistura com um pH inferior a 7. [1] [2] [3]

Constante de acidez

Uma reação química adquire equilíbrio no momento em que o sistema atinge um ponto que requer o mínimo de energia para estabilizar. Um ácido fraco em solução aquosa tem a seguinte equação de equilíbrio:

HA + H2O ↔ A + H3O+

onde HA representa o ácido e Aa base conjugada do ácido HA.

A constante de acidez, Ka, calcula-se da seguinte forma:

Ka = [A][H3O+] / [HA]

sendo [X] a concentração molar da substância X. [1] [2] [3]

A constante de acidez depende, assim, da natureza da substância e será maior quanto maior for a tendência da substância para dissociar e, equitativamente, mais forte será o ácido. A constante de acidez depende ainda da temperatura e é disponibilizada em material de referência, a 25°C, sob a forma de Ka ou ainda pKa, este que corresponde ao simétrico do logaritmo decimal de Ka, obtido que forma análoga ao pH a partir da concentração de H+. [1] [2]

Para substâncias com mais que um H+ ionizável, existe mais que um Ka para as diferentes equações de equilíbrio.[1]

Classificação dos ácidos

– Monopróticos: são ácidos que libertam apenas um H+ na sua ionização;

É de salientar que enquanto o ácido clorídrico (HCl) é um ácido forte e dissocia-se completamente em meio aquoso, o ácido acético (CH3COOH) não o é, sendo apresentada uma seta de equilíbrio na sua equação.[1]

 HCI + H2O → H3O+ + Cl
CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO

– Dipróticos: são ácidos que libertam até dois H+ na sua ionização;

 H2SO4(aq) → H+(aq) + HSO4(aq)
HSO4(aq) ↔ H+(aq)SO42-(aq)

Para o ácido sulfúrico, que é forte, a primeira ionização é completa. No entanto, o bissulfato é um ácido fraco que está sujeito ao equilíbrio. Para este composto existem duas constantes de acidez, uma para a dissociação do H2SO4, que pode ser designada por Ka1, outra para a dissociação do HSO4, que se pode denominar por Ka2. [1]

– Tripróticos: são ácidos que libertam até três H+ na sua ionização. Estes ácidos apresentam três constantes de acidez. Um desses ácidos é o fosfórico (H3PO4). [1]

Titulação ácido-base

Uma titulação ácido-base é a adição de um volume e concentração conhecidos de um ácido ou uma base a uma solução de basicidade ou acidez desconhecida até que se atinja o ponto de equivalência, permitindo calcular o teor em ácido ou base da solução original. O ponto de equivalência é acusado pela mudança de cor na solução, que se deve à presença de um indicador. [2]

Um indicador ácido-base é uma substância que altera a sua cor consoante o pH da solução. O indicador deve ser escolhido de acordo com o pH do ponto final da reação. [2]

Informação suplementar

– Ácidos são reconhecidos, numa forma mais rudimentar, por serem substâncias de sabor acre (limão, vinagre,…); [4]

– Uma solução-tampão é uma solução útil para atenuar as variações no pH mesmo com adição de ácidos ou bases fortes. Esta é formada pela presença de um ácido (ou base) fraco e um sal desse ácido (ou base). O sangue é um exemplo de solução-tampão, constituído por ácido carbónico (ácido fraco, H2CO3) e pelo carbonato de sódio (sal, NaHCO3). Uma variação de pH em apenas 0,5 é suficiente para desnaturar proteínas e pode mesmo causar a morte, daí a propriedade tamponada do sangue ser de extrema importância. [1][5]

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References:

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