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 atualmente 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
(por 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 A– a 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]
References:
- [1] CHANG, “Chemistry”, 10ª Edição, Nova Iorque, McGraw-Hill, 2010, ISBN 9780073511092.
- [2] CARNEIRO et al, “Tecnologia e Ciências Experimentais”, Lisboa, Lexicultural, 1996, ISBN 9728377010 (Vol. 3).
- [3] DINIS et al, “Ciência e Técnica”, Lisboa, Lexicultural, 1990, ISBN 9729597928.
- [4] http://www.priberam.pt/dlpo/%C3%A1cido
- [5] http://www.mundoeducacao.com/quimica/alcalose-acidose-no-organismo-humano.htm
