Ácidos e Bases

31/12/2009 11:50

Neste tópico iremos abordar os conceitos de ácidos e bases de Arrhenius, de Bronsted-Lowry, de Lewis e de Pearson.

* Arrhenius: Classificou como ácido os compostos que dissociados em água liberam íons H⁺ , e classificou como base os compostos que dissociados em água liberam íons OH^-

Esta definição de Arrhenius é utilizada até hoje, porém ela é limitada pois suas definições só se aplicam em soluções aquosas (em água), com isto surgiram novas classificações de ácido-base, capazes de serem aplicadas em soluções que não se limitam a soluções aquosas.

* Bronsted-Lowry: Devido a necessidade de se estabelecer novas definições afim de suprir o espaço que a definição de Arrhenius não explicava, J. N. Brönsted e T. M. Lowry, definiram ácido como sendo toda substância, seja ela uma molécula ou íon que em solução libera o próton H⁺  , e classificou como base toda substância, molécula ou íon, que pode aceitar o próton H⁺ .

Esta definição nos mostra que o meio reacional, não influencia nesta liberação ou aceitação de prótons.

Uma comprovação de que a definição de Arrhenius não se aplica a meios não aquosos fica evidente quando por exemplos temos uma solução que NaOH em água, neste caso Arrhenius está certo, o íon hidroxila (OH^-) é liberado na solução, mas NaOH em uma solução contendo ácido acético (CH₃COOH) como solvente, é formado o acetato de sódio ( CH3COO^-Na⁺), que age como uma base. Podemos observar que neste segundo caso não houve a liberação do íon OH^- , mas sim a aceitação do próton Na⁺ o que fez com que na solução tivessemos um compostos atuando como base. Este exemplo nos mostra a eficiência desta definição.

*Lewis: Consegue definir ácidos e bases de um novo ponto de vista, que explica as definições de Arrhenius, de Bronsted-Lowry, e sua explicação para estes casos é através da definição eletrônica.

Lewis propõem que um ácido é um aceitador de par de elétrons, e que uma base é um doador de par de elétrons, nos diz também que quando uma base de Lewis doa um par de elétrons a um ácido de Lewis, forma-se uma ligação covalente coordenada, isto é, uma ligação em que os elétrons provêm de um dos átomos.

Não só íons pode ser ácidos ou bases de Lewis, compostos e elementos neutros também.

* Pearson: Classificou ácidos e bases como "duros" ou "moles", esta definição veio da química de coordenação, onde ele percebeu que certos grupos de ligantes tinham preferência em reagir com alguns metais, enquanto outros grupos de ligantes tinham preferênia em coordenar com outros tipos de metais.

SUA CLASSIFICAÇÃO FOI:

* Ácidos duros: São íons metálicos (alcalinos e alcalinos terrosos), íons metálicos com alto estado de oxidação, espécies de baixa eletronegatividade e tamanho pequeno

Exemplos: Ca²⁺, Mg²⁺, Si⁴⁺, As³⁺,...

* Ácidos moles: São átomos de tamanho grande, com média eletronegatividade, baixa capacidade polarizante e baixo estado de oxidação

Exemplos: Pt²⁺, Pt⁴⁺, Ag⁺, Cu⁺,...

* Bases duras: São átomos que doam elétrons, alta eletronegatividade e baixa polarizabilidade

Exemplos: H₂O, NH₃, SO₄^-2,...

* Bases moles: São átomos que recebem elétrons, baixa eletronegatividade e alta polarizabilidade

Exemplos: SCN^-, CN^-, C₂H₄, C₆H₆,...

Quando um ácido duro reage com uma base dura, a ligação tem caráter iônico

Quando um ácido mole reage com uma base mole, a ligação tem caráter covalente