Na química, um ácido é uma molécula ou um íon que pode doar um próton, isto é, um cátion de hidrogênio, H+, ou aceitar um par de elétrons para formar uma ligação covalente, dependendo da teoria ácido-base usada. A primeira ideia corresponde aos ácidos de Brønsted-Lowry. A segunda corresponde aos ácidos de Lewis.
Em solução aquosa, um ácido de Arrhenius aumenta a concentração de hidrônio, H3O+. A 25 °C, uma solução aquosa ácida tem pH inferior a 7. Ácidos e bases podem neutralizar um ao outro, e o comportamento de uma solução depende da quantidade de ácido presente, da força desse ácido e do meio em que a reação ocorre.
Enquanto a concentração informa quanto ácido existe em certa quantidade de solução, a força ácida expressa a facilidade com que esse ácido transfere prótons em determinado meio. Um ácido forte transfere prótons com grande facilidade, enquanto um ácido fraco mantém uma parcela maior de sua forma não ionizada em equilíbrio. Esses equilíbrios formam a base para entender pares ácido-base conjugados, soluções tampão e titulações usadas para acompanhar ou medir mudanças de acidez.
Ácidos participam da digestão, estão presentes em alimentos e bebidas, são usados em medicamentos e entram em processos industriais como a produção de fertilizantes, o tratamento de metais e o funcionamento de baterias. A química ácido-base também faz parte do controle do pH no organismo e de processos ambientais como a deposição ácida e a acidificação oceânica.
História miniatura|esquerda|upright=0.72|alt=Imagem de Antoine Lavoisier em um laboratório, entre recipientes e aparelhos químicos.|Lavoisier ligou a acidez ao oxigênio, hipótese abandonada quando se mostrou que ácidos também podiam não conter esse elemento. A palavra ácido vem do latim acidus, derivado de acēre, "ser azedo". Em 1680, Robert Boyle reuniu maneiras de reconhecer soluções ácidas sem depender apenas do sabor. Elas dissolviam muitas substâncias, mudavam a cor de certos corantes naturais e perdiam essas propriedades quando entravam em contato com soluções alcalinas. No século XVIII, já se observava que ácidos reagiam com calcário e liberavam dióxido de carbono, e que misturas de ácidos e álcalis podiam formar substâncias neutras.Na linguagem química antiga, "álcali" era um nome comum para substâncias de caráter básico. O termo ainda aparece em textos históricos.
Antoine Lavoisier atribuiu a acidez ao oxigênio e criou o nome francês oxygène a partir da ideia de "formador de ácido".O nome foi criado quando ainda se acreditava que todo ácido precisava conter oxigênio. A hipótese estava errada, mas o nome do elemento não mudou. Ele acreditava que o oxigênio fazia parte de todos os ácidos, mas ácidos sem esse elemento mostraram que a hipótese não funcionava. Em 1815, Humphry Davy mostrou que os ácidos então estudados tinham o hidrogênio como componente essencial. Em 1884, Svante Arrhenius definiu os ácidos pela produção de cátions de hidrogênio em água. Em 1923, Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry ampliaram a ideia para a transferência de prótons entre um doador e um aceitador. No mesmo ano, Gilbert Newton Lewis apresentou a definição baseada na aceitação e na doação de pares de elétrons, capaz de abranger reações sem transferência de prótons.
Definições e conceitos
Arrhenius restringe sua definição às espécies dissolvidas em água, Brønsted-Lowry acompanha a passagem de um próton de uma espécie para outra e Lewis acompanha a formação de uma ligação quando a base fornece um par de elétrons ao ácido.Uma mesma espécie pode ser classificada de modo diferente conforme a teoria usada, porque cada definição toma um tipo de reação como ponto de partida.
No restante do artigo, as reações ácido-base serão apresentadas principalmente pela definição de Brønsted-Lowry. Nessa descrição, acompanha-se a passagem de um próton, H+, do ácido para a base.O próton não precisa existir livre e isolado no meio. A transferência ocorre entre as espécies participantes da reação. No uso corrente, a palavra "ácido" também pode nomear a própria solução, embora a definição química se aplique à espécie definida como ácido.
miniatura|direita|upright=0.9|alt=Diagrama de conjuntos sobrepostos mostra a relação entre as definições de Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis.|Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis delimitam conjuntos diferentes de reações ácido-base. A definição de Lewis também abrange processos sem transferência de prótons.
Uma mesma espécie pode agir como ácido em uma reação e como base em outra, porque seu comportamento depende da espécie com a qual reage.Ácido e base não são rótulos absolutos em todas as situações, porque a água, por exemplo, pode doar ou receber um próton dependendo da substância com que reage. Diante da amônia, a água doa um próton e forma OH− e NH4+, agindo como ácido. Diante de HCl, a água recebe um próton e forma H3O+, agindo como base. Espécies capazes de doar ou receber prótons são chamadas anfipróticas, e a água é um exemplo.
Quando um ácido é colocado em água, a mesma reação pode ser lida pelas três definições. Para Arrhenius, aumenta a concentração de hidrônio. Pela teoria de Brønsted-Lowry, H3O+ pode doar um próton e formar H2O. Na teoria de Lewis, a base fornece o par de elétrons que forma a nova ligação com o próton transferido.
Ácidos de Arrhenius miniatura|esquerda|upright=0.75|alt=Retrato em preto e branco de Svante Arrhenius, visto de frente.|Na definição de Arrhenius, um ácido aumenta a concentração de íons hidrônio quando é dissolvido em água.
Em 1884, Svante Arrhenius relacionou a acidez aos cátions de hidrogênio, H+, depois chamados de prótons ou hídrons. Um ácido de Arrhenius é uma substância que aumenta a concentração de H+ quando é adicionada à água. Nas equações, aparece com frequência H+(aq).A abreviação aq vem de aqueous, "aquoso" em inglês, e informa que a espécie está dissolvida em água. Essa escrita é útil, mas não significa que exista um núcleo de hidrogênio livre e isolado na água. O próton fica solvatado na rede de ligações de hidrogênio. Configurações locais como H9O4+, na forma-limite do cátion de Eigen, e H5O2+, na forma-limite do cátion de Zundel, mudam rapidamente no líquido. hidrônio, H3O+, é usado como forma simplificada de escrever a espécie ácida em água. Cloreto de hidrogênio e ácido acético são exemplos de ácidos de Arrhenius. Soluções desse tipo costumam ter sabor azedo, podem tornar vermelho o azul de tornassol, neutralizam bases e muitos ácidos reagem com metais suficientemente reativos, liberando hidrogênio e formando sals. Substâncias que apresentam esse comportamento são chamadas de ácidas.
Uma base de Arrhenius aumenta a concentração de hidróxido, OH−, quando é dissolvida em água. O hidrônio e o hidróxido reagem entre si e formam água, o que pode ser escrito pela equação abaixo:
H3O+(aq) + OH−(aq) ⇌ 2 H2O(l)A seta dupla indica equilíbrio químico. A reação pode ocorrer nos dois sentidos, e as duas direções continuam acontecendo quando o sistema está em equilíbrio.
A água mantém um pequeno equilíbrio próprio entre espécies protonadas e desprotonadas. Por causa dessa autoprotólise, aumentar a atividade do hidrônio, mantendo a temperatura fixa, vem acompanhado de uma diminuição da atividade do hidróxido. Essa relação nasce do equilíbrio da água e não cria uma nova definição para ácido ou base de Arrhenius.
A 25 °C, uma solução aquosa ácida tem pH inferior a 7. Em soluções suficientemente diluídas, esse valor corresponde aproximadamente a uma concentração de H3O+ maior que 10−7 mol por litro.Escrever 10−7 mol por litro é o mesmo que escrever 0,0000001 mol por litro. Na definição termodinâmica, o pH depende da atividade de H+, e a concentração isolada não basta para defini-lo.
Ácidos de Brønsted-Lowry
miniatura|direita|upright=1.15|alt=Modelos moleculares mostram ácido acético e água em equilíbrio com acetato e hidrônio, com o próton transferido destacado entre as espécies.|A transferência de um próton do ácido acético para a água produz acetato e hidrônio, um exemplo direto da definição de Brønsted-Lowry.
A definição de Arrhenius funciona bem para muitas reações em água, mas não cobre situações em que a transferência de próton ocorre em outro solvente ou mesmo sem solvente. Em 1923, Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry chegaram de forma independente a uma definição baseada nessa transferência. Um ácido de Brønsted-Lowry, ou ácido de Brønsted, é a espécie que doa um próton a uma base de Brønsted-Lowry. As duas reações abaixo usam ácido acético, CH3COOH, para mostrar como a mesma ideia funciona com parceiros diferentes:As fórmulas mostram apenas as espécies que participam diretamente do processo. Em uma solução real também há muitas moléculas do solvente ao redor delas.
Na primeira reação, o CH3COOH é ácido de Arrhenius porque sua presença em água leva à formação de H3O+, e é ácido de Brønsted porque doa um próton à água. Na segunda, ele sofre a mesma perda de próton, mas o receptor é a amônia, NH3. Como não se forma hidrônio nessa segunda reação, ela fica fora da definição de Arrhenius, embora continue sendo uma reação ácido-base pela teoria de Brønsted-Lowry.
A transferência de prótons também pode acontecer em soluções não aquosas e na fase gasosa. O cloreto de hidrogênio, HCl, e a amônia podem formar cloreto de amônio, NH4Cl. Em água, o HCl forma hidrônio e cloreto, e a solução recebe o nome de ácido clorídrico. As equações a seguir colocam lado a lado uma reação aquosa, uma em benzeno e uma entre gases:
H3O+(aq) + Cl−(aq) + NH3 → Cl−(aq) + NH4+(aq) + H2O HCl(benzeno) + NH3(benzeno) → NH4Cl(s)O nome do solvente entre parênteses indica que a espécie está dissolvida nele. O símbolo s indica estado sólido. HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)
Na primeira equação, a água recebe o próton fornecido pelo HCl e forma H3O+. Nas duas seguintes, o próton ainda passa do HCl para a amônia, mas não aparece hidrônio porque a água não é o solvente. Em benzeno, cloreto de hidrogênio e amônia formam cloreto de amônio, e a reação entre HCl e NH3 gasosos produz o mesmo sólido iônico, NH4Cl.
Ácidos de Lewis
A definição proposta em 1923 por Gilbert Newton Lewis permite tratar como ácido-base reações que não transferem prótons. Um ácido de Lewis aceita um par de elétrons de outra espécie e forma um aduto de Lewis.Um par eletrônico é formado por dois elétrons. Em uma reação de Lewis, a base fornece esse par e o ácido o recebe para formar uma ligação. Brønsted-Lowry acompanha a passagem de H+. Lewis acompanha a formação de uma ligação a partir do par eletrônico fornecido pela base. Por isso, muitos ácidos de Lewis não são ácidos de Brønsted-Lowry. As reações abaixo ajudam a comparar as duas descrições.
miniatura|esquerda|upright=1.15|alt=Esquemas de reações mostram um par de elétrons sendo fornecido por uma base e aceito por um ácido para formar uma ligação.|No modelo de Lewis, o ácido recebe um par de elétrons e a base o fornece, sem que a reação precise envolver transferência de prótons.
Na primeira reação, o íon fluoreto, F−, fornece um par solitário de elétrons ao trifluoreto de boro, BF3, e forma tetrafluoroborato, BF4−. O fluoreto é a base de Lewis. O BF3 é o ácido de Lewis porque recebe esse par em um orbital vazio. Nenhum próton é transferido.
Na segunda reação, as duas teorias chegam ao mesmo processo por caminhos diferentes. Brønsted-Lowry acompanha a amônia recebendo um próton de um ácido. Pela teoria de Lewis, o par solitário do nitrogênio forma uma ligação N−H com esse próton. A NH3 é a base de Lewis, e o H+ transferido recebe o par eletrônico.
Como a definição de Lewis não exige transferência de prótons, espécies como BF3 e muitos cátions metálicos podem agir como ácidos de Lewis sem serem ácidos de Brønsted-Lowry. Doadores de prótons também podem participar de reações explicadas pela formação de uma ligação de Lewis. Nos tópicos seguintes, o termo ácido será usado principalmente no sentido de Brønsted-Lowry.
Equilíbrio e força ácida