Reação ácido-base - Acid–base reaction

Uma reação ácido-base é uma reação química que ocorre entre um ácido e uma base . Ele pode ser usado para determinar o pH . Vários referenciais teóricos fornecem concepções alternativas dos mecanismos de reação e sua aplicação na resolução de problemas relacionados; essas são chamadas de teorias ácido-base, por exemplo, teoria ácido-base de Brønsted-Lowry .

Sua importância se torna aparente na análise de reações ácido-base para espécies gasosas ou líquidas, ou quando o caráter ácido ou básico pode ser um pouco menos aparente. O primeiro desses conceitos foi fornecido pelo químico francês Antoine Lavoisier , por volta de 1776.

Lewis, Brønsted-Lowery, Arrhenius formas de pensar sobre ácidos e bases
Teorias de reação de base ácido como modelos de superconjunto e subconjunto.

É importante pensar nos modelos de reação ácido-base como teorias que se complementam. Por exemplo, o modelo atual de Lewis tem a definição mais ampla do que são um ácido e uma base, com a teoria de Brønsted-Lowry sendo um subconjunto do que são ácidos e bases, e a teoria de Arrhenius sendo a mais restritiva.

Definições de ácido-base

Desenvolvimento histórico

O conceito de uma reação ácido-base foi proposto pela primeira vez em 1754 por Guillaume-François Rouelle , que introduziu a palavra "base" na química para significar uma substância que reage com um ácido para dar-lhe a forma sólida (como um sal).

Teoria dos ácidos do oxigênio de Lavoisier

O primeiro conceito científico de ácidos e bases foi fornecido por Lavoisier por volta de 1776. Desde que o conhecimento de Lavoisier sobre ácidos fortes restringia-se principalmente aos oxoácidos , como o HNO
3
(ácido nítrico) e H
2
TÃO
4
(ácido sulfúrico), que tendem a conter átomos centrais em altos estados de oxidação rodeados por oxigênio, e como ele não conhecia a verdadeira composição dos ácidos hidro - hálicos ( HF , HCl , HBr e HI ), ele definiu os ácidos em termos de contendo oxigênio , que na verdade ele nomeou de palavras gregas que significam "formador de ácido" (do grego οξυς ( oxys ) que significa "ácido" ou "agudo" e γεινομαι ( geinomai ) que significa "engendrar"). A definição de Lavoisier se manteve por mais de 30 anos, até o artigo de 1810 e as palestras subsequentes de Sir Humphry Davy nas quais ele provou a falta de oxigênio em H
2
S
, H 2 Te , e os ácidos hidro-halogenados . No entanto, Davy não conseguiu desenvolver uma nova teoria, concluindo que "a acidez não depende de nenhuma substância elementar em particular, mas do arranjo peculiar de várias substâncias". Uma modificação notável da teoria do oxigênio foi fornecida por Jöns Jacob Berzelius , que afirmou que os ácidos são óxidos de não metais, enquanto as bases são óxidos de metais.

Teoria de ácidos do hidrogênio de Liebig

Em 1838, Justus von Liebig propôs que um ácido é um composto contendo hidrogênio cujo hidrogênio pode ser substituído por um metal. Essa redefinição foi baseada em seu extenso trabalho sobre a composição química dos ácidos orgânicos , terminando a mudança doutrinária de ácidos à base de oxigênio para ácidos à base de hidrogênio iniciada por Davy. A definição de Liebig, embora completamente empírica, permaneceu em uso por quase 50 anos até a adoção da definição de Arrhenius.

Definição de Arrhenius

A primeira definição moderna de ácidos e bases em termos moleculares foi desenvolvida por Svante Arrhenius . Uma teoria dos ácidos do hidrogênio, que resultou de seu trabalho de 1884 com Friedrich Wilhelm Ostwald em estabelecer a presença de íons em solução aquosa e levou Arrhenius a receber o Prêmio Nobel de Química em 1903.

Conforme definido por Arrhenius:

  • um ácido de Arrhenius é uma substância que se dissocia em água para formar íons de hidrogênio (H + ); ou seja, um ácido aumenta a concentração de íons H + em uma solução aquosa.

Isso causa a protonação da água, ou a criação do íon hidrônio (H 3 O + ). Assim, nos tempos modernos, o símbolo H + é interpretado como uma abreviação para H 3 O + , porque agora se sabe que um próton puro não existe como uma espécie livre em solução aquosa.

  • base de um Arrhenius é uma substância que se dissocia em água para formar hidróxido (OH - ) iões; ou seja, uma base aumenta a concentração de íons OH - em uma solução aquosa. "

As definições de Arrhenius de acidez e alcalinidade são restritas a soluções aquosas e referem-se à concentração dos íons do solvente. Sob esta definição, puro H 2 SO 4 e HCl dissolvido em tolueno não são ácidos, e fundido NaOH e soluções de amida de cálcio em amoníaco líquido não são alcalinas. Isso levou ao desenvolvimento da teoria de Brønsted-Lowry e da subsequente teoria de Lewis para explicar essas exceções não aquosas .

No geral, para se qualificar como um ácido de Arrhenius, após a introdução na água, o produto químico deve causar, diretamente ou de outra forma:

  • um aumento na concentração de hidrônio aquoso, ou
  • uma diminuição na concentração de hidróxido aquoso.

Por outro lado, para se qualificar como uma base de Arrhenius, após a introdução na água, o produto químico deve causar, diretamente ou de outra forma:

  • uma diminuição na concentração de hidrônio aquoso, ou
  • um aumento na concentração de hidróxido aquoso.

A reação de um ácido com uma base é chamada de reação de neutralização . Os produtos dessa reação são um sal e água.

ácido + base → sal + água

Nesta representação tradicional, uma reação de neutralização ácido-base é formulada como uma reação de dupla substituição . Por exemplo, a reação de soluções de ácido clorídrico , HCl, com hidróxido de sódio , NaOH, produz uma solução de cloreto de sódio , NaCl e algumas moléculas de água adicionais.

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H 2 O

O modificador ( aq ) nesta equação foi implícito por Arrhenius, ao invés de incluído explicitamente. Isso indica que as substâncias são dissolvidas na água. Embora todas as três substâncias, HCl, NaOH e NaCl sejam capazes de existir como compostos puros, em soluções aquosas eles são totalmente dissociados nos íons aquados H + , Cl - , Na + e OH - .

Definição de Brønsted-Lowry

Johannes Brønsted.jpg Thomas Martin Lowry2.jpg
Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry

A definição de Brønsted-Lowry, formulada em 1923, independentemente por Johannes Nicolaus Brønsted na Dinamarca e Martin Lowry na Inglaterra, é baseada na ideia de protonação de bases por meio da desprotonação de ácidos - ou seja, a capacidade dos ácidos de "doar" hidrogênio íons (H + ) - de outra forma conhecidos como prótons - às bases, que os "aceitam".

Uma reação ácido-base é, portanto, a remoção de um íon hidrogênio do ácido e sua adição à base. A remoção de um íon de hidrogênio de um ácido produz sua base conjugada , que é o ácido com um íon de hidrogênio removido. A recepção de um próton por uma base produz seu ácido conjugado , que é a base com um íon hidrogênio adicionado.

Ao contrário das definições anteriores, a definição de Brønsted-Lowry não se refere à formação de sal e solvente, mas sim à formação de ácidos e bases conjugados , produzidos pela transferência de um próton do ácido para a base. Nessa abordagem, ácidos e bases são fundamentalmente diferentes em comportamento dos sais, que são vistos como eletrólitos, sujeitos às teorias de Debye , Onsager e outros. Um ácido e uma base reagem não para produzir um sal e um solvente, mas para formar um novo ácido e uma nova base. O conceito de neutralização está, portanto, ausente. O comportamento ácido-base de Brønsted-Lowry é formalmente independente de qualquer solvente, tornando-o mais abrangente do que o modelo de Arrhenius. O cálculo do pH sob o modelo de Arrhenius dependeu da dissolução de álcalis (bases) em água ( solução aquosa ). O modelo de Brønsted-Lowry expandiu o que poderia ser testado em pH usando soluções insolúveis e solúveis (gás, líquido, sólido).

A fórmula geral para reações ácido-base de acordo com a definição de Brønsted-Lowry é:

HA + B → BH + + A -

onde HA representa o ácido, o símbolo B representa a base, BH + representa o ácido conjugado de B, e A - representa a base conjugada de HA.

Por exemplo, um modelo de Brønsted-Lowry para a dissociação de ácido clorídrico (HCl) em solução aquosa seria o seguinte:

HCl + H 2 O ⇌ H 3 O + + Cl -

A remoção de H + do HCl produz o íon cloreto , Cl - , a base conjugada do ácido. A adição de H + ao H 2 O (atuando como uma base) forma o íon hidrônio , H 3 O + , o ácido conjugado da base.

A água é anfotérica - ou seja, pode atuar tanto como ácido quanto como base. O modelo de Brønsted-Lowry explica isso, mostrando a dissociação da água em baixas concentrações de íons hidrônio e hidróxido :

H 2 O + H 2 O ⇌ H 3 O + + OH -

Essa equação é demonstrada na imagem abaixo:

Bronsted lowry 3d diagram.png

Aqui, uma molécula de água atua como um ácido, doando um H + e formando a base conjugada, OH - , e uma segunda molécula de água atua como uma base, aceitando o íon H + e formando o ácido conjugado, H 3 O + .

Como um exemplo de água agindo como um ácido, considere uma solução aquosa de piridina , C 5 H 5 N.

C 5 H 5 N + H 2 O ⇌ [C 5 H 5 NH] + + OH -

Neste exemplo, uma molécula de água é dividida em um íon hidrogênio, que é doado a uma molécula de piridina, e um íon hidróxido.

No modelo de Brønsted-Lowry, o solvente não tem necessariamente de ser água, como é exigido pelo modelo Ácido-Base de Arrhenius . Por exemplo, considere o que acontece quando o ácido acético , CH 3 COOH, se dissolve em amônia líquida .

CH
3
COOH
+ NH
3
NH+
4
+ CH
3
COO-

Um íon H + é removido do ácido acético, formando sua base conjugada, o íon acetato , CH 3 COO - . A adição de um íon H + a uma molécula de amônia do solvente cria seu ácido conjugado, o íon amônio, NH+
4
.

O modelo de Brønsted-Lowry chama substâncias contendo hidrogênio (como HCl) de ácidos. Assim, algumas substâncias, que muitos químicos consideram como ácidos, como o SO 3 ou o BCl 3 , são excluídas desta classificação por falta de hidrogênio. Gilbert N. Lewis escreveu em 1938: "Restringir o grupo de ácidos às substâncias que contêm hidrogênio interfere tão seriamente na compreensão sistemática da química quanto faria a restrição do termo agente oxidante a substâncias contendo oxigênio ." Além disso, KOH e KNH 2 não são considerados bases de Brønsted, mas sim sais contendo as bases OH - e NH-
2
.

Definição de Lewis

A necessidade de hidrogênio de Arrhenius e Brønsted-Lowry foi removida pela definição de Lewis de reações ácido-base, concebida por Gilbert N. Lewis em 1923, no mesmo ano que Brønsted-Lowry, mas não foi elaborada por ele até 1938. Em vez disso, de definir reações ácido-base em termos de prótons ou outras substâncias ligadas, a definição de Lewis define uma base (referida como uma base de Lewis ) como um composto que pode doar um par de elétrons , e um ácido (um ácido de Lewis ) como um composto que pode receber este par de elétrons.

Por exemplo, trifluoreto de boro , BF 3 é um ácido de Lewis típico. Ele pode aceitar um par de elétrons, pois tem uma vaga em seu octeto . O íon fluoreto tem um octeto completo e pode doar um par de elétrons. Assim

BF 3 + F -BF-
4

é um ácido de Lewis típico, reação de base de Lewis. Todos os compostos dos elementos do grupo 13 com a fórmula AX 3 podem se comportar como ácidos de Lewis. Da mesma forma, os compostos de grupo 15 elementos com uma fórmula DY 3 , tais como aminas , NR 3 , e fosfinas , RP 3 , pode comportar-se como bases de Lewis. Os adutos entre eles têm a fórmula X 3 A ← DY 3 com uma ligação covalente dativa , representada simbolicamente como ←, entre os átomos A (aceitador) e D (doador). Os compostos do grupo 16 com a fórmula DX 2 também podem agir como bases de Lewis; desta forma, um composto tal como um éter , R 2 O, ou um tioéter , R 2 S, pode actuar como uma base de Lewis. A definição de Lewis não se limita a esses exemplos. Por exemplo, o monóxido de carbono atua como uma base de Lewis quando forma um aduto com trifluoreto de boro, de fórmula F 3 B ← CO.

Os adutos envolvendo íons metálicos são referidos como compostos de coordenação; cada ligante doa um par de elétrons ao íon metálico. A reação

[Ag (H 2 O) 4 ] + + 2NH 3 → [Ag (NH 3 ) 2 ] + + 4H 2 O

pode ser vista como uma reação ácido-base em que uma base mais forte (amônia) substitui uma mais fraca (água)

As definições de Lewis e Brønsted-Lowry são consistentes uma com a outra, uma vez que a reação

H + + OH - ⇌ H 2 S

é uma reação ácido-base em ambas as teorias.

Definição do sistema solvente

Uma das limitações da definição de Arrhenius é sua dependência de soluções de água. Edward Curtis Franklin estudou as reações ácido-base na amônia líquida em 1905 e apontou as semelhanças com a teoria de Arrhenius baseada na água. Albert FO Germann , trabalhando com fosgênio líquido , COCl
2
, formulou a teoria baseada em solvente em 1925, generalizando assim a definição de Arrhenius para abranger solventes apróticos.

Germann apontou que, em muitas soluções, existem íons em equilíbrio com as moléculas de solvente neutro:

  • íons solvônio: um nome genérico para íons positivos. (O termo solvônio substituiu o termo mais antigo íons de lyon : íons positivos formados pela protonação de moléculas de solvente.)
  • íons solvato: um nome genérico para íons negativos. (O termo solvato substituiu o termo mais antigo íons lyate : íons negativos formados pela desprotonação de moléculas de solvente.)

Por exemplo, água e amônia sofrem tal dissociação em hidrônio e hidróxido e amônio e amida , respectivamente:

2 H
2
O
H
3
O+
+ OH-
2 NH
3
NH+
4
+ NH-
2

Alguns sistemas apróticos também sofrem tal dissociação, como tetróxido de dinitrogênio em nitrosônio e nitrato , tricloreto de antimônio em dicloroantimônio e tetracloroantimonato e fosgênio em clorocarboxônio e cloreto :

N
2
O
4
NÃO+
+ NÃO-
3
2 SbCl
3
SbCl+
2
+ SbCl-
4
COCl
2
COCl+
+ Cl-

Um soluto que causa um aumento na concentração dos íons solvônio e uma diminuição na concentração dos íons solvato é definido como um ácido . Um soluto que causa um aumento na concentração dos íons solvato e uma diminuição na concentração dos íons solvônio é definido como uma base .

Assim, na amônia líquida, KNH
2
(fornecendo NH-
2
) é uma base forte e NH
4
NÃO
3
(fornecendo NH+
4
) é um ácido forte. Em dióxido de enxofre líquido ( SO
2
), compostos de tionila (fornecendo SO2+
) se comportam como ácidos e sulfitos (fornecendo SO2−
3
) se comportam como bases.

As reações ácido-base não aquosas na amônia líquida são semelhantes às reações na água:

2 NaNH
2

(base)
+ Zn ( NH
2
)
2

( amida anfifílica )
Na
2
[ Zn ( NH
2
)
4
]
2 NH
4
eu

(ácido)
+ Zn ( NH
2
)
2

(amida anfifílica)
[ Zn ( NH
3
)
4
]EU
2

O ácido nítrico pode ser uma base no ácido sulfúrico líquido:

HNO
3

(base)
+ 2 H
2
TÃO
4
NÃO+
2
+ H
3
O+
+ 2 HSO-
4

A força única desta definição mostra na descrição das reações em solventes apróticos; por exemplo, em N líquido
2
O
4
:

AgNO
3

(base)
+ NOCl
(ácido)
N
2
O
4

(solvente)
+ AgCl
(sal)

Como a definição do sistema de solvente depende do soluto, bem como do próprio solvente, um determinado soluto pode ser um ácido ou uma base, dependendo da escolha do solvente: HClO
4
é um ácido forte em água, um ácido fraco em ácido acético e uma base fraca em ácido fluorossulfônico; esta característica da teoria tem sido vista como uma força e uma fraqueza, porque algumas substâncias (como SO
3
e NH
3
) foram considerados ácidos ou básicos por si próprios. Por outro lado, a teoria do sistema solvente foi criticada por ser muito geral para ser útil. Além disso, pensou-se que há algo intrinsecamente ácido nos compostos de hidrogênio, uma propriedade não compartilhada pelos sais de solvônio não hidrogenados.

Definição Lux – Flood

Esta teoria ácido-base foi um renascimento da teoria do oxigênio de ácidos e bases, proposta pelo químico alemão Hermann Lux em 1939, posteriormente aprimorada por Håkon Flood por volta de 1947 e ainda é usada na geoquímica moderna e na eletroquímica de sais fundidos . Esta definição descreve um ácido como um íon óxido ( O2−
) aceitador e uma base como um doador de íon óxido. Por exemplo:

MgO
(base)
+ CO
2

(ácido)
MgCO
3
CaO
(base)
+ SiO
2

(ácido)
CaSiO
3
NÃO-
3

(base)
+ S
2
O2−
7

(ácido)
NÃO+
2
+ 2 SO2−
4

Esta teoria também é útil na sistematização das reações de compostos de gases nobres , especialmente os óxidos de xenônio, fluoretos e oxofluoretos.

Definição de Usanovich

Mikhail Usanovich desenvolveu uma teoria geral que não restringe a acidez a compostos contendo hidrogênio, mas sua abordagem, publicada em 1938, era ainda mais geral do que a teoria de Lewis. A teoria de Usanovich pode ser resumida definindo um ácido como qualquer coisa que aceita espécies negativas ou doa espécies positivas, e uma base como o reverso. Isso definiu o conceito de redox (redução da oxidação) como um caso especial de reações ácido-base

Alguns exemplos de reações ácido-base de Usanovich incluem:

N / D
2
O

(base)
+ TÃO
3

(ácido)
→ 2 Na+
+ SO2−
4
(espécies trocadas: O2−
ânion)
3 ( NH
4
)
2
S

(base)
+ Sb
2
S
5

(ácido)
→ 6 NH+
4
+ 2 SbS3−
4
(espécies trocadas: 3 S2−
ânions)
2Na
(base)
+ Cl
2

(ácido)
→ 2 Na+
+ 2 Cl-
(espécies trocadas: 2 elétrons)

Racionalizando a força das interações ácido-base de Lewis

Teoria HSAB

Em 1963, Ralph Pearson propôs um conceito qualitativo conhecido como o princípio Hard and Soft Acids and Bases . posteriormente feito quantitativo com a ajuda de Robert Parr em 1984. 'Difícil' aplica-se a espécies que são pequenas, têm estados de alta carga e são fracamente polarizáveis. 'Soft' se aplica a espécies que são grandes, têm estados de baixa carga e são fortemente polarizáveis. Ácidos e bases interagem, e as interações mais estáveis ​​são duro-duro e macio-macio. Essa teoria encontrou uso na química orgânica e inorgânica.

Modelo ECW

O modelo ECW criado por Russel S. Drago é um modelo quantitativo que descreve e prevê a intensidade das interacções ácido-base de Lewis, -Δ H . O modelo atribuiu parâmetros E e C a muitos ácidos e bases de Lewis. Cada ácido é caracterizado por um de E Um e um C Uma . Cada base é também caracterizada pelo seu próprio E B e C B . Os parâmetros E e C referem-se, respectivamente, às contribuições eletrostáticas e covalentes para a força das ligações que o ácido e a base formarão. A equação é

−Δ H = E A E B + C A C B + W

O termo W representa uma contribuição de energia constante para a reação ácido-base, como a clivagem de um ácido dimérico ou base. A equação prevê reversão de ácidos e bases. As apresentações gráficas da equação mostram que não existe uma ordem única de forças de base de Lewis ou de força de ácido de Lewis.

Equilíbrio ácido-base

A reação de um ácido forte com uma base forte é essencialmente uma reação quantitativa. Por exemplo,

HCl (aq) + Na (OH) (aq) → H 2 O + NaCl (aq)

Nesta reação, os íons sódio e cloreto são espectadores da reação de neutralização,

H + + OH - → H 2 S

não os envolve. Com bases fracas, a adição de ácido não é quantitativa porque uma solução de uma base fraca é uma solução tampão . Uma solução de um ácido fraco também é uma solução tampão. Quando um ácido fraco reage com uma base fraca, uma mistura de equilíbrio é produzida. Por exemplo, a adenina , escrita como AH, pode reagir com um íon de fosfato de hidrogênio , HPO2−
4
.

AH + HPO2−
4
⇌ A - + H
2
PO-
4

A constante de equilíbrio para esta reação pode ser derivada das constantes de dissociação de ácido da adenina e do íon di-hidrogenofosfato.

[A - ] [H + ] = K a1 [AH]
[ HPO2−
4
] [H + ] = K a2 [ H
2
PO-
4
]

A notação [X] significa "concentração de X". Quando essas duas equações são combinadas eliminando a concentração de íons de hidrogênio, obtém-se uma expressão para a constante de equilíbrio K.

[A - ] [ H
2
PO-
4
] = K [AH] [ HPO2−
4
]; K =      K a1/K a2

Reação ácido-alcalino

Uma reação ácido-álcali é um caso especial de uma reação ácido-base, onde a base usada também é um álcali . Quando um ácido reage com um sal alcalino (um hidróxido de metal), o produto é um sal de metal e água. As reações ácido-alcalino também são reações de neutralização .

Em geral, as reações ácido-alcalinas podem ser simplificadas para

OH-
(aq)
+ H+
(aq)H
2
O

omitindo íons espectadores .

Os ácidos são em geral substâncias puras que contêm cátions de hidrogênio ( H+
) ou fazer com que sejam produzidos em soluções. Ácido clorídrico ( HCl ) e ácido sulfúrico ( H
2
TÃO
4
) são exemplos comuns. Na água, eles se dividem em íons:

HClH+
(aq) + Cl-
(aq)
H
2
TÃO
4
H+
(aq) + HSO-
4
(aq)

O álcali se quebra na água, produzindo íons de hidróxido dissolvido:

NaOHNa+
(aq) + OH-
(aq)

Veja também

Notas

Referências

Fontes

  • Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart; Wothers, Peter (2000). Organic Chemistry (primeira ed.). Imprensa da Universidade de Oxford.
  • Finston, HL; Rychtman, AC (1983). Uma nova visão das teorias ácido-base atuais . Nova York: John Wiley & Sons.
  • Meyers, R. (2003). Noções básicas de química . Greenwood Press.
  • Miessler, GL; Tarr, DA (1991). Química Inorgânica .

links externos