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Curso: Química - Ensino Médio > Unidade 8

Lição 3: Ácidos e bases de Arrhenius e de Brønsted-Lowry

Ácidos e bases de Brønsted-Lowry

Principais pontos

Um ácido de Brønsted-Lowry é uma espécie capaz de doar um próton — $H^{+}$ ‍.
Uma base de Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de aceitar um próton, o que requer um par de elétrons livres para formar a ligação com o $H^{+}$ ‍.
A água é anfótera, o que significa que ela pode atuar tanto como um ácido de Brønsted-Lowry quanto como uma base de Brønsted-Lowry.
Ácidos e bases fortes ionizam completamente em solução aquosa, enquanto ácidos e bases fracos ionizam apenas parcialmente.
A base conjugada de um ácido de Brønsted-Lowry é a espécie formada depois que esse ácido doa um próton. O ácido conjugado de uma base de Brønsted-Lowry é a espécie formada depois que essa base aceita um próton.
As duas espécies em um par conjugado ácido-base têm a mesma fórmula molecular, exceto pelo fato de que o ácido possui um $H^{+}$ ‍ extra se comparado com a base conjugada.

Introdução

No Artigo anterior sobre ácidos e bases de Arrhenius, nós aprendemos que os ácidos de Arrhenius são qualquer espécie capaz de aumentar a concentração de

H^{+}

em solução aquosa e uma base de Arrhenius é qualquer espécie capaz de aumentar a concentração de

{OH}^{-}

em solução aquosa. A maior limitação da Teoria de Arrhenius é que o comportamento ácido-base só pode ser analisado em água. Nesse artigo, avançaremos em uma Teoria mais abrangente, a de Brønsted-Lowry que abrange um maior número de reações químicas.

Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry

A Teoria de Brønsted-Lowry descreve as interações ácido base em termos de transferência de prótons entre as espécies químicas. Um ácido de Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de doar um próton

H^{+}

, e uma base é qualquer espécie capaz de aceitar um próton. Em termos de estrutura química, isso significa que qualquer ácido de Brønsted-Lowry deve conter um hidrogênio capaz de dissociar como

H^{+}

. A fim de aceitar um próton, uma base de Brønsted-Lowry deve receber ao menos um par de elétrons para formar uma nova ligação com o próton.

Usando a definição de Brønsted-Lowry, uma reação ácido-base é qualquer reação em que um próton é transferido de um ácido para uma base. Nós podemos usar a definição de Brønsted-Lowry para discutir reações ácido-base em qualquer solvente, assim como as reações que ocorrem em fase gasosa. Por exemplo, considere a reação da amônia gasosa,

{NH}_{3} (g)

, com cloreto de hidrogênio gasoso,

H Cl (g)

, para formar

{NH}_{4} Cl (s)

${NH}_{3} (g) + H Cl (g) \to N H_{4} Cl (s)$ ‍

Esta reação também pode ser representada com a utilização das estruturas de Lewis para os reagentes e produtos, conforme ilustrado abaixo:

Nesta reação,

H Cl

doa seu próton — em azul — para

{NH}_{3}

. Portanto,

HCl

está agindo como um ácido de Brønsted-Lowry. Já que

{NH}_{3}

tem um par isolado de elétrons para usar como aceptor de próton,

{NH}_{3}

é uma base de Brønsted-Lowry.

Note que de acordo com a Teoria de Arrhenius, a reação acima não seria uma reação ácido-base porquê nenhuma das espécies está formando

H^{+}

{OH}^{-}

em água. Entretanto, a química envolvida

-

um próton transferido de

HCl

para

{NH}_{3}

formando

{NH}_{4} Cl

-

é muito parecida com a que ocorreria na fase aquosa.

Para você se familiarizar mais com essas definições, vamos examinar mais alguns exemplos.

Identificação de ácidos e bases de Brønsted-Lowry

Na reação entre ácido nítrico e água,

{HNO}_{3}

, doa um próton — em azul — para a água, portanto, atuando como um ácido de Brønsted-Lowry.

$H {NO}_{3} (a q) + H_{2} O (l) \to H_{3} O^{+} (a q) + {NO}_{3}^{-} (a q)$ ‍

Já que a água aceita o próton do ácido nítrico para formar o íon

H_{3} O^{+}

, a água age como uma base de Brønsted-Lowry. Essa reação favorece bastante a formação dos produtos, então a seta da reação é desenhada apenas para a direita.

Vejamos agora uma reação envolvendo amônia,

{NH}_{3}

, em água:

${NH}_{3} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ N H_{4}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

Nesta reação, a água está doando um de seus prótons para amônia. Depois de perder um próton, a água se torna,

{OH}^{-}

. Já que a água doou um próton, está atuando como um ácido de Brønsted-Lowry. A amônia aceitou um próton da água para formar íon amônio,

{NH}_{4}^{+}

. Portanto, a amônia está atuando como uma base de Brønsted-Lowry.

Nas duas reações anteriores, vemos a água se comportar tanto como uma base de Brønsted-Lowry — na reação com ácido nítrico — quanto como um ácido de Brønsted-Lowry, na reação com a amônia. Devido à habilidade da água de doar e aceitar prótons, ela é conhecida como um composto anfotérico ou anfiprótico, o que significa que pode se comportar tanto como uma base quanto como um ácido de Brønsted-Lowry.

Ácidos fortes e fracos: dissociar ou não dissociar?

Um ácido forte é uma espécie que ioniza completamente os seus constituintes em solução aquosa. Ácido nítrico é um exemplo de ácido forte. Ioniza completamente em água, formando íons, hidrônio

H_{3} O^{+}

, e nitrato,

{NO}_{3}^{-}

. Depois que a reação ocorre, há moléculas que não sofreram ionização na solução, no caso, o

{HNO}_{3}

Por outro lado, um ácido fraco não se dissocia completamente em seus íons constituintes. Um exemplo de ácido fraco é o ácido acético,

{CH}_{3} COOH

, que está presente no vinagre. O ácido acético se dissocia parcialmente em água para formar os íons hidrônio e acetato

{CH}_{3} {COO}^{-}

${CH}_{3} COOH (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + {CH}_{3} {COO}^{-} (a q)$ ‍

Note que nesta reação temos as setas (do equilíbrio) apontando para ambos os lados:

⇋

. Isso indica que a ionização do ácido acético está em equilíbrio dinâmico, no qual há uma concentração significativa de moléculas de ácido acético que não estão ionizadas,

{CH}_{3} COOH

, assim como há moléculas que sofreram ionização,

H^{+}

{CH}_{3} {COO}^{-}

Uma pergunta comum é: "Quando você sabe se algo é um ácido forte ou fraco?" Essa é uma excelente pergunta! Uma resposta curta seria dizer que há somente alguns ácidos fortes, e que todo o resto é considerado ácido fraco. Uma vez que estivermos familiarizados com os ácidos fortes mais comuns, nós poderemos facilmente identificar tanto os ácidos fracos quanto os fortes em questões de química.

A tabela a seguir lista alguns exemplos dos ácidos fortes mais comuns:

Ácidos fortes comuns

Nome	Fórmula
Ácido clorídrico	$HCl$ ‍
Ácido bromídrico	$HBr$ ‍
Ácido Iodídrico	$HI$ ‍
Ácido sulfúrico	$H_{2} {SO}_{4}$ ‍
Ácido nítrico	${HNO}_{3}$ ‍
Ácido perclórico	${HClO}_{4}$ ‍

Bases fortes e fracas

Uma base forte é uma base que se ioniza completamente em solução aquosa. Um exemplo de base forte é o hidróxido de sódio,

NaOH

. Em água, o hidróxido de sódio se dissocia completamente em íons hidróxido e íons sódio.

$NaOH (a q) \to {Na}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

Assim, se preparamos uma solução de hidróxido de sódio em água, somente íons

{Na}^{+}

{OH}^{-}

estarão presentes na nossa solução final. Não esperamos ver nenhuma molécula de

NaOH

não dissociada.

Vejamos agora a amônia,

{NH}_{3}

, em água. A amônia é uma base fraca, então ela irá se ionizar parcialmente em água:

${NH}_{3} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {NH}_{4}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

Algumas das moléculas de amônia aceitam um próton da água para formar íons amônio e íons hidróxido. Isso resulta em um equilíbrio dinâmico, no qual as moléculas de amônia estão continuamente trocando prótons com a água, e os íons amônio estão continuamente doando prótons de volta para o hidróxido. A espécie em maior quantidade na solução será a amônia não-ionizada,

{NH}_{3}

, pois a amônia só conseguirá desprotonar a água em uma pequena extensão.

Bases fortes comuns incluem os hidróxidos da família 1A e 2A.

Até mesmo compostos insolúveis como o

{Ca(OH)}_{2}

são frequentemente classificados como bases fortes, pois eles tem uma pequena fração que pode se dissolver em água, e a fração que está na solução se dissocia completamente para formar íons

{OH}^{-}

Outra forma de pensar sobre isso é que ter solubilidade completa não é um requisito para algo ser uma base forte! Contanto que uma parte fique na solução e se dissocie completamente, nós podemos classificar essa substância como uma base forte.

Bases fracas comuns incluem compostos contendo nitrogênio neutro, como: Amônia, trimetilamina e piridina.

Exemplo 1: Escrevendo uma reação ácido-base com hidrogenofosfato

O hidrogenofosfato,

{HPO}_{4}^{2 -}

, pode agir como uma base fraca ou como um ácido fraco em solução aquosa.

Qual é a equação balanceada da reação do hidrogenofosfato agindo como uma base fraca em água?

Já que o hidrogenofosfato está atuando como uma base de Brønsted-Lowry, a água deve atuar como um ácido de Brønsted-Lowry. Isso significa que a água vai doar um próton para formar íon hidróxido. A adição de um próton no hidrogenofostato resulta na formação de

H_{2} {PO}_{4}^{-}

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) + H^{+} (a q) \to H_{2} {PO}_{4}^{-} (a q)$ ‍

Já que o íon hidrogenofosfato está atuando como uma base fraca neste exemplo em particular, precisamos usar setas duplas,

⇌

, em nossa reação global para mostrar que é reversível. Isso nos dá a seguinte equação balanceada para a reação de hidrogenofosfato atuando como base em água:

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{2} {PO}_{4}^{-} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

Como sabemos se algo como hidrogenofosfato vai atuar como ácido ou base? A resposta curta é: Quando diferentes reações são possíveis, essas reações possuem diferentes constantes de equilíbrio. Qual equilíbrio será favorecido vai depender de fatores como pH da solução e quais outras espécies estão em solução. Essa questão será explicada em mais detalhes quando aprendermos sobre soluções-tampão e titulação.

Verificando o conceito: Como seria a nossa equação balanceada se o hidrogenofosfato agisse como um ácido fraco em solução aquosa?

Se o hidrogenofosfato está atuando como um ácido de Brønsted-Lowry, então a água deve atuar como uma base de Brønsted-Lowry. Isso significa que a água deverá aceitar o próton para formar hidrônio. A perda de um próton do hidrogenofosfato resulta na formação do íon fosfato,

{PO}_{4}^{3 -}

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) \to {PO}_{4}^{3 -} (a q) + H^{+} (a q)$ ‍

Já que o hidrogenofosfato está atuando como um ácido fraco neste exemplo em particular, nós precisaremos utilizar setas duplas,

⇌

, em nossa reação global para mostrar que a reação é reversível. Isso nos dá a seguinte equação balanceada:

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {PO}_{4}^{3 -} (a q) + H_{3} O^{+} (a q)$ ‍

Pares conjugados ácido-base

Agora que temos conhecimento de ácidos e bases de Brønsted-Lowry, nós podemos discutir o último conceito deste artigo: Pares conjugados ácido-base. Em uma reação ácido base de Brønsted-Lowry, um ácido conjugado é uma espécie formada após a base aceitar um próton. Logo, uma base conjugada é uma espécie formada após o ácido doar seu próton. As duas espécies em um par conjugado ácido-base têm a mesma forma molecular, exceto, o ácido com um hidrogênio extra

H^{+}

quando comparado com a base conjugada.

Exemplo 2: Dissociação de um ácido forte

Vamos reconsiderar o ácido forte

HCl

reagindo com a água:

$HCl (a q) + H_{2} O (l) \to H_{3} O^{+} (a q) + {Cl}^{-} (a q)$ ‍

ácido base ácido base

Nesta reação,

HCl

doa seu próton para a água, portanto,

HCl

está atuando como um ácido de Brønsted-Lowry. Após

HCl

doar seu próton, é formado o íon

{Cl}^{-}

, logo,

{Cl}^{-}

é a base conjugada de

HCl

$Par conjugado 1 = HCl e {Cl}^{-}$ ‍

Como a água aceita um próton do

HCl

, a água está agindo como uma base de Brønsted-Lowry. Quando a água aceita um próton, o

H_{3} O^{+}

é formado. Portanto, o

H_{3} O^{+}

é o ácido conjugado do

H_{2} O

$Par conjugado 2 = H_{2} O e H_{3} O^{+}$ ‍

Cada par ácido-base conjugado em nossa reação contém um ácido de Brønsted-Lowry e uma base de Brønsted-Lowry. O ácido e base diferem por apenas um único próton. Em geral, será verdadeiro que uma reação entre um ácido de Brønsted-Lowry e uma base, conterá dois pares conjugados ácido-base.

Exemplo 3: A ionização de uma base fraca

Vamos considerar a reação da amônia, uma base fraca, em água:

${NH}_{3} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {NH}_{4}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

base ácido ácido base

A amônia aceita um próton da água nessa reação, e desse modo, atua como uma base de Brønsted-Lowry. Ao aceitar um próton da água, a amônia forma

{NH}_{4}^{+}

. Portanto,

{NH}_{4}^{+}

é o ácido conjugado da amônia.

$Par conjugado 1 = {NH}_{3} e {NH}_{4}^{+}$ ‍

A água, ao doar um próton à amônia, age como um ácido de Brønsted-Lowry. Depois que a água doa um próton para a amônia, forma-se

{OH}^{-}

. Portanto,

{OH}^{-}

é a base conjugada da água.

$Par conjugado 2 = H_{2} O e {OH}^{-}$ ‍

Como a amônia é uma base fraca, o íon amônio pode doar um próton de volta para a hidroxila para regenerar a amônia e a água. Assim, existe um equilíbrio dinâmico. Isso sempre será verdadeiro para reações envolvendo ácidos e bases fracas.

Resumo

Um ácido de Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de doar um próton — $H^{+}$ ‍.
Uma base de Brønsted-Lowry é qualquer espécie que é capaz de aceitar um próton, o que requer um par de elétrons livre para se ligar ao $H^{+}$ ‍.
A água é anfótera, o que significa que ela pode agir tanto como um ácido de Brønsted-Lowry como uma base de Brønsted-Lowry.
Ácidos e bases fortes ionizam-se completamente em solução aquosa, enquanto que ácidos e bases fracos ionizam-se parcialmente em solução aquosa.
A base conjugada de um ácido de Brønsted-Lowry é a espécie que é formada após o ácido doar o seu próton. O ácido conjugado de uma base de Brønsted-Lowry é a espécie formada após a base aceitar um próton.
As duas espécies em um par conjugado ácido-base têm a mesma fórmula molecular, exceto pelo fato de que o ácido possui um $H^{+}$ ‍ extra se comparado com a base conjugada.

Créditos

Este artigo é uma adaptação dos seguintes artigos:

"Acid/Base Basics" disponível em UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
“Pares conjugados ácido-base” disponível em UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
"A definição de Arrhenius" disponível em Boundless Learning, CC BY-SA 4.0

O artigo adaptado está autorizado sob licença CC-BY-NC-SA 4.0

Outras referências

Zumdahl, S.S., and S. A. Zumdahl S.A. "Atomic Structure and Periodicity." Em Chemistry, 290-294. 6th ed. Boston, MA: Houghton Mifflin Company, 2003.

Kotz, J. C., P. m. Treichel, J. R. Townsend, and D. A. Treichel. "The Brønsted-Lowry Concept of Acids and Bases." In Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition, 586-588. 9th ed. Stamford, CT: Cengage Learning, 2015.

Prática 1: Identificando reações ácido-base

Com base na teoria de Brønsted-Lowry, quais dos seguintes itens são reações ácido-base?

Na reação

LiOH (a q) + HBr (a q) \to H_{2} O (l) + LiBr (a q)

HBr

está doando um próton to

LiOH

, desta forma agindo como um ácido de Brønsted-Lowry. Como

LiOH

aceita o próton, ele está agindo como uma base Brønsted-Lowry.

Na reação

2 {NH}_{3} ⇌ {NH}_{4}^{+} + {NH}_{2}^{-}

, uma molécula de

{NH}_{3}

doa um próton para outra molécula de

{NH}_{3}

. Portanto, uma molécula de

{NH}_{3}

está agindo como um ácido Brønsted-Lowry—doador de próton—e outra molécula de

{NH}_{3}

está agindo como uma base Brønsted-Lowry—receptora de próton. Este é um exemplo de uma reação auto-ionizante.

Prática 2: Identificando pares conjugados ácido-base

O ácido fluorídrico,

HF

, é um ácido fraco que se dissocia em água de acordo com a seguinte equação:

$HF (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + F^{-} (a q)$ ‍

Qual é a base conjugada do $HF$ ‍ nessa reação?

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Classificar por:

Yuji Tavares
Publicado há há 6 anos. Link direto para a postagem “na caso de uma reação áci...” de Yuji Tavares
na caso de uma reação ácido-base, sendo o ácido um oxiácido padrão forte e a base uma base da família 1A, como identificar o ácido conjugado e a base conjugada?
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