Introdução
Os conceitos de ácido e base, em termos de íons hidrônio e hidróxido em água, é muito limitada, porque retringe a discussão do fenômeno ácido-base apenas a soluções aquosas. Uma abordagem mais geral foi proposta, em 1923, pelo químico dinamarques Brönsted e pelo químico britânico Lowry. O conceito de Brönsted-Lowry é mais geral do que o conceito de Arrhenius, porque não nos restringe a soluções aquosas.
Definições
Ácido: é toda a espécie química capaz de doar um próton (íon H+) a uma outra substância.
Base: é definida como uma substância capaz de aceitar um próton (íon H+) de um ácido.
De uma maneira mais simples, ácido é um doador de próton e e base é um receptor de próton.
Na reação acima, o HCl está atuando como ácido, porque está doando um próton para a molécula de água. A água, por outro lado, está se comportando como base, por aceitar o próton do ácido. A reação inversa também é uma reação de Brönsted-Lowry, com o íon hidrônio (H3O+) funcionando como ácido, por doar seu próton, e com o Cl- atuando como base, por aceitá-lo. Ocorre um equilíbrio, onde temos dois ácidos e duas bases, um de cada, em ambos os lados da equação. As espécies que estão relacionadas são denominadas de pares conjugados.
Nesse caso a água funciona como um ácido, por doar próton a uma molécula de amônia (NH3), que, por sua vez, atua como base. Na reação inversa, o NH4+ é o ácido e OH- é a base. Os pares conjugados são: NH3 e NH4+ mais H2O e OH-.
Examinando a água, nos dois exemplo, notamos que no primeiro caso ela funcionou como base e, no outro, como ácido. Tal espécie que pode atuar de ambas as formas, dependendo das condições, é denominada anfiprótica ou anfótera. A água não é a única espécie a se comportar dessa forma.
Autoionização da água, ácido acético e amônia.
Numa reação de autoionização ocorre a transferência de um próton entre duas moléculas semelhantes, produzindo um par de íons. Repare nos exemplos abaixo.
Em cada caso, a substância está desempenhando o papel tanto de ácido como de base.
Forças de Ácidos e Bases
A melhor maneira de julgar as forças relativas de ácidos e bases é pela comparação das posições de equilíbrio em várias reações ácido-base. Por exemplo, em água o HCl está, essencialmente, 100% ionizado e o HF somente cerca de 3%. Assim:
Os resultados nos mostram que, em água, o HCl é um ácido muito mais forte do que o HF. Mostram, também, que o F- é uma base muito mais forte do que Cl-, porque nas soluções com o mesmo ácido de referência, H3O+, a maior parte do F- está protonado e existe como HF, enquanto nenhum Cl- está protonado.
Á medida que um ácido se torna mais forte, a sua base conjugada torna-se mais fraca ou á medida que as bases tornam-se mais fortes, os seus ácidos conjugados tornam-se mais fracos.
De forma geral, quando ocorre uma reação ácido-base de Brönsted-Lowry, a posição de equilíbrio situa-se na direção dos ácidos e bases mais fracos.
Lembre-se que quando queremos comparar as forças de ácidos é melhor usarmos uma mesma base como referência.
Elaboração: Prof. Paulo Silva
