Conceito de Ácido
De acordo com a definição de Svante
Arrhenius proposta em 1887, o termo Ácido designa uma substância que, em
solução aquosa, forma apenas iões hidrónio H3O+ (a
forma normal do ião hidrogénio) como iões positivos. Alguns anos mais
tarde, em 1923, Johannes Bronsted e Thomas Lowry propõem outra
definição: um ácido é uma substância (molécula ou ião) com tendência
para libertar protões (H+). Nesta definição, também chamada
de 'definição protónica', e ao contrário da definição de Arrhenius,
passam a ser aceites como ácidos soluções não aquosas. Também em 1923, o
químico norte-americano Gilbert Lewis alarga ainda mais a definição de
ácido (chamada 'definição electrónica'): um ácido é uma substância
química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de eletrões. Pela sua abrangência, a definição
electrónica proposta por Lewis é a mais aceite embora as outras duas
também sejam utilizadas em determinadas situações.
Não
obstante as diferenças nos modelos,
um ácido é tão mais forte quanto maior for a sua tendência para ceder
protões.[1] [2] [3]
As propriedades dos ácidos incluem a
corrosividade, o sabor picante e o poder de tornar vermelha a tintura de
tornesol.
Medida de acidez
(Rodolfo Matos)
A
acidez de uma substância mede-se pela concentração de iões H+
(ou H3O+) nela presente. Usualmente, é apresentada
na forma de pH.
Uma
substância é mais ácida quanto menor for o seu pH.
A
título de exemplo, a água é uma substância autoionizável e dissocia-se
de acordo com a seguinte equação de equilíbrio:
Este sistema tem uma
concentração de H3O+ de 10-7 mol/L e,
consequentemente um pH no valor de 7. Se for adicionado ácido ao
sistema, a concentração de iões H+ aumenta, diminuindo o
valor do pH. Desta forma, é comummente designada de ácida qualquer
substância ou mistura com um pH inferior a 7. [1] [2] [3]
Constante de acidez
Uma
reação química adquire equilíbrio no momento em que o sistema atinge um
ponto que requer o mínimo de energia para estabilizar. Um ácido fraco em
solução aquosa tem a seguinte equação de equilíbrio:
onde HA representa o ácido e A- a base conjugada do ácido HA.
A
constante de acidez, Ka, calcula-se da seguinte forma:
sendo [X] a concentração
molar da substância X. [1] [2] [3]
A
constante de acidez depende, assim, da natureza da substância e será
maior quanto maior for a tendência da substância para dissociar e,
equitativamente, mais forte será o ácido. A constante de acidez depende
ainda da temperatura e é disponibilizada em material de referência, a
25°C, sob a forma de Ka ou ainda pKa, este que
corresponde ao simétrico do logaritmo decimal de Ka, obtido
que forma análoga ao pH a partir da concentração de H+.
[1] [2]
Para
substâncias com mais que um H+ ionizável, existe mais que um
Ka para as diferentes equações de equilíbrio.[1]
Classificação dos ácidos
- Monopróticos: são
ácidos que libertam apenas um H+ na sua ionização;
É de salientar que enquanto o ácido clorídrico (HCl) é um ácido forte e
dissocia-se completamente em meio aquoso, o ácido acético (CH3COOH)
não o é, sendo apresentada uma seta de equilíbrio na sua equação.[1]
- Dipróticos: são ácidos que libertam até dois H+ na sua
ionização;
Para o ácido sulfúrico, que é forte, a primeira ionização é completa. No
entanto, o bissulfato é um ácido fraco que está sujeito ao equilíbrio.
Para este composto existem duas constantes de acidez, uma para a
dissociação do H2SO4, que pode ser designada por Ka1,
outra para a dissociação do HSO4-, que se pode
denominar por Ka2. [1]
- Tripróticos: são
ácidos que libertam até três H+ na sua ionização. Estes
ácidos apresentam três constantes de acidez. Um desses ácidos é o
fosfórico (H3PO4). [1]
Titulação ácido-base
Uma titulação ácido-base
é a adição de um volume e concentração conhecidos de um ácido ou uma
base a uma solução de basicidade ou acidez desconhecida até que se
atinja o ponto de equivalência, permitindo calcular o teor em ácido ou
base da solução original. O ponto de equivalência é acusado pela mudança
de cor na solução, que se deve à presença de um indicador. [2]
Um indicador ácido-base
é uma substância que altera a sua cor consoante o pH da solução. O
indicador deve ser escolhido de acordo com o pH do ponto final da
reação. [2]
Informação suplementar
- Ácidos são
reconhecidos, numa forma mais rudimentar, por serem substâncias de sabor
acre (limão, vinagre,…); [4]
- Uma solução-tampão é uma solução útil para atenuar as variações no pH
mesmo com adição de ácidos ou bases fortes. Esta é formada pela presença
de um ácido (ou base) fraco e um sal desse ácido (ou base). O sangue é
um exemplo de solução-tampão, constituído por ácido carbónico (ácido
fraco, H2CO3) e pelo carbonato de sódio (sal,
NaHCO3). Uma variação de pH em apenas 0,5 é suficiente para
desnaturar proteínas e pode mesmo causar a morte, daí a propriedade
tamponada do sangue ser de extrema importância. [1][5]
Referências
[1] CHANG, “Chemistry”,
10ª Edição, Nova Iorque, McGraw-Hill, 2010, ISBN 9780073511092.
[2] CARNEIRO et al,
“Tecnologia e Ciências Experimentais”, Lisboa, Lexicultural, 1996, ISBN
9728377010 (Vol. 3).
[3] DINIS et al,
“Ciência e Técnica”, Lisboa, Lexicultural, 1990, ISBN 9729597928.
[4]
http://www.priberam.pt/dlpo/%C3%A1cido
[5]
http://www.mundoeducacao.com/quimica/alcalose-acidose-no-organismo-humano.htm
|
Procure outros termos na nossa enciclopédia
|
|
