Acidez e basicidade

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INTRODUÇÃO

O primeiro reconhecimento da existência de ácidos e bases foi baseado, perigosamente, no critério do gosto e do tato: os ácidos eram azedos e as bases lembravam sabão. Uma maior compreensão química das suas propriedades emergiu da concepção de Arrhenius de um ácido como composto que produzia íons hidrogênio em água. As definições modernas, estão baseadas em uma gama maior dereações químicas. As definições de Bronsted Lowry enfocam a tranferência de próton, e a de Lewis está baseada na interação de moléculas e íons doadores e receptores de pares eletrônicos. (SHRIVER E ATKINS – 2003)

Fundamentado em experiências de condutividade elétrica, o químico Arrhenius propôs, em 1887, a seguinte definição:
Ácido é todo composto que, dissolvido em H+ como único cátion (oânion varia de ácido para ácido).
Base é todo composto que, dissolvido em água, origina OH- como único ânion (o cátion varia de base para base).

Assim, para Arrhenius, o íon H+ é o responsável pelo sabor azedo dos ácidos e pela sua ação sobre indicadores. Da mesma forma, o íon OH- é o responsável pelo sabor adstringente das bases, pela ação sobre indicadores e pelo ataque à pele, tornando-aescorregadia. (TITO E CANTO – 1996)

Johannes Bronsted na Dinamarca e Thomas Lowry na Inglaterra propuseram (em 1923) que o aspecto essenc ial de uma reação ácido-base é a transferência de um próton de uma espécie para outra. No contexto das definições de Bronsted-Lowry, um próton é um íon hidrogênio, H+. Eles sugeriram que qualquer substância que atue como um doador de próton seria classificadacomo um ácido e qualquer substância que atue como um receptor de próton seria classificada como uma base. Substâncias que atuam dessa forma são chmadas de ácidos de Bronsted e de bases de Bronsted, respectivamente. As definições não se referem ao ambiente no qual a transferência de próton ocorre; assim, elas se aplicam ao c omportamento da tranferência de próton em qualquer solvente e mesmo naausência de solvente. (SHRIVER E ATKINS – 2003)

Enquanto o conceito de Bronsted-Lowry é mais genérico do que qualquer um que o precedeu, ele não consegue tratar das reações entre substâncias que mostram aspecto similares, mas nos quais nenhum próton é transferido. Esta deficiência foi remediada por uma teoria de acidez mais abrangente, introduzida por G.N. Lewis no mesmo ano em que Bronted eLowry apresentaram as suas. A abordagem de Lewis exerceu influência somente a partir dos anos 30.
Um ácido de Lewis é uma substância que atua como receptora de um par de elétrons. Uma base de Lewis é uma substância que atua como doadora de um par de elétrons. Simbolizamos um ácido de Lewis por A e uma base de Lewis por :B, freqüentemente omitindo quaisquer outros pares de elétrons que possamestar presentes. A reação fundamental dos ácidos e das bases de Lewis é a formação de um complexo (ou adulto), A-B, onde A e :B unem-se, compartilhando o par de elétrons fornecido pela base. (SHRIVER E ATKINS – 2003)

Como vimos, a acidez ou a basicidade de uma solução pode ser descrita em termos de sua concentração de H+. Sorenson, em 1909, propôs um método alternativo para a obtenção de [H+].Ele sugeriu a adoção de um termo denominado pH (de "potência do íon hidrogênio"), definido como:
pH = -log10 [H+] = log10 1/[H+]
Então, temos:
[H+] = 1 x 10-4 M; pH = -log10 (1 x 10-4) = -(-4,0) = 4,0
[H+] = 1 x 10-7 M; pH = - log10 (1 x 10-7) = -(-7,0) = 7,0
[H+] = 1 x 10-10 M; pH = -log10 (1 x 10-10) = -(-10,0) = 10,0

A maioria das soluções aquosas apresentam concentrações de íon dehidrogênio entre 1 M e 10-14 M. Pela equação, tais soluções possuem pH entre 0 e 14. Neste caso, é talvez mais conveniente expressar a acidez em termos de pH em vez de [H+]. Isto evita o uso de pequenas frações ou expoentes negativos.

Inspecionando-se valores de pH na tabela, vemos que [H+] e pH estão relacionados inversamente. Quando [H+] decresce de 10-2 a 10-4 M, pH cresce de 2 a 4....
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