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Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.
Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H+. Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:
HCl H+ + Cl –
Alguns anos mais tarde, em 1923, Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).
Esta última definição, generaliza a teoriade ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.
Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um ácido é aquela espécie química que, emqualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o protão, segundo esta definição, é um ácido de Lewis (tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, etodos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.
* Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4 – se doarem o H+ durante a reação.
Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.
* Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de elétrons.

Força dos Ácidos (segundo Arrhenius)

Um parafuso (contendo ferro em sua composição) e um fiode cobre mergulhados em ácido clorídrico. O ácido clorídrico não reage com o fio de cobre.)
* Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é o ácido nítrico.
* Um ácido fraco também libera íons H+ , porém parcialmente, estabelecendo um equilíbrio químico. A maioria dosácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como o cloreto de alumínio.
HAc H+ + Ac- ( em solução aquosa )
Neste caso HAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio.
[editar] Aspectos liberais genéricos da força dos ácidos
* Ao tratar de hidrácidos:
São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos.
* Ao tratar deOxiácidos:
Considere a notação geral: Hx(Elemento)Oy. Teremos um ácido forte se: y - x >= 2 (y - x > 1). Um ácido moderado se: y - x = 1 . Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x) .
[editar] Auto ionização
Pela teoria de Brønsted-Lowry, existem os conceitos de ácido e bases conjugadas. Nesta visão, uma molécula de água, por exemplo, reage com outra, transferindo íon H+, ou seja, uma agindo comoácido e outra como base:
H2O + H2O H3O+ + OH- ( em solução aquosa ).
Assim, o OH- é a base conjugada da água e o H3O+ é o ácido conjugado da água.
É importante notar que, nesta reação, formam-se íons, o que pode ser comprovado pela pequena condutividade residual em água pura (0,056 microS/cm, o que mostra que a reação só ocorre em pequena proporção.
Outras substâncias também se auto-ionizam, como oHF, o H2SO4 e o ácido acético, sendo observadas reações ácido-base desta maneira também nestes solventes.
[editar] Ácidos resistentes e não resistentes
Como extensão a teoria de Lewis, criada por Pearson foi criado um conceito de dureza e moleza para ácidos e bases. Estes termos se referem, respectivamente, a dificuldade ou facilidade com que as "nuvens eletrônicas" ("superfície" externa doátomo, região de maior probabilidade dos elétrons mais externos, HOMO) podem ser deformadas.
Este ponto de vista é importante para análise de estabilidade/força de ligações entre ácidos e bases, influenciando áreas da química como catálise. Basicamente, ácidos duros como o H+, HF, BF3, AlCl3, formarão ligações mais fortes com bases duras, como OH-, NH3, e ácidos e bases moles farão ligações...
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