Comportamento de ácidos e bases em solução

Explicação

A teoria que atualmente permite explicar o comportamento de ácidos e bases é a teoria de Brönsted e Lowry. Dois conceitos importantes para a compreensão de reações ácido-base são a dissociação e a ionização.

Ionização e dissociação

Ionização	Formação de iões a partir de substâncias moleculares
Dissociação	Separação dos iões constituintes de uma substância iónica

Exemplo

Considera a reação entre o amoníaco e a água. Nesta reação existe a transferência de um protão $H^+$ da água para o $NH_3$ . O amoníaco é uma substância molecular, e ao receber o protão cedido pela água, vai formar um ião.

$NH_3\ (g)\ +\ H_2O\ (l)\ \rightleftharpoons\ NH_4{}^+\ (aq)\ +\ OH^-\ (aq)$

Assim, ocorre a ionização.

Exemplo

Considera a reação entre o hidróxido de sódio e a água. Nesta reação, o $NaOH$ vai dissolver-se na água, formando duas espécies iónicas, o $Na^+$ e o $OH^-$ . O hidróxido de sódio é uma substância iónica, e ao solubilizar vai formar iões.

$NaOH\ \xrightarrow{H_2O}\ Na^+\ (aq)\ +\ OH^-\ (aq)$

Assim, ocorre a dissociação.

Pares conjugados ácido-base

Numa reação ácido-base de Brönsted e Lowry existe a transferência de protões entre o ácido e a base. Quando uma espécie cede um protão, o ácido, outra espécie recebe esse protão, a base.

Considerando as ionizações de um ácido e de uma base genérica, obtêm-se as seguintes equações:

Ionização de um ácido $\bold{HA}$	$HA\ +\ H_2O\ \longrightarrow\ A^-\ +\ H_3O^+$
Ionização de uma base $\bold{B}$	$B\ +\ H_2O\ \longrightarrow\ BH^+\ +\ OH^-$

Ao analisar os resultados, verifica-se que em cada uma das equações existem quatro espécies envolvidas, diferindo duas a duas em apenas um $H^+$ :

Ionização de um ácido $\bold{HA}$	$HA/A^-\ \text{e}\ H_3O^+/H_2O$
Ionização de uma base $\bold{B}$	$BH^+/B\ \text{e}\ H_2O/OH^-$

A cada par de espécies representado na tabela é dado o nome de par conjugado ácido-base. Assim podem definir-se três conceitos:

Par conjugado ácido-base	Ácido e base que diferem apenas num $H^+$ , escrevendo-se sempre primeiro o ácido e depois a base, separados por "/"
Ácido conjugado	Espécie formada pela adição de um $H^+$ a uma base
Base conjugada	Espécie formada pela perda de um $H^+$ de um ácido

Exemplo

Considera a ionização do ácido nitroso em água, dada pela seguinte equação:

$HNO_2\ (aq)\ +\ H_2O\ (l)\ \rightleftharpoons\ NO_2{}^-\ (aq)\ +\ H_3O^+\ (aq)$

Existe um transferência de protão do ácido nitroso para a água:

$HNO_2\ \xrightarrow{cede\ H^+}\ NO_2^-\\H_2O\ \xrightarrow{recebe\ H^+}\ H_3O^+$

Desta forma, o $HNO_2$ atua como o ácido e $H_2O$ como a base, formando dois pares conjugados ácido base:

$HNO_2/NO_2{}^-\ \text{e}\ H_3O^+/H_2O$

Espécies anfotéricas

Uma espécie anfotérica pode comportar-se como um ácido ou como uma base de acordo com a espécie com que vai reagir.

Exemplo

A água pode comportar-se como um ácido ou uma base dependendo da espécie com que reage. Considera a reação entre a água e o ácido sulfúrico:

$H_2SO_4\ (aq)\ +\ H_2O\ (l)\ \longrightarrow\ HSO_4{}^{-}\ (aq)\ +\ H_3O^+\ (aq)$

Nesta reação, a água recebe um protão, comportando-se como a base, e o $H_2SO_4$ cede este protão, comportando-se como um ácido.

Considera agora a reação entre a água e o amoníaco:

$NH_3\ (g)\ +\ H_2O\ (l)\ \rightleftharpoons\ NH_4{}^+\ (aq)\ +\ OH^-\ (aq)$

Nesta reação, a água cede um protão, comportando-se como um ácido, e o amoníaco recebe o protão, comportando-se como uma base.

Nestas duas situações, a água comporta-se ora como ácido ora como base, logo, é uma espécie anfotérica.