AS FUNÇÕES INORGÂNICAS

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Com esse entendimento, em 1923, Bronsted e Lowry publicaram suas conclusões, definindo que:

- Ácidos são substâncias doadoras de prótons (H+)

- Bases são substâncias receptoras de prótons (H+)

Como exemplos, podem ser citadas as reações:

HBr(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Br−(aq)

Ácido Base Ácido Base

N H3(g) + H2O(l) → N H4+ (aq) + OH−(aq)

Base Ácido Ácido Base

A transferência de prótons entre um ácido e uma base é sempre um processo rápido, podendo acontecer nas duas direções. Assim, quando um ácido (como o HF) ou uma base (como NH3) são adicionados à água, logo se estabelecem equilíbrios dinâmicos, que podem ser expressos pelas equações seguintes:

HF(g) + H2O(l) H3O+(aq) + F −(aq)[pic 1]

Ácido Base Ácido Base

N H3(g) + H2O(l) N H 4+(aq) + OH−(aq)[pic 2]

Base Ácido Ácido Base

Tais equilíbrios podem ser descritos de forma generalizada, usando-se a equação:

Ácido 1 + Base 2 Ácido 2 + Base 1[pic 3]

Nessa equação, a espécie Base1 é denominada base conjugada do Ácido1. Da mesma

forma, o Ácido2 é o ácido conjugado da Base2. Cada ácido com a respectiva base conjugada

constituem os pares conjugados das reações ácido-base.

A base conjugada de um ácido é a espécie gerada quando este perde um próton e o ácido conjugado de uma base é a espécie gerada quando esta recebe um próton. No primeiro equilíbrio anterior, pode-se dizer que:

- o fluoreto (F–) é a base conjugada do ácido fluorídrico (HF);

- o hidrônio (H3O+) é o ácido conjugado da base água (H2O).

Já no segundo equilíbrio, diz-se que:

- a hidroxila (OH–) é a base conjugada do ácido água (H2O);

- o íon amônio (NH4+) é o ácido conjugado da base amônia (NH3).

Esses exemplos mostram que as espécies constituintes de um par conjugado (ácido-base) diferem entre si apenas em um próton.

Outra observação importante é que os ácidos e as bases fortes, ao reagirem, produzem, respectivamente, bases e ácidos conjugados fracos. De forma recíproca, os ácidos e bases fracas, ao reagirem, produzem bases e ácidos conjugadas fortes. O ácido nítrico (HNO3), por exemplo, que é um ácido forte, ao ser adicionado à água, uma base fraca, gera uma base fraca e um ácido forte, como está ilustrado na equação seguinte:

HNO3(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3−(aq)

Ácido forte Base fraca Ácido forte Base fraca

Já a amônia, uma base fraca, ao ser adicionada à água, reage com esta, que agora funciona como um ácido fraco, formando um ácido forte (NH4+) e uma base forte (OH-), conforme é indicado na equação química:

NH3(g) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH−(aq)

Base fraca Ácido fraco Ácido forte Base forte

É interessante notar que na primeira dessas reações, a água funciona como base e na segunda funciona como ácido, sendo, por essa razão, classificada como uma substância anfótera ou anfiprótica.

1.3- Ácidos e Bases de Lewis

No mesmo ano em que Bronsted e Lowry lançaram a sua definição para ácidos e bases (1923), Gilbert N. Lewis lançou outra definição para tais espécies, que é muito mais abrangente, mas só veio a alcançar repercussão cerca de dez anos depois. Em lugar de usar algum tipo de cátion ou de ânion como referência para suas definições, Lewis escolheu os elétrons, que são partículas presentes em todas as espécies químicas. Como se entendia que nas ligações entre os átomos sempre havia pares de elétrons, foi esse conjunto que Lewis escolheu como referência, e estabeleceu que:

- Ácidos são espécies químicas receptoras de pares de elétrons

- Bases são espécies químicas doadoras de pares de elétrons

A definição de Lewis não se contrapõe às outras definições apresentadas. Porém, usa, como referencial, a capacidade de recepção ou de doação de pares de elétrons pelas espécies químicas. Dessa forma, pode-se dizer que, na reação com a água, para formar o hidrônio(H3O+), ou com a amônia, para formar o íon amônio (NH4+), o próton (H+) funciona como ácido, uma vez que recebe um par de elétrons da água ou da amônia. Simultaneamente, a água e a amônia funcionam como bases, pois doam um par de elétrons para o próton, como se pode observar nas reações:

[pic 4]

Utilizando-se essa definição, muitas espécies químicas passaram a integrar o conjunto de substâncias classificadas como ácidas ou básicas, conforme apresentado a seguir:

- Cátions metálicos: Estas espécies químicas podem receber pares de elétrons em típicas reações ácido-base de Lewis, formando os chamados compostos de coordenação. Como exemplos, podem ser citadas a hidratação e a aminação dos íons cobalto (III) e platina (II).

[pic 5]

- Espécies com falta de elétrons: Espécies deficientes de elétrons no nível de valência podem funcionar como ácidos de Lewis, recebendo pares de elétrons que completam os respectivos octetos. Como exemplos, podem ser citados o B(CH3)3 e o AlCl3, em reações do tipo:

[pic 6]

- Moléculas ou íons com o octeto completo: Mesmo espécies com octetos completos podem rearranjar seus orbitais de valência e receber pelo menos um par de elétrons a mais, como ocorre nos casos:[pic 7]

- Espécies com átomos centrais volumosos: Espécies químicas com átomos ou íons centrais volumosos podem receber pares de elétrons, assumindo configuração superior à de octetos: