CONCEITO HISTÓRICO DE ÁCIDO E BASE

Os conceitos de ácido e base nem sempre tiverem o mesmo significado que hoje o conhecemos. As primeiras definições de ácidos e bases eram baseadas simplesmente nas propriedades características destas substâncias.

• Os ácidos têm sabor azedo e têm a capacidade de fazer com que determinados corantes mudem de cor;

• As bases têm gosto adstringente e são escorregadias ao tacto.

Por muito tempo os cientistas tentaram relacionar as propriedades dos ácidos e das bases com a sua composição química. Uma das primeiras tentativas nesse sentido foi feita pelo cientista francês Antoine Lavoisier.

Lavoisier observou que as propriedades ácidas das substâncias surgiam quando óxidos ametálicos reagiam com água, assim, Lavoisier deduziu então que as propriedades ácidas das substâncias se deviam a presença do Oxigénio nas suas moléculas.

No entanto, em 1811, Humphry Davy, comprovou que existiam ácidos que não continham o oxigénio na sua composição, tais como HCl, HCN, H₂S, dando assim, um golpe a teoria de Lavoisier. Davy ainda propôs que o elemento responsável pelas propriedades ácidas das substâncias seria o Hidrogénio e não o oxigénio como pensava Lavoisier.

Entretanto, uma observação importante foi feita por Liebig em 1830. Liebig mostrou que os ácidos conhecidos continham átomos de hidrogénio que poderiam ser substituídos por um metal. Esta observação era extremamente importante pois sabe-se que existem substâncias que contêm o hidrogénio, tais como o metano, CH₄, o benzeno, C₆H₆, etc, que não são ácidos.

Contudo, estas teorias não eram suficientes para explicar os diferentes fenómenos que eram observados.

 

Teoria ácido-base de Arrhenius

A primeira teoria ácido-base utilizável foi criada pelo cientista sueco, Svante August Arrhenius no período de 1880 – 1890.

A partir da sua teoria denominada de Teoria de Dissociação Electrolítica, Arrhenius, propôs a dissociação iónica de ácidos e bases, por exemplo, HCl e NaOH da seguinte forma:

HCl_(g) + H₂O_(l) → H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

NaOH_(s) + H₂O_(l) → Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

A partir daí, Arrhenius estabeleceu as seguintes definições de ácido e base:

• Ácido é qualquer substância que em solução aquosa origina iões hidrogénio, H⁺.

• Base é qualquer substância que em solução aquosa origina iões hidroxilo, OH^-.

Limitações da Teoria ácido-base de Arrhenius

• A teoria de Arrhenius limita-se ao meio aquoso e não consegue explicar o comportamento ácido-base de certas substâncias na ausência de água (meio não aquoso);

• Não explica o comportamento ácido de certas substâncias que não possuem o hidrogénio na sua composição, tais como, CO₂, SO₃, etc;

• Não explica o comportamento básico de certas substâncias que não possuem o grupo hidroxilo na sua composição, tais como, NH₃, Na₂CO₃ etc.

• A teoria de Arrhenius mostrou por exemplo, que um ácido quando dissolvido em água origina iões hidrogénio (H⁺);

No entanto, o ião H⁺ devido à carga que possui e ao seu pequeno tamanho não pode existir individualmente em solução aquosa, pois cria um intenso campo eléctrico que atrai as moléculas polares de água. Portanto, os iões H⁺ em presença de água hidratam-se, ou seja, são rodeados de uma ou mais moléculas de água, formando o ião hidrónio ou oxónio, H₃O⁺: 

Foto: Guatequimica

Teoria ácido-base de Bronsted-Lowry

Em 1923, quase simultaneamente mas trabalhando independentemente, dois cientistas, o físico e químico dinamarquês Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947) e o químico inglês Thomas Martin Lowry (1874 – 1936), propuseram uma definição mais ampla que a de Arrhenius sobre ácidos e bases.

A definição de ácida e base de Bronsted-Lowry baseia-se no processo de transferência de protões (H⁺) de uma espécie química à outra. Segundo Bronsted-Lowry:

• Ácido é toda espécie química (molécula ou ião) capaz de doar um protão à outra espécie química;

• Base é toda espécie química (molécula ou ião) capaz de receber um protão da outra espécie química.

Portanto, na reacção: HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

Foto: Faculdad de Ciencias Médicas

O HCl ao doar o protão à molécula de água actua como um ácido de Bronsted-Lowry, por sua vez a água, H₂O, ao aceitar o protão doado pelo HCl, actua como uma base de Bronsted-Lowry.

A teoria de Bronsted-Lowry permite explicar a razão do amoníaco ser uma base. Por exemplo, o amoníaco ao reagir com a água recebe um protão vindo da água, actuando assim, como uma base:

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

Teoria ácido-base de Lewis

Em 1923, o químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, propôs uma teoria ácido-base muito mais abrangente que a de Arrhenius e Bronsted-Lowry. A teoria de Lewis baseia-se na transferência de um par de electrões de uma espécie química à outra.

De acordo com Lewis:

• Ácido é toda espécie química capaz de receber e compartilhar um par de electrões.

• Base é toda espécie química capaz de doar e compartilhar um par de electrões.

Uma condição essencial para que uma espécie química actue como uma base de Lewis é que esta deve  possuir pelo menos um par de electrões livres que esteja disponível para ser doado. Por outro lado, um ácido de Lewis deve possuir um orbital vazio capaz de acomodar o par de electrões recebido.

Por exemplo, o BF₃ é um ácido de Lewis típico uma vez que o boro tem na realidade nesta molécula um orbital vazio que o possibilita receber e acomodar um par de electrões. 

Foto: Lumen Learning

O BF₃, por exemplo, pode reagir com o amoníaco, NH₃. O NH₃ tem um par de electrões disponível que pode doar ao BF₃, assim, o NH₃ é uma base de Lewis pois é capaz de doar um par de electrões ao BF₃ (que actua como um ácido de Lewis pois recebe um par de electrões vindo do NH₃).

Por: Miguel Pascoal

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