Mostrar código-fonte de Hidrônio

{{mais-notas|data=Agosto de 2011}}
{{Info/Química
 |ImageFileL1 = Hydroxonium-cation.svg
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 |ImageNameL1 = Diagrama 3D exibindo a estrutura piramidal íon hidrônio
 |ImageFileR1 = Hydronium-3D-balls.png
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 |ImageNameR1 = Modelo bolas-e-molas para o íon hidrônio
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 |ImageNameL2 = Superfície de potencial elétrico 3D para o cátion hidrônio
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 |ImageNameR2 = Raio de Van der Waals de hidrônio
 |IUPACName =  [[oxônio]]
 |OtherNames = íon hidrônio ou hidroxônio
 |Section1 = {{Chembox Identifiers
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 |Section2 = {{Chembox Properties
 |Formula = [[Hidrogênio|H]]<sub>3</sub>[[Oxigênio|O]]<sup>+</sup>
 |MolarMass = 19,02 g mol<sup>-1</sup>
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 |Section3 = {{Chembox Hazards
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| Section8 = {{Chembox Related
|   OtherCations = [[Íon halônio]] (H<sub>2</sub>X<sup>+</sup>, sendo ''X'' um halogênio, e seus derivados)<br />[[Amônio]] (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>)<br />[[Sulfônio]] (S<sup>+</sup>R<sub>3</sub>)<br />[[Hidrogênio protonado molecular]] (H<sub>3</sub><sup>+</sup>)
|   OtherAnions = [[Hidroxila]] (OH<sup>-</sup>)
  }}
}}
{{PBPE|Hidrônio, hidroxônio|hidrónio, hidroxónio}} é o nome usual para a forma mais simples de um [[catíon]] [[oxônio]] e se representa simplesmente por [[Hidrogênio|H]]<sub>3</sub>[[Oxigênio|O]]<sup>+</sup>, ou ainda, para explicitar o meio aquoso [[solvente]] universal, por [[Hidrogênio|H]]<sub>3</sub>[[Oxigênio|O]]<sup>+</sup><sub>([[Aquoso|aq]])</sub>.

Em [[estado livre]], ocorre quase sempre em [[solução aquosa]], como resultado da [[protonação]] de uma [[molécula]] de [[água]] por [[solvatação]] de um [[ácido]], mas pode também existir em [[estado sólido]], formando um [[sal]] com um [[ácido forte]]. No [[meio interestelar]], é  um ''íon molecular''<ref>'''Íon molecular''' é o [[íon]] formado pela remoção de um ou mais [[elétron]]s de uma molécula (formando um [[cátion|íon positivo]]) ou pela adição de um ou mais elétrons a uma molécula (formando um [[ânion|íon negativo]]). Anteriormente chamado ''íon pseudomolecular'' ou ''íon quase-molecular'', esses termos estão obsoletos. Portanto, íon molecular é uma molécula intacta [[ionização|ionizada]] sem adição ou retirada de componente, mas somente de [[elétron]]s. Ver [http://quimicanova.sbq.org.br/qn/qnol/2011/vol34n10/24-AG11666.pdf Nomenclatura de [[espectrometria de massa]]s em Língua Portuguesa]{{Ligação inativa|1=2020-03-07}}. ''Química Nova'', vol. 34, n° 10, 1875-1887, 2011.</ref> abundante, resultando da interação de moléculas de água com a [[raio cósmico|radiação cósmica]].

== Nomenclatura ==
Segundo a nomenclatura da ''International Union of Pure and Applied Chemistry'' ([[IUPAC]]),  relativa à [[química orgânica]], o [[íon]] [[Hidrogênio|H]]<sub>3</sub>[[Oxigênio|O]]<sup>+</sup> deve ser designado por [[oxônio]].  O termo '''hidroxônio''' pode também ser empregado para evitar qualquer ambiguidade. 

Um projeto de norma da IUPAC preconiza o uso do termo  '''[[oxônio]]''' , no contexto específico de química orgânica, e '''[[oxidano]]''', no contexto de [[química inorgânica]].

Um [[íon oxônio]] é qualquer íon que envolva um [[cátion]] [[oxigênio]] [[valência química|trivalente]]. Por exemplo, um grupo [[hidroxila]] [[Próton|protonado]] é um íon '''oxônio''', mas não é um '''hidrônio'''.

== Ácidos e acidez ==
Hidrônio é o cátion formado a partir da molécula de água na presença de cátions hidrogênio ([[Hidrogênio|H]]<sup>+</sup>). Esses hidrônios não existem em estado livre, como formas livres, ''senão como [[Espécie química|espécies químicas]] [[Solvatação|solvatadas]]'' e são, em si, extremamente [[reatividade|reativos]]. Um ácido ([[Ácido de Brønsted|doador protônico]]) é geralmente a fonte desses hidrônios. Contudo, água exibe caráter [[anfótero]] (isto é, comportar quer como levemente ácida, quer como levemente alcalina). Assim, os hidrônios existem mesmo em água ''quimicamente pura'', ou seja, isenta de impureza.
 
Esse processo singular em que a água reage com água, resultando na produção de íons hidrônio (cátions, [[Hidrogênio|H]]<sup>+</sup>) e, na mesma medida, íons [[hidroxila]] ([[ânion]]s [[Oxigênio|O]][[Hidrogênio|H]]<sup>–</sup>), é chamado [[autoionização da água]]. 

=== Autoionização da água ===
Os íons hidrônio resultantes são ''relativamente'' poucos e têm vida curta como [[Espécie química|espécies químicas]], apresentando feição ''sui generis'', assim como os correspondentes íons [[hidroxila]], em pares conjugados daqueles. Com efeito, por estarem em [[equilíbrio dinâmico]] com a água molecular, a esta retornam, por [[recombinação]], e vice-versa, conforme se descreve a seguir:

[[Ficheiro:Autoprotolyse eau.svg|thumb|250px|Esquema da reação de autoionização da água.]]

* Inicialmente ocorre a dissociação de uma molécula de água :

<center><chem>H_2O <=> H+ + OH-</chem></center>

* Depois, uma segunda molécula de água solvata o próton liberado :
                                                                           
<center><chem>H_2O + H+ <=> H_3O+</chem></center>
 
* Enfim, o próton solvatado obtido, denominado ''íon hidrônio'', é hidratado em solução. Chega-se assim ao  esquema geral da reação:
<center><chem>2 H_2O <=> {H_3O^+}_{(aq)} + {OH^-}_{(aq)}</chem></center>

De vida curta, a concentração efetiva de hidrônios é a base para a determinação do [[pH]] das [[soluções aquosas]]. De fato, quanto maior for a sua concentração, em desfavor da concentração de íons hidroxila, mais [[ácida]] é a solução (<u>menor</u> é o [[pH]]: pH <7); inversamente, quanto menor for a concentração dos íons hidrônio, em favor da concentração de íons hidroxila, mais [[alcalina]] ([[básica]]) é a solução (<u>maior</u> é o [[pH]]: pH > 7).

O hidrônio é muito ácido: a 25 [[grau Celsius|°C]], seu [[Constante de acidez|pKa]] é 0.<ref>Meister, Erich; Willeke, Martin; Angst, Werner; Togni, Antonio; Walde, Peter (2014). "Confusing Quantitative Descriptions of Brønsted-Lowry Acid-Base Equilibria in Chemistry Textbooks – A Critical Review and Clarifications for Chemical Educators". Helv. Chim. Acta. 97 (1): 1–31. doi:10.1002/hlca.201300321</ref> É também, entre as [[Espécie química|espécies químicas]] conhecidas, a mais ácida que pode existir em meio aquoso (supondo-se haver quantidade suficiente de água para dissolução). De fato, qualquer ácido forte ionizar-se-á e — no [[Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry|modelo de Brønsted-Lowry]] — doará prótons tais que venham a protonar moléculas de água, formando íons hidrônio, ''e isso vem a ser a solvatação protônica''. A acidez do hidrônio é o padrão implícito para se aferir a "força ácida" de um ácido em solução aquosa: ácidos fortes precisam ser melhores doadores de prótons que o íon hidrônio. Em caso contrário, uma quantidade expressiva de ácido iria permanecer em estado não ionizado, ''e isso o desqualificaria como ácido''. Diferentemente, pois, dos íons hidrônio resultantes da [[Ionização|autoionização]] em equilíbrio dinâmico da água pura, ''os íons hidrônio que surgem da dissolução de um ácido em meio aquoso são, dinamicamente, bem mais duráveis, persistentes e mais concentrados'' — isso na exata medida da "força ácida" do ácido que venha estar em solução aquosa. Por exemplo, soluções aquosas de [[ácido perclórico]] exibem mais "força ácida específica" (acidez por unidade de concentração) do que as de mesma concentração com [[ácido sulfúrico]], e estas ainda mais que as correspondentes com [[ácido clorídrico]].

O pH de uma solução é usualmente referido como "a medida da concentração hidrogeniônica da solução". Entretanto, visto que os íons hidrogênio, em solução aquosa, entram em [[solvatação]] [[próton|protônica]] - da qual resultam íons hidrônio — ''então, efetivamente, o pH vem a ser "a medida da concentração hidroniônica da solução"'', o que, em grandeza numérica, mantém os valores, pois há uma [[correspondência biunívoca]] entre íons hidrogênio (imediatamente antes da solvatação) e íons hidrônio (imediatamente após a solvatação): a cada íon hidrogênio ainda não solvatado corresponde um íon hidrônio e vice-versa. A questão de se referir a [[função]] [[pH]] à concentração hidroniônica vem a ser um rigor de maior consistência química, pelo fato de reportar à natureza da composição da [[espécie química]] que se está a medir.

== Solvatação ==
Cientistas já tem por caracterizada plenamente a solvatação do íon hidrônio em água, em parte pelo fato de existirem muitos significados de solvatação. De fato, um estudo do fenômeno [[Crioscopia|decréscimo no ponto de congelamento]] (um dos efeitos coligativos ou, conforme mais frequente, uma das [[propriedades coligativas]]) permitiu definir que a ''hidratação média'' do íon hidrônio em água assume aproximadamente a configuração H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>:<ref>Zavitsas, A. A. (2001) Properties of water solutions of electrolytes and nonelectrolytes. ''J. Phys. Chem. B'' '''105''' 7805-7815.</ref> em média, efetivamente, cada íon hidrônio é solvatado por seis moléculas de água, que, dessa forma, tornam-se inaptas à solvatação de outra qualquer espécie química eventualmente presente (ou a posteriormente adicionada) como soluto. Tal número constitui-se, pois, numa espécie de reserva de solvatação especificamente dedicada ao íon hidrônio.

Algumas estruturas são bem maiores: a configuração H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(H<sub>2</sub>O)<sub>20</sub> (dita ''mágica'' devido à sua elevada estabilidade, ao ser comparada com outras com números também elevados de moléculas de água) permite definir que o íon hidrônio ''encaixa-se em núcleo'' [[dodecaedro|dodecaédrico]].<ref><small>Hulthe, G.; Stenhagen, G.; Wennerström, O. & C-H. Ottosson, C-H. (1997) Water cluster studied by electrospray mass spectrometry. ''J. Chromatogr. A'' '''512''' 155-165.</small></ref>

Contudo, simulações mais recentes sobre dinâmica molecular, baseadas nos princípios quânticos elementares, tem mostrado que, em média, o próton hidratado reside na superfície do domínio H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(H<sub>2</sub>O)<sub>20</sub>,<ref>Iyengar, S. S. ;Petersen, M. K.; Burnham, C. J.; Day, T. J. F.; Voth, G. A. (2005) The Properties of Ion-Water Clusters. I. The Protonated 21-Water Cluster. ''J. Chem. Phys.'' '''123''' 084309.</ref> confirmado por várias outras investigações experimentais.

[[Ficheiro:Zundel-cation.JPG|thumb|<center>[[Zundel|Cátion Zundel]]</center>]]Duas outras estruturas bem conhecidas são os '''[[Cátion Zundel|cátions Zundel]]''' e os '''[[Cátion Eigen|cátions Eigen]]'''. Uma estrutura de solvatação proposta para o cátion Eigen apresenta o íon hidrônio localizado no centro de um complexo iônico [[Hidrogênio|H]]<sub>9</sub>[[Oxigênio|O]]<sub>4</sub><sup>+</sup>, na qual o hidrônio é fortemente [[ligação de hidrogênio|hidrogênio-ligado]] a três moléculas de água vizinhas.<ref>Zundel, G. & Metzger, H. (1968) Energiebänder der tunnelnden Überschuß-Protonen in flüssigen Säuren. Eine IR-spektroskopische Untersuchung der Natur der Gruppierungen H<sub>5</sub>O<sub>2</sub><sup>+</sup> ''Z. Phys. Chem.'' '''58''' 225-245.</ref>

Na estrutura de solvatação Zundel [[Hidrogênio|H]]<sub>5</sub>[[Oxigênio|O]]<sub>2</sub><sup>+</sup>, o complexo iônico é tal que o próton acha-se compartilhado por duas moléculas de água próximas.<ref>Wicke, E.; Eigen, M. & Ackermann, Th. (1954) Über den Zustand des Protons (Hydroniumions) in wäßriger Lösung. ''Z. Phys. Chem.'' '''1''' 340-364.</ref> Trabalhos recentes indicam que ambos esses complexos iônicos representam estruturas ideais num defeito de rede de ligações de hidrogênio.<ref>Marx, D.; Tuckerman, M. E.; Hutter, J. & Parrinello, M. (1999) The nature of the hydrated excess proton in water. ''Nature'' '''397''' 601-604.</ref>

Achou-se um íon hidrônio [[monômero]] em fase líquida numa solução não-aquosa [[Superácido|superácida]] fracamente nucleofílica ([[Hidrogênio|H]][[Flúor|F]]-[[Antimônio|Sb]][[Flúor|F]]<sub>5</sub>[[Enxofre|S]][[Oxigênio|O]]<sub>2</sub>), com [[ressonância magnética nuclear]] [[Oxigênio]]-17 de alta resolução..<ref>Mateescu, Gheorghe D. & Benedikt, George M. (1979) Water and related systems. 1. The hydronium ion (H3O+).  Preparation and characterization by high resolution oxygen-17 nuclear magnetic resonance. Journal of the American Chemical Society , 101(14), 3959-60.</ref>

Em 2007, Markovitch & Agmon calcularam, pela primeira vez, as [[entalpia]]s e as [[Energia livre|energias livres]] das várias ligações de hidrogênio no entorno de um cátion hidrônio em água líquida protonada<ref>''Structure and energetics of the hydronium hydration shells.'' Omer Markovitch and Noam Agmon [[J. Phys. Chem. A]]; '''2007'''; 111(12) pp 2253 - 2256; [http://pubs.acs.org/cgi-bin/abstract.cgi/jpcafh/2007/111/i12/abs/jp068960g.html]</ref> em [[temperatura ambiente]], bem como propuseram a implementação para um mecanismo de captura protônica. Usando [[dinâmica molecular]], eles se tornaram capazes de provar que as ligações de hidrogênio no entorno dum íon hidrônio (formado por três ligantes de água no primeiro núcleo de solvatação do hidrônio) são bastante fortes comparadas às da água em si.

== Sais sólidos de hidrônio ==
Para muitos [[Ácido forte|ácidos fortes]], é possível formar cristais dos correspondentes sais de hidrônio relativamente estáveis. Algumas vezes, esses sais se chamam '''[[Ácido mono-hidrato|ácidos mono-hidratos]]'''. Como regra, qualquer ácido cuja [[constante de ionização]] seja da ordem de 10<sup>9</sup> ou superior pode realizá-lo. Doutro lado, ácidos cuja contante de ionização seja inferior à 10<sup>9</sup> geralmente não conseguem formar sais hidrônicos ([[Hidrogênio|H]]<sub>3</sub>[[Oxigênio|O]]<sup>+</sup>) estáveis. Por exemplo, [[ácido clorídrico]] ([[Hidrogênio|H]][[Cloro|Cl]]) tem constante de ionização da ordem de 10<sup>7</sup>, e suas misturas (soluções) com água em qualquer medida (razão) são líquidas em [[temperatura ambiente]]. Contudo, [[ácido perclórico]] ([[Hidrogênio|H]][[Cloro|Cl]][[Oxigênio|O]]<sub>4</sub>) apresenta constante de ionização da ordem de 10<sup>10</sup> e, assim, se ácido perclórico anidro líquido é misturado com água em razão de 1:1, forma-se ''um perclorato de hidrônio sólido''.

O íon hidrônio também forma compostos estáveis com o [[superácido carborano]] [[Hidrogênio|H]]([[Carbono|C]][[Boro|B]]<sub>11</sub>[[Hidrogênio|H]]([[Carbono|C]][[Hidrogênio|H]]<sub>3</sub>)<sub>5</sub>Br<sub>6</sub>) ]. [[Cristalografia|Cristalografia de Raios-X]] mostra uma [[simetria]] C<sub>3v</sub> para o íon hidrônio, cada próton interagindo com um átomo de [[bromo]] de três ânions carborano, 320 [[picômetro|pm]] distantes em média. O sal [[Hidrogênio|H]]<sub>3</sub>[[Oxigênio|O]] ][[Hidrogênio|H]]([[Carbono|C]][[Boro|B]]<sub>11</sub>[[Hidrogênio|H]][[Cloro|Cl]]<sub>11</sub>) ] é também solúvel em [[benzeno]]. No crescimento dos cristais a partir de uma solução benzênica, o solvente (benzeno) ''co''-cristaliza-se  e um cátion [[Hidrogênio|H]]<sub>3</sub>[[Oxigênio|O]].([[benzeno]])<sub>3</sub> separa-se completamente do correspondente ânion. No cátion, três moléculas de benzeno envolvem o hidrônio, formando interações [[Ligação pi|pi]]-[[Cátion|catiônicas]] com os átomos de hidrogênio. A menor distância (não-ligante) do ânion baseado em cloro para o cátion baseado em oxigênio é 348 [[picômetro|pm]].

== Ver também ==
* [[Ácido]]
* [[Água (substância)]]
* [[Base (química)|Base]]
* [[Oxônio]]
* [[Teorias de reação ácido-base]]

== Referências ==
{{refbegin}}
;Notas
{{Referências|nível=0}}
;Bibliografia
{{refend}}
<small>
:* [[Aurélio Buarque de Holanda Ferreira|FERREIRA, Aurélio Buarque de Holanda. '''''Dicionário da Língua Portuguesa'''''. Rio de Janeiro: Positivo, 2010]]
:* BARTHELMESS, Arthur.. '''''Química'''. (Coleção em seis volumes, Da Iniciação à Físico-química moderna)''. [[Curitiba]] ([[Paraná|Pr]], [[Brasil]]): Semeador, 1972.
:* FELTRE, Ricardo & YOSHINAGA, Setsuo. '''''Atomística'''''. [[São Paulo (cidade)|São Paulo]] ([[São Paulo (estado)|SP]], [[Brasil]]): Moderna, 1973.
:* [[Microsoft|Microsoft do Brasil]]. '''''[[Encarta|Enciclopédia Encarta 2001]]'''''. [[São Paulo (cidade)|São Paulo]]: [[Microsoft|Microsoft do Brasil]], [[2001]].
</small>

{{Portal3|Química}}

{{DEFAULTSORT:Hidronio}}
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[[Categoria:Cátions]]