Mostrar código-fonte de Reação ácido–base

{{Mais notas|data=setembro de 2021}}
{{Ácidos e bases}}

Uma '''reação ácido-base''' é uma [[reação química]] que ocorre entre um [[ácido]] e uma [[base (química)|base]]. Diversos conceitos existem os quais provêem definições alternativas para os mecanismos de reação envolvidos e suas aplicações em resolver problemas relacionados.
Apesar de diversas similaridades nas definições, sua importância torna-se aparente como métodos de análise diferentes quando aplicadas às reações da ácido-base para espécies gasosas ou líquidas, ou quando o caráter do ácido ou da base puder ser um tanto mais ou menos aparente. Historicamente, o primeiro destes conceitos científicos dos ácidos e as bases foram fornecidos pelo [[químico]] [[França|francês]] [[Antoine Lavoisier]], em torno de [[1776]].<ref name="lavoisier_1">Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p166 - Table of discoveries attributes Antoine Lavoisier as the first to posit a scientific theory in relation to [[Oxyacid|oxyacids]].</ref>

== Teorias ácido-base comuns ==
=== Definição de Lavoisier ===
Devido ao conhecimento sobre [[ácido forte|ácidos fortes]] de Lavoisier era restrito principalmente aos [[oxiácido]]s, os quais tendem a conter átomos centrais em altos [[número de oxidação|estados de oxidação]] cercados por oxigênio, tal como o [[ácido nítrico|HNO<sub>3</sub>]] e [[ácido sulfúrico|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>]], e dado que ele não dispunha da composição verdadeira dos ácidos hidroalogênicos, [[Ácido clorídrico|HCl]], [[Ácido bromídrico|HBr]], e [[Ácido iodídrico|HI]], definiu ácidos em termos de seus conteúdos de ''[[oxigênio]]'', o qual de fato recebeu seu nome das palavras [[língua grega|gregas]] significando "formador de ácido" (do grego οξυς (''oxys'') significando "ácido" ou "afiado" e γεινομαι (''geinomai'') ou "gerar/formar"). A definição de Lavoisier foi mantida como absoluta verdade por mais de 30 anos, até o artigo de 1810 e subsequente abordagens por [[Humphry Davy|Sir Humphry Davy]] nas quais ele provou a ausência de oxigênio em [[sulfeto de hidrogênio|H<sub>2</sub>S]], [[telureto de hidrogênio|H<sub>2</sub>Te]], e nos [[haleto de hidrogênio|ácidos hidroalogênicos]]. No entanto, Davy falhou em desenvolver uma nova teoria, concluindo que "a acidez não depende de nenhuma substância elementar particular, mas de peculiar arranjo de várias substâncias".<ref name=review1940>{{citar periódico|título=Systems of Acids and Bases|último =Hall|primeiro =Norris F.|periódico=J. Chem. Educ.|data=março de 1940|volume=17|número=3|doi=10.1021/ed017p124|páginas=124-128}}</ref> Uma notável modificação da teoria do oxigênio foi fornecido por [[Berzelius]], que afirmou que os ácidos são os óxidos de não-metais, enquanto as bases são óxidos de metais.

=== Definição de Liebig ===
Esta definição foi proposta por [[Justus von Liebig]] em torno de [[1838]],<ref name="liebig_1">Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p166 - table of discoveries attributes Justus von Liebig's publication as 1838</ref> baseado em seus extensos trabalhos sobre a composição química de [[ácido orgânico|ácidos orgânicos]]. Esta finalizou a doutrina estabelecida sobre ácidos baseados em oxigênio a ácidos baseados em hidrogênio, iniciada por Davy. De acordo com Liebig, um ácido é uma substância contendo hidrogênio na qual este pode ser substituído por um metal qualquer.<ref name=meyers_156>Meyers, R. (2003) p156</ref> A definição de Liebig, completamente empírica, permaneceu em uso por quase 50 anos até a adoção da definição de Arrhenius.<ref name="liebig_2">H. L. Finston and A. C. Rychtman, A New View of Current Acid-Base Theories, John Wiley & Sons, New York, 1982, pp. 140-146.</ref>

=== Definição de Arrhenius ===

[[Ficheiro:Arrhenius2.jpg|thumb|right|Svante Arrhenius.]]

A definição de Arrhenius das reações ácido-base é um conceito ácido-base mais simplificado desenvolvido pelo químico [[Suécia|sueco]] [[Svante Arrhenius]], que foi utilizado para proporcionar uma definição mais moderna das bases que seguiram-se a seu trabalho com [[Friedrich Wilhelm Ostwald]] no que estabeleceram a presença de [[íon]]s em [[solução]] aquosa em 1884, e que levou a Arrhenius a receber o [[Prêmio Nobel de Química]] em 1903 como "reconhecimento por seus extraordinários serviços... prestados ao avanço da química por sua teoria da [[dissociação (química)|dissociação eletrolítica]]".<ref name="miessler_165">Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p165</ref>

Tal como se definiu no momento do descobrimento, as reações ácido-base se caracterizam pelos ácidos de Arrhenius, que [[constante de dissociação|se dissociam]] em solução aquosa formando [[hídron|íons hidrogênio]] (H<sup>+</sup>), reconhecidos posteriormente como [[Hidrônio|íon hidrônio]] (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>),<ref name="miessler_165" /> e as bases de Arrhenius que formam ânions [[hidróxido]] (OH<sup>−</sup>). Mais recentemente, as recomendações da [[IUPAC]] sugerem agora o novo termo "hidrônio",<ref>Murray, K. K., Boyd, R. K., ''et al.'' (2006) - Tendo-se em conta que, neste documento, não há nenhuma referência àa desaprovação do término "hidrônio", que também permanece aceito, mantendo-se no IUPAC ''Gold book''. Entretanto se manifesta a preferência por utilizar o termo "oxônio"</ref> no lugar do também aceitado e mais antigo de "hidrônio"<ref name="iupac_gold">International Union of Pure and Applied Chemistry, ''et al.'' (2006), "''Oxonium Ions''"</ref> para ilustrar os mecanismos de reação, tais como os definidos nas definições de Bronsted-Lowry e sistemas solventes, mais claramente que com a definição de Arrhenius que atua como um simples esquema geral do caráter ácido-base.<ref name="miessler_165" /> A definição de Arrhenius pode ser resumida como "os ácidos de Arrhenius formam íons hidrogênio em solução aquosa, enquanto que as bases de Arrhenius formam íons hidróxido".

A ''tradicional definição aquosa de ácido-base'' do conceito de Arrhenius se descreve como a formação de água a partir de íons hidrogêno e hidróxido, assim como a formação de íons hidrogênio e hidróxido procedentes da dissociação de um ácido e uma base em solução aquosa:

:<big>H<sup>+</sup> (aq) + OH<sup>−</sup> (aq) <math> \rightleftharpoons </math> H<sub>2</sub>O</big>

(Na atualidade, o uso de H<sup>+</sup> é considerado como uma abreviatura de H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, já que atualmente se conhece que o próton isolado H<sup>+</sup> não existe como espécie livre em solução aquosa.)

Isto conduz à definição de que, nas reações ácido-base de Arrhenius, se forma um sal e água a partir da reação entre um ácido e uma base.<ref name="miessler_165" /> Em outras palavras, é uma [[Salificação|reação de neutralização]].

:<big>ácido<sup>+</sup> + base<sup>−</sup> → sal + água</big>

Os íons positivos procedentes de uma base forma um sal com os íons negativos procedentes de um ácido. Por exemplo, dois [[mol]]es da base [[hidróxido de sódio]] (NaOH) podem combinar-se com um mol de ácido sulfúrico (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) para formar dois moles de [[água]] e um mol de [[sulfato de sódio]].

:<big>2 NaOH + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → 2 H<sub>2</sub>O + Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub></big>

=== Definição de Bronsted-Lowry ===
{{Artigo principal|[[Teoria ácido-base de Bronsted-Lowry]]}}

A definição de Brönsted-Lowry, formulada independentemente por seus dois autores, [[Johannes Nicolaus Brønsted]] e [[Martin Lowry]] em 1923, se baseia na ideia da [[protonação]] das bases através da desprotonação dos ácidos, ou seja, a capacidade dos ácidos de "doar" íons hidrogênio (H<sup>+</sup>) às bases, que por sua vez, os "aceitam".<ref name="miessler_167">Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991), p167-169 -- De acordo com os autores, a definição original era que os "ácidos tinham a tendência a perder um próton"</ref> Diferentemente da definição de Arrhenius, a definição de Brönsted-Lowrey não se refere à formação de sal e água, senão à formação de ''ácidos conjugados'' e ''bases conjugadas'', produzidas pela transferência de um próton do ácido à base.<ref name="miessler_165" /><ref name="miessler_167" />

Nesta definição, um "''ácido'' é um composto que pode doar um próton, e uma ''base'' é um composto que pode receber um próton". Em consequência, uma reação ácido-base é a eliminação de um íon hidrogênio do ácido e sua adição à base.<ref name="Clayden_1">Clayden, J., Warren, S., ''et al.'' (2000), p182-184</ref> Isto não se refere à eliminação de um próton do núcleo de um [[átomo]], o que requereria níveis de energia não alcançáveis através da simples dissociação dos ácidos, senão a eliminação de um íon hidrogênio (H<sup>+</sup>).

A eliminação de um próton (íon hidrogênio) de um ácido produz sua ''base conjugada'', que é o ácido com um íon hidrogênio eliminado, e a recepção de um próton por uma base produz seu ''ácido conjugado'', que é a base com um íon hidrogênio adicionado.

Por exemplo, a eliminação de H<sup>+</sup> do [[ácido clorídrico]] (HCl) produz [[Cloreto|ânion cloreto]] (Cl<sup>−</sup>), base conjugada do ácido:

:<big>HCl → H<sup>+</sup> + Cl<sup>−</sup></big>

A adição de H<sup>+</sup> ao [[Hidróxido|ânion hidróxido]] (OH<sup>−</sup>), uma base, produz água (H<sub>2</sub>O), seu ácido conjugado:

:<big>H<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup> → H<sub>2</sub>O</big>

Assim, a definição de Brönsted-Lowry abarca a definição de Arrhenius, mas também estende o conceito de reações ácido-base a sistemas nos quais não há água envolvida, tais como a protonação da [[amônia]], uma base, para formar o [[Amónio|cátion amônio]], seu ácido conjugado:

:<big>H<sup>+</sup> + NH<sub>3</sub> → NH<sub>4</sub><sup>+</sup></big>

Esta reação pode ocorrer em ausência de água, como na reação da amônia com o [[ácido acético]]:

:<big>CH<sub>3</sub>COOH + NH<sub>3</sub> → NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup></big>

Esta definição também proporciona um marco teórico para explicar a dissociação espontânea da água em baixas concentrações de íons hidrônio e hidróxido:

:<big>2 H<sub>2</sub>O <math> \rightleftharpoons </math> H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup></big>

A água, ao ser um [[anfótero]], pode atuar como um ácido e como uma base; aqui, uma molécula de água atua como um ácido, doando um íon H<sup>+</sup> e formando a base conjugada, OH<sup>−</sup>, e uma segunda molécula de água atua como uma base, aceitando o íon H<sup>+</sup> e formando o ácido conjugado, H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>.

Então, a fórmula geral para as reações ácido-base, de acordo com a definição de Brönsted-Lowry, é:

:<big>AH + B → BH<sup>+</sup> + A<sup>−</sup></big>

onde AH representa o ácido, B representa a base, e BH<sup>+</sup> representa o ácido conjugado de B, e A<sup>−</sup> representa a base conjugada de AH.

=== Definição de Lewis ===
[[File:Lewis-Bronsted-Arrhenius.png|thumb|direita|[[Diagrama de Venn]] das principais teorias ácido-base]]
Informação extra em '''[[Ácido de Lewis]]''' e '''[[Base de Lewis]]

A definição de Lewis das reações ácido-base, proposta por [[Gilbert N. Lewis]] em 1923<ref name="lewis_1">Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p166 - A tabela de descobrimentos atribui a data de publicação da teoria de Lewis como 1923.</ref> é, em suma, uma generalização que compreende a definição de Brönsted-Lowry e as definições de sistema solvente.<ref name="lewis_2" /> Em lugar de definir as reações ácido-base em termos de prótons ou de outras substâncias relacionadas, a proposta de Lewis define uma base (conhecida como ''base de Lewis'') ao composto que pode doar um ''[[Par de elétrons|par eletrônico]]'', e um ácido (um ''ácido de Lewis'') como um composto que pode receber este par eletrônico.<ref name="lewis_2">Miessler, L. M., Tar, D. A., (1991) p170-172</ref> Esta definição abrange todas as outras definições, abrange tanto que todas as reações químicas podem ser resumidas, praticamente, em reação de ácido-base e reação de redox.

Por exemplo, se consideramos a clássica reação aquosa ácido-base:

:<big>HCl (aq) + NaOH (aq) → H<sub>2</sub>O (l) + NaCl (aq)</big>

A definição de Lewis não considera esta reação como a formação de um sal e água ou a transferência de H<sup>+</sup> do HCl ao OH<sup>−</sup>. Em seu lugar, considera como ácido ao próprio íon H<sup>+</sup>, e como base ao íon OH<sup>−</sup>, que tem um par eletrônico não compartilhado. Em consequência, aqui a reação ácido-base, de acordo com a definição de Lewis, é a doação do par eletrônico do íon OH<sup>−</sup> ao íon H<sup>+</sup>. Isto forma uma [[ligação covalente]] entre H<sup>+</sup> e OH<sup>−</sup>, que produz água (H<sub>2</sub>O).

Ao tratar as reações ácido-base em termos de pares de elétrons em vez de substâncias específicas, a definição de Lewis pode ser aplicada a reações que não se situam dentro de nenhuma das outras definições de reações ácido-base. Por exemplo, um cátion [[prata]] se comporta como um ácido com respeito a [[amônia]], que se comporta como uma base, na seguinte reação:

:<big>Ag<sup>+</sup> + 2 :NH<sub>3</sub> → [H<sub>3</sub>N:Ag:NH<sub>3</sub>]<sup>+</sup></big>

O resultado desta reação é a formação de um [[aduto]] de amônia-prata.

Em reações entre [[ácido de Lewis|ácidos de Lewis]] e [[base de Lewis|bases de Lewis]], ocorre a formação de um aduto<ref name="lewis_2" /> quando o orbital molecular ocupado mais alto ([[HOMO]]) de uma molécula, tal como o NH<sub>3</sub>, com pares de elétrons solitários disponíveis doa pares de elétrons livres ao orbital molecular mais baixo não ocupado ([[LUMO]]) de uma molécula deficiente em elétrons, através de uma [[Ligação covalente dativa|ligação covalente coordenada]]; em tal reação, a molécula interatuante HOMO atua como uma base, e a molécula interatuante LUMO atua como um ácido.

=== Definição pelo sistema solvente ===

Esta definição se baseia em uma generalização da definição anterior de Arrhenius a todos os solventes autodissociáveis.

Em todos estes solventes, há uma certa concentração de espécies positivas, '''cátions solvônio''', e espécies negativas, '''ânions solvato''', em equilíbrio com as moléculas neutras do solvente. Por exemplo, a [[água]] e a [[amônia]] se dissociam em íons [[oxônio]] e [[hidróxido]], e [[amônio]] e [[amida]], respectivamente:

:<big>2 H<sub>2</sub>O <math> \rightleftharpoons </math> H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + OH<sup>−</sup></big>
:<big>2 NH<sub>3</sub> <math> \rightleftharpoons </math> NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + NH<sub>2</sub><sup>−</sup></big>

Alguns sistemas apróticos também sofrem estas dissociações, tais como o [[tetróxido de nitrogênio|tetróxido de dinitrogênio]] (N<sub>2</sub>O<sub>4</sub>) em [[nitrosônio]] e [[nitrato]], e o [[tricloreto de antimônio]], em dicloroantimônio e tetracloroantimoniato, e [[fosgênio]] em clorocarboxônio e [[cloreto]].:

:<big>N<sub>2</sub>O<sub>4</sub> <math> \rightleftharpoons </math> NO<sup>+</sup> + NO<sub>3</sub><sup>−</sup></big>
:<big>2 SbCl<sub>3</sub> <math> \rightleftharpoons </math> SbCl<sub>2</sub><sup>+</sup> + SbCl<sub>4</sub><sup>−</sup></big>
:<big>COCl<sub>2</sub> <math> \rightleftharpoons </math> COCl<sup>+</sup> + Cl<sup>-</sup></big>

Um soluto que ocasiona um aumento na concentração dos cátions solvônio e uma diminuição nos ânions solvato é um '''ácido''', e um que faz o inverso é uma '''base'''. Em consequência, em [[amônia]] líquida, o KNH<sub>2</sub> (que fornecem o íon NH<sub>2</sub><sup>-</sup>) é uma base forte, e o NH<sub>4</sub>NO<sub>3</sub> (que fornecem o íon NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) é um ácido forte. Em [[dióxido de enxofre]] líquido, os compostos de [[tionilo]] (que fornecem o íon SO<sup>2+</sup>) se comportam como ácidos, e os de [[sulfito]]s (que fornecem o íon SO<sub>3</sub><sup>2−</sup>) se comportam como bases.

As reações ácido-base não aquosas em amônia líquida são similares as reações em água:

:<big>2 NaNH<sub>2</sub> (base) + Zn(NH<sub>2</sub>)<sub>2</sub> (amida [[Molécula anfipática|anfifílica]]) → Na<sub>2</sub>[Zn(NH<sub>2</sub>)<sub>4</sub>]</big>

:<big>2 NH<sub>4</sub>I (ácido) + Zn(NH<sub>2</sub>)<sub>2</sub> (amida anfifílica) → [Zn(NH<sub>3</sub>)<sub>4</sub>)]I<sub>2</sub></big>

O ácido nítrico pode ser uma base em ácido sulfúrico:

:<big>HNO<sub>3</sub> (base) + 2 H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → NO<sub>2</sub><sup>+</sup> +  H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + 2 HSO<sub>4</sub><sup>−</sup></big>

A única força desta definição mostra-se em descrever as reações em solventes apróticos, para o exemplo em N<sub>2</sub>O<sub>4</sub> líquido:

:<big>AgNO<sub>3</sub> (base) + NOCl (ácido) → N<sub>2</sub>O<sub>4</sub> + AgCl</big>

Dado que a definição de sistema solvente depende tanto do solvente, como do composto mesmo, um mesmo composto pode mudar seu comportamento dependendo na escolha do solvente. Assim, o HClO<sub>4</sub> é um ácido forte em água, um ácido fraco em [[ácido acético]], e uma base fraca em [[ácido fluorossulfúrico]]. Isto foi visto tanto como uma força como uma fraqueza, uma vez que algumas substâncias, como [[trióxido de enxofre|SO<sub>3</sub>]] e [[amônia|NH<sub>3</sub>]] comportam-se como sendo ácidas ou básicas, a seu próprio modo. Por outro lado, a teoria do sistema solvente foi criticada por ser demasiado geral para ser útil, considerou-se que havia algo intrinsecamente ácido em compostos de hidrogênio, não compartilhada por sais de solvônio não hidrogênicos.<ref name=review1940/>

== Outras teorias ácido-base ==

=== Definição de Usanovich ===

A definição mais geral é a do químico russo [[Mikhail Usanovich]], e pode ser resumida como que um ácido é qualquer espécie química que aceita espécies negativas ou doa espécies positivas, e uma base o inverso. Isto tende ser derrubado como coerente com o conceito de reação [[redox]] (oxidação-redução), motivo pelo qual não goza de apoio pelos químicos. Isto se deve a que as reações redox se focam melhor como processos físicos de transferência eletrônica, em lugar de processos de formação e ruptura de ligações, ainda que a distinção entre estes dois processos é difusa.

=== Definição de Lux-Flood ===

Esta definição, proposta pelo químico alemão [[Hermann Lux]]<ref>{{citar periódico|título=Solubility of Water Vapor in Alkali Borate Melts|último =Franz|primeiro =H.|data=1966|periódico=J. Am. Ceram. Soc.|volume=49|número=9|páginas=473–477|doi=10.1111/j.1151-2916.1966.tb13302.x}}</ref><ref name=lux>
{{citar periódico|título="Säuren" und "Basen" im Schmelzfluss: die Bestimmung. der Sauerstoffionen-Konzentration|primeiro =Hermann|último =Lux|autorlink =Hermann Lux|periódico=Ztschr. Elektrochem|data=1939|volume=45|número=4|páginas=303–309}}</ref> em 1939, melhorada posteriormente por [[Håkon Flood|Hakon Flood]] em torno de 1947<ref name=flood>{{citar periódico|título=The Acidic and Basic Properties of Oxides|último =Flood|primeiro =H.|autorlink =Håkon Flood|coautor=Forland, T.|periódico=Acta Chem. Scand.|data=1947|volume=1|páginas=592|doi=10.3891/acta.chem.scand.01-0592}}</ref> e hoje usada comumente em [[geoquímica]] e [[eletroquímica]] modernas de [[sal fundido|sais fundidos]], descreve um '''ácido''' como um receptor de íons óxido, e uma '''base''' como um doador de íons óxido. Por exemplo:<ref name=drago>{{citar periódico|título=The Synthesis of Oxyhalides Utilizing Fused-Salt Media|primeiro =Russel S.|último =Drago|coautor=Whitten, Kenneth W.|periódico=[[Inorg. Chem.]]|data=1966|volume=5|número=4|páginas=677–682|doi=10.1021/ic50038a038}}</ref>

:<big>MgO (base) + CO<sub>2</sub> (ácido) → MgCO<sub>3</sub></big>
:<big>CaO (base) + SiO<sub>2</sub> (ácido) → CaSiO<sub>3</sub></big>
:<big>NO<sub>3</sub><sup>-</sup> (base) + S<sub>2</sub>O<sub>7</sub><sup>2-</sup> (ácido) → NO<sub>2</sub><sup>+</sup> + 2 SO<sub>4</sub><sup>2-</sup></big>

=== Definição de Pearson ===

{{AP|[[Teoria HSAB]]}}

Em 1963<ref name=pearson>{{citar periódico|título=Hard and Soft Acids and Bases|último =Pearson|primeiro =Ralph G.|periódico= [[J. Am. Chem. Soc.]] |data=1963| volume= 85 |número=22|páginas=3533–3539|doi=10.1021/ja00905a001}}</ref> Ralph Pearson propôs um conceito avançado qualitativo conhecido como ''teoria ácido-base duro-macio'' (ou ''macio'') desenvolvida de forma quantitativa com [[Robert Parr]] em 1984. 'Duro' se aplica a espécies que são pequenas, têm altos estados de oxidação, e são pouco polarizadas. 'Mole' se aplica a espécies que são grandes, têm estados de oxidação baixos, e são fortemente polarizadas. Ácidos e bases interatuam, e as interações mais estáveis são duro-duro e mole-mole. Esta teoria tem encontrado utilização na química orgânica e inorgânica.
== Ver também ==

* [[Configuração electrónica]]
* [[Estrutura de Lewis]]
* [[Ressonância (química)|Estrutura de ressonância]]
* [[Protonação]] e [[deprotonação]]
* [[Substituição nucleofílica]] e [[reação redox]]
* [[Titulação|Titulação ácido-base]]

{{Referências}}

== Ligações externas ==
* {{Link||2=http://web.educom.pt/fq/acidobase/index.htm |3=Reacções ácido-base no site web.educom.pt}}

{{Portal3|Química}}

{{DEFAULTSORT:Reacao Acido-Base}}

[[Categoria:Reações químicas]]
[[Categoria:Química dos ácidos e bases]]