No século XIX, Friedrich Kohlraush descobriu que a água, mesmo quando totalmente purificada, apresenta uma pequena condutividade elétrica. Kohlraush atribuiu esta propriedade à existência de íons (es-
pécies com cargas) na água, mais precisamente íons hidrônios (H3O+)
e hidróxidos (HO–), provando a existência da auto-ionização da água,
como mostra a equação a seguir.
Nenhuma molécula de água permanece ionizada por muito tempo, pois as reações são extremamente rápidas em ambos os sentidos; sendo assim, a água pura consiste quase totalmente em moléculas de H2O. A compreensão da auto-ionização da água é o ponto de partida para o entendimento dos conceitos de ácidos e bases em sistemas aquosos.
Analisando a equação de auto-ionização da água, podemos escrever a seguinte expressão de equilíbrio:
Keq= [H3O+] [HO–]
Como estamos lidando com a constante de equilíbrio da auto- ionização da água, podemos usar o termo Kw para representar a Keq, a qual chamamos de constante do produto iônico da água.
A 25°C, o Kw é igual a 1,0 x 10–14, então fazendo a substituição
na equação teremos:
Kw= [H3O+] [HO–] = 1,0 x 10–14 a 25°C
Como dito anteriormente, os químicos representam também o íon
H+ de maneira intercambiável ao íon hidrônio (H
3O+), ou seja, o próton
hidratado. Podemos, então, escrever a reação da seguinte maneira: H2O(l) H+
(aq) + HO
–
(aq)
Logo, podemos escrever a expressão Kw em função das concen-
trações de [H+] e [HO-], tendo:
Kw= [H3O+] [HO-] = [H+] [HO-] = 1,0 x 10-14 a 25°C
É importante memorizar a equação acima, pois a mesma será bastante útil para calcularmos concentrações de íons [H+] e [HO–] em
soluções aquosas nas próximas aulas.
Atende aos Objetivos 3 e 4
4. Calcule a concentração de HO–(aq) em uma solução na qual:
a. [H+] = 2 x 10–6 mol/L;
b. [H+] = [HO–];
c. [H+] = 100 x [HO–]. Considere a temperatura a 25°C.
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AULA
5
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a. Temos: Kw = [H+] [HO–] = 1,0 x 10–14 a 25°C. Ao substituirmos o
valor da [H+] = 2 x 10–6 mol/L na equação, teremos:
1,0 x 10–14 = [H+] [HO–] [HO–O ] = ] = 1,0 x 10 [H ] = 1,0 x 10 2 x 10 = 5 x 10 m 14 -9 + 14 6 ool/L
Esta solução é ácida porque [H+] > [HO–].
b. Kw = [H+] [HO–] = 1,0 x 10–14. Para conseguirmos [H+] = [HO–],
teremos que [1,0 x 10–7] [1,0 x 10–7] = (1,0 x 1,0) x 10–7–7 =
1,0 x 10–14, portanto a [HO–] = 1,0x 10–7 mol/L
Esta solução é neutra porque [H+] = [HO–].
c. temos [H+] = 100 x [HO–]. Substituindo a equação, teremos: Kw= [H+] [HO–] = 1,0 x 10–14
1,0 x 10–14 = 100[HO–] [HO–]; 1,0 x 10–14 = 100[HO–]2; 1,0 x 10–16 =
[HO–]2
[HO–] = 1,0 x 10–8 mol/L
De acordo com a Teoria de Lewis, base é definida como um doador de par de elétrons; e ácido, como um receptor de par de elétrons.
O exemplo mais simples de um ácido de Lewis é um próton, H+, o
qual aceita um par de elétrons quando se liga à molécula de amônia, NH3,
para formar um íon amônio, NH4+, como mostra a reação a seguir:
Gilbert Newton Lewis (1875-1946)
Químico americano que estudou na Universidade de Harvard. Em 1912, mudou-se para a Universidade da Califórnia, em Berkeley, onde foi professor de Quími- ca e reitor até a sua morte. Seus trabalhos de maior repercussão foram aqueles em que deu explicações mais adequadas para as ligações químicas em compostos orgânicos. Em virtude desses trabalhos, seu nome está associado a uma definição geral de ácido (substância capaz de receber um par de elétrons) e de base (subs- tância capaz de doar um par de elétrons).
H + H N H H H N H H
Base íon amônio
A molécula de amônia forneceu um par de elétrons e, portanto, de acordo com a definição de Lewis, é uma base, de modo semelhante à Teoria de Brønsted-Lowry.
A vantagem da definição de Lewis sobre a de Brønsted-Lowry é que podemos identificar substâncias como ácidos ou bases mesmo sem a transferência de prótons (a definição de um ácido ou uma base de Brønsted-Lowry depende do envolvimento de prótons).
O resultado da combinação de uma base de Lewis e um ácido de ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
Os fundamentos da teoria eletrônica sobre acidez foram origi- nalmente estabelecidos pelo americano Gilbert Newton Lewis em 1916, porém somente a partir de 1923 a sua teoria foi aceita, a qual estendeu a definição de ácidos e bases além dos conceitos de Brønsted-Lowry, tanto do ponto de vista teórico como do experimental.
+
H
Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/ Gilbert_Newton_Lewis
AULA
5
A ligação entre o ácido de Lewis e a base de Lewis se dá através de uma ligação covalente, em que um par de elétrons fornecido pela base ao ácido está agora sendo compartilhado por ambas as espécies químicas que deram origem ao complexo.
A definição de Lewis aumenta o número de espécies que podem ser consideradas ácidos, pois H+ é um ácido de Lewis, mas não é o
único. Podemos citar o exemplo da reação entre a amônia (NH3) e o
trifluoreto de boro (BF3). Essa reação só vai ocorrer porque BF3 tem um orbital vazio em seu nível de valência, agindo como um aceptor de par de elétrons (ácido de Lewis) mediante o NH3, que doa o par de elétrons (base de Lewis): F B F F + H N H H F F H N H B
Ácido Base Complexo
H F
Outro exemplo é o alumínio, cujo estado fundamental apresenta configuração eletrônica na sua última camada 3s2 3p1. Quando combinado com outros elementos, sua configuração é um conjunto de orbitais híbridos (sp3) capaz de efetuar três ligações covalentes; no
entanto, mesmo efetuando essas três ligações, o alumínio ainda apresenta um orbital vazio, capaz de aceitar um par de elétrons. Isso caracteriza o alumínio como um ácido de Lewis.
Nesta aula, deu-se ênfase à água como solvente, e ao próton como fonte de propriedade ácida, por isso achamos a definição de ácidos e bases de Brønsted-Lowry mais útil. Porém, a grande vantagem de Lewis é que ela nos permite tratar uma grande variedade de reações que não envolvem a transferência de elétrons, como é o caso da reação entre o BF3 e a NH3, citada anteriormente.
Atende ao Objetivo 5
5. Classifique as seguintes substâncias como ácido ou base de Lewis: H2O, NH3 (amônia), Al3+(íon alumínio) e AlCl
3 (cloreto de alumínio). Faça a
distribuição eletrônica para o átomo de alumínio (13Al).
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Para definirmos as substâncias tais como ácido ou base de Lewis, é importante desenharmos as estruturas de Lewis, verificando em todas as substâncias se existe orbital vazio para que possam rece- ber par de elétrons (ácido de Lewis) ou par de elétrons para serem doados (base de Lewis).
Esquematizando:
"3sp3 orbitais híbridos" "orbitais vazios"
3s 3p "orbital vazio" Cl Al Cl Cl Ácido Ácido Al3+ H N H H Base Base H O H
AULA
5
ATIVIDADE FINAL
Defina e dê exemplos de ácidos e bases de Brønsted-Lowry e Lewis.
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Segundo Brønsted-Lowry, ácido é qualquer substância capaz de doar um próton (H+) para outra substância em uma reação química e base é qualquer substância capaz de aceitar um próton (H+) de outra subs- tância numa reação. Quando olhamos a reação do HCl se dissolvendo em água, descobrimos que a molécula de HCl transfere um próton (íon H+) para uma molécula de água, portanto o HCl é um ácido de Brønsted-Lowry, e a água aceita este próton, logo é uma base de Brønsted-Lowry (HCl + H2O → H3O+ + Cl–).
De acordo com Lewis, base é qualquer substância que doa um de par de elétrons, e ácido é qualquer substância que recebe um par de elétrons. O exemplo de um ácido de Lewis é um próton, H+, o qual aceita um par de elétrons quando se liga à molécula de amônia, NH3 , que é uma base de Lewis (H+ + NH
R E S U M O
Arrhenius identificou que as propriedades das soluções ácidas devem-se aos íons H+
(aq), e as propriedades das soluções básicas devem-se aos íons OH –
(aq). O conceito de ácidos e bases de Brønsted-Lowry é mais geral do que o conceito de Arrhenius e enfatiza a transferência de um próton (H+) de um ácido para uma base. O íon
hidrônio, H3O+
(aq), é normalmente usado para representar a forma predominante de H+ em água, em vez da mais simples H+
(aq). Segundo Brønsted-Lowry, ácidos são
substâncias capazes de doar um próton (H+) para outra substância em uma reação química, e bases, substâncias capazes de aceitar um próton (H+) de outra substância numa reação. A base conjugada de um ácido de Brønsted-Lowry é a espécie que permanece quando um próton é removido do ácido. O ácido conjugado de uma base de Brønsted-Lowry é a espécie formada pela adição de um próton à base e, juntos, são chamados de par ácido-base conjugado. As forças ácido-base dos pares ácido- base conjugados estão relacionadas: quanto mais forte um ácido, mais fraca sua base conjugada; quanto mais fraco o ácido, mais forte sua base conjugada. Em todas as reações ácido-base, a posição do equilíbrio favorece a transferência de próton do ácido mais forte para a base mais forte. A água ioniza-se até certo grau, formando H+
(aq) e OH–(aq). Esta ionização é definida pela constante do produto iônico da água,
Kw. Esta expressão indica que o produto da dissociação é uma constante, ou seja, à medida que aumenta [H+], [OH–] diminui, e vice-versa. As soluções ácidas são as que
contêm mais H+
(aq) que OH
–
(aq); as soluções básicas contêm mais OH–(aq) que H+(aq).
De acordo com a Teoria de Lewis, base é definida como um doador de par de elétrons, e ácido, como um receptor de par de elétrons por ter um orbital vazio. O conceito de Lewis é mais geral que o de Brønsted-Lowry porque ele pode ser aplicado para casos nos quais o ácido é qualquer outra substância que não seja H+.
INFORMAÇÕES SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, iremos estudar escala de pH, ácidos e bases fortes e fracos, constantes de acidez e basicidade e relação estrutural no comportamento ácido- base.