Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry

Definição de ácidos e bases de Brønsted-Lowry, ácidos e bases fortes e fracas, e como identificar pares ácido-base conjugados.

Principais pontos

  • Um ácido de Brønsted-Lowry é uma espécie capaz de doar um próton —H+\text{H}^+.
  • Uma base de Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de aceitar um próton, o que requer um par de elétrons livres para formar a ligação com o H+\text{H}^+.
  • A água é anfótera, o que significa que ela pode atuar tanto como um ácido de Brønsted-Lowry quanto como uma base de Brønsted-Lowry.
  • Ácidos e bases fortes ionizam completamente em solução aquosa, enquanto ácidos e bases fracos ionizam apenas parcialmente.
  • A base conjugada de um ácido de Brønsted-Lowry é a espécie formada depois que esse ácido doa um próton. O ácido conjugado de uma base de Brønsted-Lowry é a espécie formada depois que essa base aceita um próton.
  • As duas espécies em um par conjugado ácido-base têm a mesma fórmula molecular, exceto pelo fato de que o ácido possui um H+\text H^+ extra se comparado com a base conjugada.

Introdução

No Artigo anterior sobre ácidos e bases de Arrhenius, nós apredemos que os ácidos de Arrhenius são qualquer espécie capaz de aumentar a concentração de H+\text{H}^+ em solução aquosa e uma base de Arrhenius é qualquer espécie capaz de aumentar a concentração de OH\text{OH}^- em solução aquosa. A maior limitação da Teoria de Arrhenius é que o comportamento ácido-base só pode ser analisado em água. Nesse artigo, avançaremos em uma Teoria mais abrangente, a de Brønsted-Lowry que abrange um maior número de reações químicas.

Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry

A Teoria de Brønsted-Lowry descreve as interações ácido base em termos de transferência de prótons entre as espécies químicas. Um ácido de Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de doar um próton H+\text{H}^+, e uma base é qualquer espécie capaz de aceitar um próton. Em termos de estrutura química, isso significa que qualquer ácido de Brønsted-Lowry deve conter um hidrogênio capaz de dissociar como H+\text H^+. A fim de aceitar um próton, uma base de Brønsted-Lowry deve receber ao menos um par de elétrons para formar uma nova ligação com o próton.
Usando a definição de Brønsted-Lowry, uma reação ácido-base é qualquer reação em que um próton é transferido de um ácido para uma base. Nós podemos usar a definição de Brønsted-Lowry para discutir reações ácido-base em qualquer solvente, assim como as reações que ocorrem em fase gasosa. Por exemplo, considere a reação da amônia gasosa, NH3(g)\text{NH}_3(g), com cloreto de hidrogênio gasoso, HCl(g)\text{H}\text{Cl}(g), para formar NH4Cl(s)\text{NH}_4 \text{Cl}(s):
NH3(g)+HCl(g)NH4Cl(s)\text{NH}_3(g)+\blueD{\text{H}}\text{Cl}(g)\rightarrow\text{N}\blueD{\text{H}}_4\text{Cl}(s)
Esta reação também pode ser representada com a utilização das estruturas de Lewis para os reagentes e produtos, conforme ilustrado abaixo:
Nesta reação, HCl\blueD{\text{H}}\text{Cl} doa seu próton — em azul — para NH3\text{NH}_3. Portanto, HCl\text{HCl} está agindo como um ácido de Brønsted-Lowry. Já que NH3\text{NH}_3 tem um par isolado de elétrons para usar como aceptor de próton, NH3\text{NH}_3 é uma base de Brønsted-Lowry.
Note que de acordo com a Teoria de Arrhenius, a reação acima não seria uma reação ácido-base porquê nenhuma das espécies está formando H+\text{H}^+ ou OH\text{OH}^- em água. Entretanto, a química envolvida - um próton transferido de HCl\text{HCl} para NH3\text{NH}_3 formando NH4Cl\text{NH}_4 \text{Cl} - é muito parecida com a que ocorreria na fase aquosa.
Para você se familiarizar mais com essas definições, vamos examinar mais alguns exemplos.

Identificação de ácidos e bases de Brønsted-Lowry

Na reação entre ácido nítrico e água, HNO3\text{HNO}_3, doa um próton — em azul — para a água, portanto, atuando como um ácido de Brønsted-Lowry.
HNO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+NO3(aq)\blueD{\text{H}}\text{NO}_3(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightarrow\blueD{\text{H}}_3\text{O}^+(aq)+\text{NO}_3^-(aq)
Já que a água aceita o próton do ácido nítrico para formar o íon H3O+\blueD{\text{H}}_3\text{O}^+, a água age como uma base de Brønsted-Lowry. Essa reação favorece bastante a formação dos produtos, então a seta da reação é desenhada apenas para a direita.
Vejamos agora uma reação envolvendo amônia, NH3\text{NH}_3, em água:
NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)\text{NH}_3(aq)+\blueD{\text{H}}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{N}\blueD{\text{H}}_4^+(aq)+\text{OH}^-(aq)
Nesta reação, a água está doando um de seus prótons para amônia. Depois de perder um próton, a água se torna, OH\text{OH}^-. Já que a água doou um próton, está atuando como um ácido de Brønsted-Lowry. A amônia aceitou um próton da água para formar íon amônio, NH4+\text{NH}_4^+. Portanto, a amônia está atuando como uma base de Brønsted-Lowry.
Nas duas reações anteriores, vemos a água se comportar tanto como uma base de Brønsted-Lowry — na reação com ácido nítrico — quanto como um ácido de Brønsted-Lowry, na reação com a amônia. Devido à habilidade da água de doar e aceitar prótons, ela é conhecida como um composto anfotérico ou anfiprótico, o que significa que pode se comportar tanto como uma base quanto como um ácido de Brønsted-Lowry.

Ácidos fortes e fracos: dissociar ou não dissociar?

Um ácido forte é uma espécie que ioniza completamente os seus constituintes em solução aquosa. Ácido nítrico é um exemplo de ácido forte. Ioniza completamente em água, formando íons, hidrônio H3O+\text{H}_3\text{O}^+, e nitrato, NO3\text{NO}_3^-. Depois que a reação ocorre, há moléculas que não sofreram ionização na solução, no caso, o HNO3\text{HNO}_3.
Por outro lado, um ácido fraco não se dissocia completamente em seus íons constituintes. Um exemplo de ácido fraco é o ácido acético, CH3COOH\text{CH}_3\text{COOH}, que está presente no vinagre. O ácido acético se dissocia parcialmente em água para formar os íons hidrônio e acetato CH3COO\text{CH}_3\text{COO}^-:
CH3COOH(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CH3COO(aq)\text{CH}_3\text{COOH}(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{H}_3\text{O}^+(aq)+\text{CH}_3\text{COO}^-(aq)
Note que nesta reação temos as setas (do equilíbrio) apontando para ambos os lados: \leftrightharpoons. Isso indica que a ionização do ácido acético está em equilíbrio dinâmico, no qual há uma concentração significativa de moléculas de ácido acético que não estão ionizadas, CH3COOH\text{CH}_3\text{COOH}, assim como há moléculas que sofreram ionização, H+\text H^+ e CH3COO\text{CH}_3\text{COO}^-.
Uma pergunta comum é: "Quando você sabe se algo é um ácido forte ou fraco?" Essa é uma excelente pergunta! Uma resposta curta seria dizer que há somente alguns ácidos fortes, e que todo o resto é considerado ácido fraco. Uma vez que estivermos familiarizados com os ácidos fortes mais comuns, nós poderemos facilmente identificar tanto os ácidos fracos quanto os fortes em questões de química.
A tabela a seguir lista alguns exemplos dos ácidos fortes mais comuns:

Ácidos fortes comuns

NomeFórmula
Ácido clorídricoHCl\text{HCl}
Ácido bromídricoHBr\text{HBr}
Ácido IodídricoHI\text{HI}
Ácido sulfúricoH2SO4\text{H}_2\text{SO}_4
Ácido nítricoHNO3\text{HNO}_3
Ácido perclóricoHClO4\text{HClO}_4

Bases fortes e fracas

Uma base forte é uma base que se ioniza completamente em solução aquosa. Um exemplo de base forte é o hidróxido de sódio, NaOH\text{NaOH}. Em água, o hidróxido de sódio se dissocia completamente em íons hidróxido e íons sódio.
NaOH(aq)Na+(aq)+OH(aq)\text{NaOH}(aq)\rightarrow\text{Na}^+(aq)+\text{OH}^-(aq)
Assim, se preparamos uma solução de hidróxido de sódio em água, somente íons Na+\text{Na}^+ e OH\text{OH}^- estarão presentes na nossa solução final. Não esperamos ver nenhuma molécula de NaOH\text{NaOH} não dissociada.
Vejamos agora a amônia, NH3\text{NH}_3, em água. A amônia é uma base fraca, então ela irá se ionizar parcialmente em água:
NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)\text{NH}_3(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{NH}_4^+(aq)+\text{OH}^-(aq)
Algumas das moléculas de amônia aceitam um próton da água para formar íons amônio e íons hidróxido. Isso resulta em um equilíbrio dinâmico, no qual as moléculas de amônia estão continuamente trocando prótons com a água, e os íons amônio estão continuamente doando prótons de volta para o hidróxido. A espécie em maior quantidade na solução será a amônia não-ionizada, NH3\text{NH}_3, pois a amônia só conseguirá desprotonar a água em uma pequena extensão.
Bases fortes comuns incluem os hidróxidos da família 1A e 2A.
Bases fracas comuns incluem compostos contendo nitrogênio neutro, como: Amônia, trimetilamina e piridina.

Exemplo 1: Escrevendo uma reação ácido-base com hidrogenofosfato

O hidrogenofosfato, HPO42\text{HPO}_4^{2-}, pode agir como uma base fraca ou como um ácido fraco em solução aquosa.
Qual é a equação balanceada da reação do hidrogenofosfato agindo como uma base fraca em água?
Já que o hidrogenofosfato está atuando como uma base de Brønsted-Lowry, a água deve atuar como um ácido de Brønsted-Lowry. Isso significa que a água vai doar um próton para formar íon hidróxido. A adição de um próton no hidrogenofostato resulta na formação de H2PO4\text{H}_2 \text {PO}_4^{-}:
HPO42(aq)+H+(aq)H2PO4(aq)\text{HPO}_4^{2-}(aq)+\text H^+(aq) \rightarrow \text{H}_2\text {PO}_4^{-}(aq)
Já que o íon hidrogenofosfato está atuando como uma base fraca neste exemplo em particular, precisamos usar setas duplas, \rightleftharpoons, em nossa reação global para mostrar que é reversível. Isso nos dá a seguinte equação balanceada para a reação de hidrogenofosfato atuando como base em água:
HPO42(aq)+H2O(l)H2PO4(aq)+OH(aq)\text{HPO}_4^{2-}(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{H}_2 \text{PO}_4^{-}(aq)+\text{OH}^-(aq)
Como sabemos se algo como hidrogenofosfato vai atuar como ácido ou base? A resposta curta é: Quando diferentes reações são possíveis, essas reações possuem diferentes constantes de equilíbrio. Qual equilíbrio será favorecido vai depender de fatores como pH da solução e quais outras espécies estão em solução. Essa questão será explicada em mais detalhes quando aprendermos sobre soluções-tampão e titulação.
Verificando o conceito: Como seria a nossa equação balanceada se o hidrogenofosfato agisse como um ácido fraco em solução aquosa?

Pares conjugados ácido-base

Agora que temos conhecimento de ácidos e bases de Brønsted-Lowry, nós podemos discutir o último conceito deste artigo: Pares conjugados ácido-base. Em uma reação ácido base de Brønsted-Lowry, um ácido conjugado é uma espécie formada após a base aceitar um próton. Logo, uma base conjugada é uma espécie formada após o ácido doar seu próton. As duas espécies em um par conjugado ácido-base têm a mesma forma molecular, exceto, o ácido com um hidrogênio extra H+\text H^+ quando comparado com a base conjugada.

Exemplo 2: Dissociação de um ácido forte

Vamos reconsiderar o ácido forte HCl\text{HCl} reagindo com a água:
HCl(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Cl(aq)\text{HCl}(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightarrow \text{H}_3\text{O}^+(aq)+\text{Cl}^-(aq)
          aˊcido            base              aˊcido           base~~~~~~~~~~\greenD{\text{ácido}}~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{base}}~~~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{ácido}}~~~~~~~~~~~\greenD{\text{base}}
Nesta reação, HCl\text{HCl} doa seu próton para a água, portanto, HCl\text{HCl} está atuando como um ácido de Brønsted-Lowry. Após HCl\text{HCl} doar seu próton, é formado o íon Cl\text{Cl}^-, logo, Cl\text{Cl}^- é a base conjugada de HCl\text{HCl}.
Par conjugado 1=HCl e Cl\greenD{\text{Par conjugado 1}}=\text{HCl}\text{ e }\text{Cl}^-
Como a água aceita um próton do HCl\text{HCl}, a água está agindo como uma base de Brønsted-Lowry. Quando a água aceita um próton, o H3O+\text{H}_3\text{O}^+ é formado. Portanto, o H3O+\text{H}_3\text{O}^+ é o ácido conjugado do H2O\text{H}_2\text{O}.
Par conjugado 2=H2O e H3O+\purpleC{\text{Par conjugado 2}}=\text{H}_2 \text O\text{ e }\text{H}_3\text{O}^+
Cada par ácido-base conjugado em nossa reação contém um ácido de Brønsted-Lowry e uma base de Brønsted-Lowry. O ácido e base diferem por apenas um único próton. Em geral, será verdadeiro que uma reação entre um ácido de Brønsted-Lowry e uma base, conterá dois pares conjugados ácido-base.

Exemplo 3: A ionização de uma base fraca

Vamos considerar a reação da amônia, uma base fraca, em água:
NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)\text{NH}_3(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{NH}_4^+(aq)+\text{OH}^-(aq)
          base            aˊcido            aˊcido             base~~~~~~~~~~\greenD{\text{base}}~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{ácido}}~~~~~~~~~~~~\greenD{\text{ácido}}~~~~~~~~~~~~~\purpleC{\text{base}}
A amônia aceita um próton da água nessa reação, e desse modo, atua como uma base de Brønsted-Lowry. Ao aceitar um próton da água, a amônia forma NH4+\text{NH}_4^+. Portanto, NH4+\text{NH}_4^+ é o ácido conjugado da amônia.
Par conjugado 1=NH3 e NH4+\greenD{\text{Par conjugado 1}}=\text{NH}_3\text{ e }\text{NH}_4^+
A água, ao doar um próton à amônia, age como um ácido de Brønsted-Lowry. Depois que a água doa um próton para a amônia, forma-se OH\text{OH}^-. Portanto, OH\text{OH}^- é a base conjugada da água.
Par conjugado 2=H2O e OH\purpleC{\text{Par conjugado 2}}=\text{H}_2 \text O\text{ e }\text{OH}^-
Como a amônia é uma base fraca, o íon amônio pode doar um próton de volta para a hidroxila para regenerar a amônia e a água. Assim, existe um equilíbrio dinâmico. Isso sempre será verdadeiro para reações envolvendo ácidos e bases fracas.

Resumo

  • Um ácido de Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de doar um próton — H+\text{H}^+.
  • Uma base de Brønsted-Lowry é qualquer espécie que é capaz de aceitar um próton, o que requer um par de elétrons livre para se ligar ao H+\text{H}^+.
  • A água é anfótera, o que significa que ela pode agir tanto como um ácido de Brønsted-Lowry como uma base de Brønsted-Lowry.
  • Ácidos e bases fortes ionizam-se completamente em solução aquosa, enquanto que ácidos e bases fracos ionizam-se parcialmente em solução aquosa.
  • A base conjugada de um ácido de Brønsted-Lowry é a espécie que é formada após o ácido doar o seu próton. O ácido conjugado de uma base de Brønsted-Lowry é a espécie formada após a base aceitar um próton.
  • As duas espécies em um par conjugado ácido-base têm a mesma fórmula molecular, exceto pelo fato de que o ácido possui um H+\text H^+ extra se comparado com a base conjugada.

Prática 1: Identificando reações ácido-base

Com base na teoria de Brønsted-Lowry, quais dos seguintes items são reações ácido-base?

Prática 2: Identificando pares conjugados ácido-base

O ácido fluorídrico, HF\text{HF}, é um ácido fraco que se dissocia em água de acordo com a seguinte equação:
HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F(aq)\text{HF}(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons\text{H}_3\text{O}^+(aq)+\text{F}^-(aq)
Qual é a base conjugada do HF\text{HF} nessa reação?
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