Como é definida a teoria ácido-base de Brønsted e Lowry?

Uma substância capaz de doar um próton é um ácido, enquanto a que recebe esse próton é uma base. Esta definição muito geral de ácidos e bases foi trazida pelos químicos J.N. Bronsted e T.M. Lowry em 1923, com base no conceito de transferência de H⁺ em uma reação ácido-base.

Arrhenius definiu prótons H⁺ como espécies isoladas, embora hoje se saiba que em solução têm uma grande atração com as moléculas de água e estão formando íons hidrônio (\({H_3}{O^ + }\)). Com base nesses dois conceitos, exploramos uma reação ácido-base conhecida:

\(H{C_2}{H_3}{O_2}_{\left( {ac} \right)} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftrightarrow {C_2}{H_3}{O_2 }{^ –{\left( {ac} \right)}} + \;{H_3}{O^ + }_{\left( {ac} \right)}\)

Nesse caso, o ácido acético é aquele que doa um hidrogênio ácido enquanto a água atua como base, levando o próton doado. Por sua vez, duas novas espécies iônicas são formadas, que são os ácidos e as bases conjugadas dos ácidos e bases de onde vieram. Neste caso, a espécie \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) é a base conjugada do ácido acético enquanto \({H_3}{O^ + }\) é o ácido conjugado da água. Portanto, o par ácido-base conjugado só difere na presença de um hidrogênio ácido e, além disso, cumpre-se a premissa de que todo ácido tem sua base conjugada e vice-versa.

Agora vamos analisar a seguinte reação:

\(N{H_3}_{\left( {ac} \right)} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftarrow N{H_4}{^ + {\left( {ac } \right)}} + \;O{H^ – }_{\left( {ac} \right)}\)

Neste caso, temos um par ácido-base conjugado que é água e íon hidroxila respectivamente, e uma base, amônia, com seu par conjugado, a espécie de caráter ácido \(N{H_4}^ + \).

Agora, você pode se perguntar, como é que a água age tanto como ácido quanto como base? Essa habilidade é conhecida como anfoterismo. Ou seja, uma substância que pode agir das duas formas dependendo de com quem se combina é uma substância anfotérica.

Assim como definimos pares conjugados, eles possuem uma característica peculiar: quanto mais força ácida o ácido do par tem, menor é a força básica. terá sua base conjugada, e é análogo ao caso das bases, quanto maior for a força de basicidade que a base tiver, seu par conjugado diminuirá a força da base ácido. Eles vão se perguntar de que força estamos falando?

Pois bem, quando um ácido é forte estamos falando de uma espécie que é capaz de doar completamente o hidrogênio ácido, transferindo todos os seus prótons para a água e dissociando-se completamente. Caso contrário, os ácidos fracos são parcialmente ionizados em solução aquosa, o que implica que parte do ácido se encontrará como espécie dissociada e parte reterá sua estrutura. Vejamos os seguintes exemplos típicos:

\(HC{l_{\left( g \right)}} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \to C{l^ – }_{\left( {ac} \right) } + \;{H_3}{O^ + }_{\left( {ac} \right)}\)

Este é um ácido forte, pois dissocia-se completamente, e o mesmo ocorre com o hidróxido de sódio, que é uma base forte:

\(NaO{H_{\left( s \right)}} \to N{a^ + }_{\left( {ac} \right)} + \;O{H^ – }_{\left( { ac} \direita)}\)

Se explorarmos a reação do ácido acético em solução aquosa, notamos que há um equilíbrio entre as espécies, pois a dissociação não é completa e, portanto, existe uma constante de acidez termodinâmica que rege o processo, que se expressa em função das atividades do espécies; porém, em soluções diluídas, pode ser estimado através das concentrações molares:

\(Ka = \frac{{\left[ {{C_2}{H_3}{O_2}^ – } \right]\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]}}{{\left[ {H{C_2}{H_3}{O_2}} \certo]}}\)

Enquanto para o caso de bases fracas podemos descrever o grau em que a referida base se ioniza se falarmos de sua constante termodinâmica de basicidade, tal é o caso da amônia:

\(Kb = \frac{{\left[ {N{H_4}^ + } \right]\left[ {O{H^ – }} \right]}}{{\left[ {N{H_3}} \ certo]}}\)

Estas constantes são tabuladas a temperaturas de referência, existindo também uma bibliografia que indica o grau de acidez ou basicidade de determinados compostos.

Por fim, vamos nos referir à autoionização da água, pois como já vimos, a água possui tanto uma base quanto um ácido conjugado, podendo descrever esse fenômeno em sua reação de ionização:

\(2{H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftrightarrow \) \(O{H^ – }_{\left( {ac} \right)} + {H_3}{O^ + }_{\esquerda( {ac} \direita)}\)

Poderíamos definir esse processo como fizemos anteriormente através da constante envolvida, que seria:

\(Kc = \frac{{\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {O{H^ – }} \right]}}{{{{\left[ {{H_2 }O} \direita]}^2}}}\)

Recorrendo a um arranjo matemático poderíamos expressar o produto iônico da água como a seguinte constante:

\(Kw = \left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {O{H^ – }} \right]\)

Cujo valor a 25ºC é constante e é: 1×10-14, o que implica que, se a solução for neutra, ou seja, igual quantidade de ácido do que de base, cada uma das concentrações das espécies iônicas será: 1×10-7 mol/L.