As 7 características dos ácidos mais importantes

Alguns dos características dos ácidos mais importantes são suas propriedades físicas, sua força e sua capacidade de neutralizar bases, entre outros.

Ácidos são substâncias químicas com a capacidade de doar um íon hidrônio (H₃O⁺), ou como um próton é comumente chamado (H⁺), em meio aquoso, ou capaz de formar ligações com íons hidróxido, ou qualquer substância capaz de aceitar um par de elétrons.

Muitas vezes eles têm a fórmula geral H-A, em que H é o protão e "A" é o termo genérico associado com a parte de ácido não protónico.

Originalmente, nossos conceitos de acidez vieram dos antigos gregos que definiam substâncias de "gosto amargo" como oxeína, que se transformou na palavra latina para vinagre, acetum, que mais tarde se tornou "ácido".

Estas substâncias não só tinham um sabor amargo como também tinham a propriedade de mudar a cor do papel de tornassol.

A estrutura teórica de ácidos começou quando Antoine Laurent Lavoisier químico francês (1743-1796) voltou sua atenção para a classificação de ácidos e bases. Sua idéia era que todos os ácidos continha mais ou menos um determinado "essência" que foi responsável pela sua acidez e não eram apenas diferente.

Infelizmente, Lavoisier erroneamente pensou que a substância oxeinogênica era, como ele chamava, o átomo de oxigênio. No início do século XIX, o Inglês químico Humphry Davy (1778-1829) mostrou que o oxigênio não poderia ser responsável pela acidez, porque havia vários ácidos que não contêm oxigênio (LESNEY, 2003).

Foi décadas mais tarde que a idéia de acidez associada à presença de hidrogênio foi proposta por Justus von Liebig (1803-1873). Clareza foi levado para o campo, quando, em 1890, Svante Arrhenius (1859-1927) definida como os ácidos "substâncias que fornecem catiões de hidrogénio à solução" (Enciclopédia Britânica, 1998).

Principais características dos ácidos

1- Propriedades Físicas

Os ácidos têm um sabor, vale a redundância, o ácido e o seu cheiro queimam frequentemente as narinas.

Eles são líquidos pegajosas ou oleosas textura e tem a capacidade de alterar a cor de papel de tornassol e alaranjado de metilo para vermelho (propriedades dos ácidos e bases, S.F.).

2- Capacidade de gerar prótons

Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o químico Inglês Thomas Martin Lowry, introduziu a teoria de Brønsted e Lowry afirmando que qualquer composto que pode transferir um próton para qualquer outro composto é um ácido (Encyclopædia Britannica, 1998). Por exemplo, no caso do ácido clorídrico:

HCl → H⁺ + Cl^-

A teoria de Brønsted e Lowry não explicou o comportamento ácido de certas substâncias. Em 1923, o químico americano Gilbert N. Lewis introduz a sua teoria, em que um ácido é considerado como qualquer composto que, numa reacção química, é capaz de aderir a um par de electrões não partilhados na outra molécula (Enciclopédia Britânica, 1998) .

Desta forma, íons como Cu²⁺a fé²⁺ e a fé³⁺ eles têm a capacidade de unir pares de elétrons livres, por exemplo da água para produzir prótons da seguinte maneira:

Cu²⁺ + 2H₂O → Cu (OH)₂ + 2H⁺

3- Força de um ácido

Os ácidos são classificados como ácidos fortes e ácidos fracos. acidez a força de um ácido está associado com a sua constante de equilíbrio, por conseguinte, no caso dos ácidos, estas constantes são nomeados constantes Ka.

Assim, os ácidos fortes têm uma grande acidez constante, pelo que tendem a dissociar-se completamente. Exemplos destes ácidos são o ácido sulfúrico, o ácido clorídrico e o ácido nítrico, cujas constantes ácidas são tão grandes que não podem ser medidas em água.

Por outro lado, um ácido fraco é aquele cuja constante de dissociação é baixa, portanto está em equilíbrio químico. Exemplos destes ácidos são o ácido acético e o ácido láctico e o ácido nitroso cujas constantes de acidez são da ordem de 10.^-4. A figura 1 mostra as diferentes constantes de ácido para diferentes ácidos.

4- pH inferior a 7

A escala de pH mede o nível de alcalinidade ou acidez de uma solução. A escala varia de zero a 14. Um pH inferior a 7 é ácido. Um pH maior que 7 é básico. O ponto médio 7 representa um pH neutro. Uma solução neutra não é ácida nem alcalina.

A escala de pH é obtida de acordo com a concentração de H⁺ na solução e é inversamente proporcional a ela. Ácidos, aumentando a concentração de prótons, diminuem o pH de uma solução.

5- Capacidade de neutralizar bases

Arrhenius, em sua teoria propõe que os ácidos, para gerar prótons para reagir com o hidroxilas das bases para formar sal e água moda:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

Essa reação é chamada de neutralização e é a base da técnica analítica chamada titulação (Bruce Mahan, 1990).

6- Capacidade de óxido de redução

Dada a sua capacidade de produzir espécies carregadas, os ácidos são utilizados como um meio para a transferência de elétrons em reações redox.

Os ácidos também têm a tendência de serem reduzidos, uma vez que têm a capacidade de aceitar elétrons livres. Os ácidos contêm íons H⁺. Eles tendem a receber elétrons e formar gás hidrogênio.

2H⁺ + 2e^- → H₂

Metais não têm um controle rígido sobre seus elétrons. Eles os abandonam sem muita luta e formam íons de metal.

Fé → Fé²⁺+ 2e^-

Então, quando você coloca uma unha de ferro em um ácido, os íons H ⁺ eles pegam elétrons de ferro. Ferro se transforma em íons Fe solúveis^{2 +}e o metal sólido gradualmente desaparece. A reação é:

Fe + 2H⁺ → Fé²⁺+ H₂

Isso é conhecido como corrosão ácida. Os ácidos não só corroem os metais dissolvendo-os, como também reagem com compostos orgânicos como os que compõem a membrana celular.

Esta reação é geralmente exotérmica, o que provoca graves queimaduras no contato com a pele, então este tipo de substância deve ser manuseado com cuidado. A figura 3 é o código de segurança quando uma substância é corrosiva.

7- catálise ácida

A aceleração de uma reação química pela adição de um ácido é conhecida como catálise ácida. O dito ácido não é consumido na reação.

A reação catalítica pode ser específica para o ácido, como no caso da decomposição de açúcar de sacarose em glicose e frutose em ácido sulfúrico ou pode ser geral para qualquer ácido.

O mecanismo das reacções catalisadas por ácido e base explicada em termos do conceito de ácidos e bases de Bronsted Lowry como um em que há uma transferência inicial de protões de um catalisador ácido para o reagente (Enciclopédia Britânica, 1998).

Em geral, reações onde um eletrófilo está envolvido são catalisadas em um meio ácido, seja adições eletrofílicas ou substituições.

Exemplos de nitração de benzeno catálise ácida na presença de ácido sulfúrico (Figura 4a), a hidratação do etileno para produzir etanol (Figura 4b), as reacções de esterificação (Figura 4C) e hidrólise do éster (4-D) (Clark, 2013 ).

Referências

1. Bruce Mahan, R. M. (1990). Curso universitário de Química, quarta edição. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A.
2. Clark, J. (2013, 20 de dezembro). Exemplos de catálise ácida em química orgânica. Retirado de chem.libretexts.org.
3. Enciclopédia Britânica. (1998, 20 de julho). Catálise ácido-base. Recuperado de britannica.com.
4. Enciclopédia Britânica. (1998, 21 de dezembro). Teoria de Arrhenius. Recuperado de britannica.com.
5. Enciclopédia Britânica. (1998, 20 de julho). Teoria de Brønsted-Lowry. Recuperado de britannica.com.
6. Enciclopédia Britânica. (1998, 20 de julho). Teoria de Lewis. Recuperado de britannica.com.
7. LESNEY, M. S. (2003, março). Crônicas Química Uma História Básica do Ácido - De Aristóteles a Arnold. Obtido em pubs.acs.org.
8. Propriedades de Ácidos e Bases. (S.F.). Obtido em sciencegeek.net.