Ácidos E Bases

1) INTRODUÇÃO

Duas das mais importantes classes de compostos em toda a química são os ácidos e as ba-ses. Elas participam de um número imenso de reações e procedimentos analíticos nos labora-tórios, na indústria e nos organismos vivos.² Aproximadamente em 1887, S. Arrhenius propôs que as substancias que produzem íon hidrogênio na água fossem chamadas de ácidos e as que produzem íon hidróxido se chamassem bases. Desde aquela época o conceito de ácido ou base se estendeu e foi redefinido para explicar mais amplamente os termos acidez e basicidade.³

A capacidade de doação de prótons de um ácido é medida por sua constante de acidez. A capacidade de aceitação de prótons de uma base é medida por sua constante de basicidade. Quanto maior for à constante, maior a respectiva capacidade. Quanto maior for o valor de pK,mais fraco será o ácido ou a base.

Os químicos Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry determinaram que um ácido de Bronsted fosse um doador de prótons e uma base de Bronsted é um aceitador de prótons.8 A base conjugada de um ácido é a base formada quando o ácido doou um próton. O ácido conjugado de uma base é o ácido que se formou quando a base aceitou o próton. Um ácido forte esta completamente desprotonado em solução; um ácido fraco esta parcialmente desprotonado em solução.² Uma base forte esta completamente protonada em solução; uma base fraca está parcialmente protonada em solução. A seguir, são apresentados três exemplos de ácidos e bases de Bronsted-Lowry:

O químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, desenvolveu uma teoria ácido-base relacionada ao par de elétron. Quando uma base de Lewis doa um par de elétrons a um acido de Lewis, as duas espécies partilham um par de elétrons a partir de uma ligação covalente coordenada.¹ Um próton (H+) é um aceitador de par de elétrons e, portanto, um ácido de Le-wis, porque ele pode unir-se a um par de elétrons isolados de uma base de Lewis. Uma base de Bronsted é um tipo especial de base de Lewis, uma substância que pode utilizar um par de elétrons isolados para formar uma ligação covalente coordenada com o próton, um ácido de Lewis, fornecendo o par de elétrons da ligação:

Para mudar de cor, o indicador precisa reagir com íons H+, ou então, alguma base tem que retirar íons H+, do indicador, isso significa que para indicar qual o pH da solução, o indicador introduz uma pequena variação desse mesmo pH. A variação da cor de um indicador que corresponde a um meio ácido para a cor que corresponde a um meio básico não e brusca, mas ocorre num certo intervalo de pH denominado zona de viragem ou zona de transição.³

O indicador ideal é aquele que apresenta mudança de coloração em um intervalo bem es-treito de resposta ao pH. Isso é bastante viável, uma vez que muitos indicadores sensíveis ao pH sofrem reações de adição/perda de próton, e o pH influencia diretamente a ocorrência ou não da protonação ou desprotonação.4

O papel indicador mais comum é o papel de tornassol, que contem somente um indicador e permite apenas verificar se uma solução é acida ou básica, sem nenhuma indicação quantita-tiva de acidez ou basicidade. Existem também os indicadores universais que são aqueles que possuem varias cores e, quando mergulhado em alguma