Reacção ácido-base

Uma reacção ácido-base é uma reacção química que ocorre entre um ácido e um base. Existem vários conceitos que fornecem definições alternativas para os mecanismos de reação envolvidos e sua aplicação na resolução de problemas relacionados. Apesar de várias semelhanças nas definições, torna-se aparente a sua importância como diferentes métodos de análise, quando aplicado a reacções de ácido-base para a espécie gasosa ou líquida, ou quando o ácido ou base de caracteres pode ser um pouco menos aparente. Historicamente, o primeiro destes conceitos científicos de ácidos e bases foi fornecida pelo Francês químico Antoine Lavoisier , circa 1776 .

Teorias ácido-base comum

Definição Lavoisier

Desde que o conhecimento de Lavoisier de ácidos fortes foi restrita principalmente para oxiácidos, que tendem a conter átomos centrais em alto estados de oxidação cercadas por oxigênio, como HNO ₃ e H ₂ SO ₄ , e desde que ele não estava ciente da verdadeira composição dos ácidos hidro-halogenados, HCl, HBr, e HI, ele definiu ácidos em termos da sua contendo oxigênio , que em fato que ele chamou de palavras gregas que significa "ácido-ex" (do grego οξυς (oxys) que significa "ácido" ou "afiado" e γεινομαι (geinomai) ou "gerar"). A definição Lavoisier foi realizada como verdade absoluta há mais de 30 anos, até que o artigo 1810 e palestras subsequentes por Sir Humphry Davy em que ele provou a falta de oxigênio no H ₂ S, H ₂ Te, eo ácidos hidro-halogenados.

Definição Liebig

Esta definição foi proposta por Justus von Liebig circa 1838 , com base em suas extensas obras sobre a composição química da ácidos orgânicos. Este terminou o turno doutrinária de ácidos à base de oxigénio para substâncias ácidas à base de hidrogênio, começou por Davy. De acordo com Liebig, um ácido é uma substância contendo hidrogénio, em que o hidrogénio pode ser substituído por um metal. Definição de Liebig, enquanto completamente empírica, permaneceu em uso por quase 50 anos até à adopção da definição de Arrhenius.

Definição de Arrhenius

Idealizado após a teoria da substituição de metais- Justus von Liebig e apesar de algumas modificações por teorias posteriores, o conceito de Arrhenius (foto) continua a ser uma definição científica simples de ácido-base caráter reação.

A definição de Arrhenius de reações ácido-base é um conceito ácido-base mais simplificado concebido por Svante Arrhenius, que foi usado para fornecer uma definição moderna de bases que se seguiu a partir de seu trabalho com Friedrich Wilhelm Ostwald no estabelecimento da presença de iões em solução aquosa, em 1884 , e levou a receber o Arrhenius Prêmio Nobel de Química em 1903 por "reconhecimento pelos extraordinários serviços prestados ... para o avanço da química por sua teoria da dissociação eletrolítica"

Conforme definido no momento da descoberta, as reações ácido-base são caracterizados por ácidos de Arrhenius, que dissociar em forma de solução aquosa de hidrogénio ou o mais tarde denominado- oxonium (H ₃ O ⁺⁾ íons, e bases de Arrhenius, que formam o hidróxido (OH ^-) íons. Mais recente Recomendações da IUPAC sugerem agora o termo mais recente "hydronium" ser utilizados em favor do termo aceito "oxonium" mais antigos para ilustrar mecanismos de reação, tais como os definidos na definição do sistema de solventes Brønsted-Lowry e mais claramente, com a definição de Arrhenius servindo como um simples esboço geral de caráter ácido-base mais sucinta, a definição de Arrhenius pode ser imaginado como;

A definição do ácido-base aquosa universal do conceito de Arrhenius é descrita como a formação de água a partir de hidrogénio e iões de hidróxido, iões hidrónio ou iões hidróxido e produzido a partir da dissociação de um ácido e uma base em solução aquosa (2 _H2O → OH ^- + _H3O ^+), o que leva a que a definição de Arrhenius em reacções de ácido-base, um sal e de água é formado a partir da reacção entre um ácido e uma base - em definições científicas mais simples, esta forma de reacção é chamado um Reacção de neutralização.

ácido ⁺ + base ^- → sal + água

O ião positivo de uma base pode formar um sal com o ião negativo a partir de um ácido. Por exemplo, dois moles da base de hidróxido de sódio (NaOH) pode combinar-se com um mole de ácido sulfúrico (H ₂ SO _4), para formar duas moles de água e uma mole de sulfato de sódio .

2NaOH + H ₂ SO ₄ → 2 H ₂ O + Na ₂ SO ₄

Definição de Bronsted-Lowry

A definição de Brønsted-Lowry, formulado de forma independente por seus dois defensores Johannes Nicolaus Brønsted e Martin Lowry em 1923 baseia-se na ideia de protonação de bases por meio do de-protonação de ácidos - mais comumente referido como a capacidade dos ácidos para "doar" íons hidrogênio (H ⁺⁾ ou prótons para bases, que "aceitar" a eles. Em contraste com a definição de Arrhenius, a definição de Bronsted-Lowry refere-se aos produtos de uma reacção ácido-base como ácidos e bases conjugadas para se referir à relação de um protão, e para indicar que houve uma reacção entre as duas quantidades, em vez de uma "formação" de sal e de água, tal como explicado na definição de Arrhenius.

Ela define que nas reacções, não é a doação e recepção de um protão, que essencialmente se refere à remoção de um ião hidrogénio ligado dentro de um composto e a sua reacção com outro composto, e não a remoção de um protão a partir do núcleo de um átomo , o que exigiria enormes quantidades de energia não atingíveis através do simples dissociação dos ácidos. Na diferenciação da Definição de Arrhenius, a definição de Bronsted-Lowry postula que, para cada ácido, existe um conjugado de ácido e de base ou "par ácido-base conjugado" que é formada por meio de uma reacção completa, o que também inclui água, que é amphoteric:

Definição Lewis

A definição de Lewis reações ácido-base, concebido por Gilbert N. Lewis em 1923 é uma teoria abrangente para as definições de Bronsted-Lowry e do sistema solvente que diz respeito à premissa de um mecanismo de doação, o que, inversamente, os atributos de doação de electrões de pares de bases e a aceitação por parte dos ácidos, em vez de protões ou outras substâncias ligadas e abrange tanto reacções aquosas e não-aquosas.

Ag ⁺ + 2: NH ₃ → [H ₃ N: Ag: _NH3] ⁺

Um catião prata reage como um ácido com amoníaco , que actua como um dador de electrão-par, formando um produto de adição de amoníaco-prata

Em reacções entre E ácidos de Lewis bases, existe a formação de um aduto quando a maior ocupada molecular orbital ( HOMO) de uma molécula, tal como com _NH3 disponível par (es) de electrões doa pares solitário isolado de electrões para a molécula de electrões deficiente menor orbital molecular desocupado ( LUMO) através de um coordenar ligação covalente; Numa tal reacção, que interactua com a molécula HOMO actua como uma base, e a molécula que interactua com LUMO actua como um ácido. Em moléculas altamente polares, tais como o boro tri-fluoreto (BF _3), a mais elemento eletronegativo puxa electrões em relação aos seus próprios orbitais, proporcionando uma carga mais positiva sobre o elemento menos electronegativo e uma diferença na sua estrutura electrónica devido à posição axial ou equatorial em órbita de seus electrões, causando efeitos repulsivos de par solitário de ajustamento do casal (Lp -bp) interações entre átomos ligados superiores aos já fornecidos pela ligação dos pares da união monógama (PA-PA) interações. Os aductos que envolvem iões metálicos são referidos como compostos de coordenação.

Definição do sistema solvente

Esta definição baseia-se uma generalização da definição anterior de Arrhenius para todos os solventes autodissociating. Em todos estes solventes, há uma certa concentração de uma espécie positivos, catiões solvonium e espécies negativas, aniões solvato, em equilíbrio com as moléculas solventes neutros. Por exemplo:

2H ₂ O ⇌ _H3O ⁺ ( hidrónio) + OH ^- ( hidróxido )

2NH ₃ ⇌ NH ₄ ⁺ ( amónio) + _NH2 ^- ( amida)

ou até mesmo alguns sistemas apróticos

N ₂ O ₄ ⁺ ⇌ NÃO ( nitrosónio) + NO ₃ ^- ( nitrato )

2SbCl ₃ ⇌ SbCl ₂ ⁺ (dichloroantimonium) + SbCl ₄ ^- (tetrachloroantimonate)

Um soluto causando um aumento na concentração dos iões solvonium e uma diminuição dos iões de solvato é um ácido e um causando o inverso é uma base. Assim, no estado líquido amónia , KNH ₂ (fornecendo NH ₂ ^-) é uma base forte, e NH ₄ NO _3, (NH ₄ ⁺ fornecimento) é um ácido forte. Em líquido dióxido de enxofre _(SO2), compostos de tionilo (fornecimento de SO ^{2 +)} se comportam como ácidos, e sulfitos (fornecendo _SO3 ^2-) comportar-se como bases.

Aqui estão algumas reações ácido-base não aquosos em amoníaco líquido

2NaNH ₂ (base) + Zn _{(NH2) 2} ( amida anfifílico) → Na ₂ [Zn (NH _{2) 4]}

2NH ₄ I (ácido) + Zn _{(NH2) 2} ( amida anfifílico) → [Zn _{(NH3) 4)]} I ₂

Ácido nítrico pode ser uma base em ácido sulfúrico líquido:

_HNO3 (base) + 2H ₂ SO ₄ → _NO2 ⁺ + H ₃ O ⁺ + 2HSO ₄ ^-

E as coisas tornam-se ainda mais estranha no mundo aprótico, por exemplo, em N2 _líquido O _4:

AgNO ₃ (base) + NOCl (ácido) → N ₂ O ₄ + AgCl

Uma vez que a definição do sistema de solvente depende do solvente, bem como sobre o próprio composto, o mesmo composto pode alterar o seu papel, dependendo da escolha do solvente. Assim, HClO ₄ é um ácido forte em água, um ácido fraco em ácido acético, e uma base fraca de ácido fluorossulfónico.

Outras teorias ácido-base

Definição Usanovich

A definição mais geral é o de o químico russo Mikhail Usanovich, e, basicamente, podem ser resumidos como definindo um ácido como qualquer coisa que aceita espécies negativas ou doa os positivos, e uma base como o inverso. Isto tende a sobrepor-se ao conceito de redox (redução-oxidação), e por isso não é muito favorecida pelos químicos. Isso ocorre porque as reações redox se concentrar mais em processos de transferência de elétrons físicos, em vez de ligação tomada / processos de obrigações quebra, embora a distinção entre esses dois processos é um pouco ambígua.

Definição Lux-Flood

Esta definição, proposta pelo químico alemão Hermann Lux em 1939 , ainda melhorada Circa Håkon Flood 1947 e agora comumente usado em moderno geoquímica e electroquímica de sais fundidos, descreve um ácido como um aceitador de iões de óxido e uma base como um dador de ião óxido. Por exemplo:

MgO (base) + _CO2 (ácido) → _MgCO3

CaO (base) + SiO ₂ (ácido) → _CaSiO3

NO ₃ ^- (base) + S ₂ O ₇ ^2- (ácido) → _NO2 ⁺ + 2 SO ₄ ^2-

Definição Pearson

Em 1963 Ralph Pearson propôs um conceito qualitativo avançado conhecido como Princípio ácido-base duro macio, mais tarde fez quantitativa com a ajuda de Robert Parr em 1984 . 'Hard' aplica-se a espécies que são pequenas, têm estados de carga altas, e são fracamente polarizable. 'Suave' aplica-se a espécies que são grandes, têm estados de baixa carga e são fortemente polarizada. Ácidos e bases interagem e as interações mais estáveis são hard-duro e macio-soft. Esta teoria tem encontrado uso em química orgânica e inorgânica.