Em solução aquosa, um ácido de Arrhenius aumenta a concentração de hidrônio, H3O+. A 25 °C, uma solução aquosa ácida tem pH inferior a 7. Ácidos e bases podem neutralizar um ao outro, e o comportamento de uma solução depende da quantidade de ácido presente, da força desse ácido e do meio em que a reação ocorre.
Enquanto a concentração informa quanto ácido existe em certa quantidade de solução, a força ácida expressa a facilidade com que esse ácido transfere prótons em determinado meio. Um ácido forte transfere prótons com grande facilidade, enquanto um ácido fraco mantém uma parcela maior de sua forma não ionizada em equilíbrio. Esses equilíbrios formam a base para entender pares ácido-base conjugados, soluções tampão e titulações usadas para acompanhar ou medir mudanças de acidez.
Ácidos participam da digestão, estão presentes em alimentos e bebidas, são usados em medicamentos e entram em processos industriais como a produção de fertilizantes, o tratamento de metais e o funcionamento de baterias. A química ácido-base também faz parte do controle do pH no organismo e de processos ambientais como a deposição ácida e a acidificação oceânica.
História
Lavoisier ligou a acidez ao oxigênio, hipótese abandonada quando se mostrou que ácidos também podiam não conter esse elemento.
A palavra ácido vem do latimacidus, derivado de acēre, "ser azedo". Em 1680, Robert Boyle reuniu maneiras de reconhecer soluções ácidas sem depender apenas do sabor. Elas dissolviam muitas substâncias, mudavam a cor de certos corantes naturais e perdiam essas propriedades quando entravam em contato com soluções alcalinas. No século XVIII, já se observava que ácidos reagiam com calcário e liberavam dióxido de carbono, e que misturas de ácidos e álcalis podiam formar substâncias neutras.
Antoine Lavoisier atribuiu a acidez ao oxigênio e criou o nome francês oxygène a partir da ideia de "formador de ácido". Ele acreditava que o oxigênio fazia parte de todos os ácidos, mas ácidos sem esse elemento mostraram que a hipótese não funcionava. Em 1815, Humphry Davy mostrou que os ácidos então estudados tinham o hidrogênio como componente essencial. Em 1884, Svante Arrhenius definiu os ácidos pela produção de cátions de hidrogênio em água. Em 1923, Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry ampliaram a ideia para a transferência de prótons entre um doador e um aceitador. No mesmo ano, Gilbert Newton Lewis apresentou a definição baseada na aceitação e na doação de pares de elétrons, capaz de abranger reações sem transferência de prótons.
Arrhenius restringe sua definição às espécies dissolvidas em água, Brønsted-Lowry acompanha a passagem de um próton de uma espécie para outra e Lewis acompanha a formação de uma ligação quando a base fornece um par de elétrons ao ácido.
No restante do artigo, as reações ácido-base serão apresentadas principalmente pela definição de Brønsted-Lowry. Nessa descrição, acompanha-se a passagem de um próton, H+, do ácido para a base. No uso corrente, a palavra "ácido" também pode nomear a própria solução, embora a definição química se aplique à espécie definida como ácido.
Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis delimitam conjuntos diferentes de reações ácido-base. A definição de Lewis também abrange processos sem transferência de prótons.
Uma mesma espécie pode agir como ácido em uma reação e como base em outra, porque seu comportamento depende da espécie com a qual reage. Diante da amônia, a água doa um próton e forma OH− e NH4+, agindo como ácido. Diante de HCl, a água recebe um próton e forma H3O+, agindo como base. Espécies capazes de doar ou receber prótons são chamadas anfipróticas, e a água é um exemplo.
Quando um ácido é colocado em água, a mesma reação pode ser lida pelas três definições. Para Arrhenius, aumenta a concentração de hidrônio. Pela teoria de Brønsted-Lowry, H3O+ pode doar um próton e formar H2O. Na teoria de Lewis, a base fornece o par de elétrons que forma a nova ligação com o próton transferido.
Ácidos de Arrhenius
Na definição de Arrhenius, um ácido aumenta a concentração de íons hidrônio quando é dissolvido em água.
Em 1884, Svante Arrhenius relacionou a acidez aos cátions de hidrogênio, H+, depois chamados de prótons ou hídrons. Um ácido de Arrhenius é uma substância que aumenta a concentração de H+ quando é adicionada à água. Nas equações, aparece com frequência H+(aq). Essa escrita é útil, mas não significa que exista um núcleo de hidrogênio livre e isolado na água. O próton fica solvatado na rede de ligações de hidrogênio. Configurações locais como H9O4+, na forma-limite do cátion de Eigen, e H5O2+, na forma-limite do cátion de Zundel, mudam rapidamente no líquido. hidrônio, H3O+, é usado como forma simplificada de escrever a espécie ácida em água. Cloreto de hidrogênio e ácido acético são exemplos de ácidos de Arrhenius. Soluções desse tipo costumam ter sabor azedo, podem tornar vermelho o azul de tornassol, neutralizam bases e muitos ácidos reagem com metais suficientemente reativos, liberando hidrogênio e formando sals. Substâncias que apresentam esse comportamento são chamadas de ácidas.
Uma base de Arrhenius aumenta a concentração de hidróxido, OH−, quando é dissolvida em água. O hidrônio e o hidróxido reagem entre si e formam água, o que pode ser escrito pela equação abaixo:
H3O+(aq) + OH−(aq) ⇌ 2 H2O(l)
A água mantém um pequeno equilíbrio próprio entre espécies protonadas e desprotonadas. Por causa dessa autoprotólise, aumentar a atividade do hidrônio, mantendo a temperatura fixa, vem acompanhado de uma diminuição da atividade do hidróxido. Essa relação nasce do equilíbrio da água e não cria uma nova definição para ácido ou base de Arrhenius.
A 25 °C, uma solução aquosa ácida tem pH inferior a 7. Em soluções suficientemente diluídas, esse valor corresponde aproximadamente a uma concentração de H3O+ maior que 10−7mol por litro. Na definição termodinâmica, o pH depende da atividade de H+, e a concentração isolada não basta para defini-lo.
A transferência de um próton do ácido acético para a água produz acetato e hidrônio, um exemplo direto da definição de Brønsted-Lowry.
A definição de Arrhenius funciona bem para muitas reações em água, mas não cobre situações em que a transferência de próton ocorre em outro solvente ou mesmo sem solvente. Em 1923, Johannes Nicolaus Brønsted e Thomas Martin Lowry chegaram de forma independente a uma definição baseada nessa transferência. Um ácido de Brønsted-Lowry, ou ácido de Brønsted, é a espécie que doa um próton a uma base de Brønsted-Lowry. As duas reações abaixo usam ácido acético, CH3COOH, para mostrar como a mesma ideia funciona com parceiros diferentes:
CH 3COOH + H 2O ⇌ CH 3COO– + H 3O+
CH 3COOH + NH 3 ⇌ CH 3COO– + NH+ 4
Na primeira reação, o CH3COOH é ácido de Arrhenius porque sua presença em água leva à formação de H3O+, e é ácido de Brønsted porque doa um próton à água. Na segunda, ele sofre a mesma perda de próton, mas o receptor é a amônia, NH3. Como não se forma hidrônio nessa segunda reação, ela fica fora da definição de Arrhenius, embora continue sendo uma reação ácido-base pela teoria de Brønsted-Lowry.
A transferência de prótons também pode acontecer em soluções não aquosas e na fase gasosa. O cloreto de hidrogênio, HCl, e a amônia podem formar cloreto de amônio, NH4Cl. Em água, o HCl forma hidrônio e cloreto, e a solução recebe o nome de ácido clorídrico. As equações a seguir colocam lado a lado uma reação aquosa, uma em benzeno e uma entre gases:
Na primeira equação, a água recebe o próton fornecido pelo HCl e forma H3O+. Nas duas seguintes, o próton ainda passa do HCl para a amônia, mas não aparece hidrônio porque a água não é o solvente. Em benzeno, cloreto de hidrogênio e amônia formam cloreto de amônio, e a reação entre HCl e NH3 gasosos produz o mesmo sólido iônico, NH4Cl.
A definição proposta em 1923 por Gilbert Newton Lewis permite tratar como ácido-base reações que não transferem prótons. Um ácido de Lewis aceita um par de elétrons de outra espécie e forma um aduto de Lewis. Brønsted-Lowry acompanha a passagem de H+. Lewis acompanha a formação de uma ligação a partir do par eletrônico fornecido pela base. Por isso, muitos ácidos de Lewis não são ácidos de Brønsted-Lowry. As reações abaixo ajudam a comparar as duas descrições.
No modelo de Lewis, o ácido recebe um par de elétrons e a base o fornece, sem que a reação precise envolver transferência de prótons.
Na primeira reação, o íon fluoreto, F−, fornece um par solitário de elétrons ao trifluoreto de boro, BF3, e forma tetrafluoroborato, BF4−. O fluoreto é a base de Lewis. O BF3 é o ácido de Lewis porque recebe esse par em um orbital vazio. Nenhum próton é transferido.
Na segunda reação, as duas teorias chegam ao mesmo processo por caminhos diferentes. Brønsted-Lowry acompanha a amônia recebendo um próton de um ácido. Pela teoria de Lewis, o par solitário do nitrogênio forma uma ligação N−H com esse próton. A NH3 é a base de Lewis, e o H+ transferido recebe o par eletrônico.
Como a definição de Lewis não exige transferência de prótons, espécies como BF3 e muitos cátions metálicos podem agir como ácidos de Lewis sem serem ácidos de Brønsted-Lowry. Doadores de prótons também podem participar de reações explicadas pela formação de uma ligação de Lewis. Nos tópicos seguintes, o termo ácido será usado principalmente no sentido de Brønsted-Lowry.
Equilíbrio e força ácida
Dissociação e pares ácido-base conjugados
Ácido acético e acetato formam um par conjugado: a perda de um próton converte a forma ácida em sua base conjugada.
Usando HA para um ácido monoprótico genérico e A− para sua base conjugada, a transferência de um próton em água pode ser escrita como HA + H 2O ⇌ H 3O+ + A– . A passagem do próton de uma espécie para outra recebe o nome de protólise.
O ácido e sua base conjugada diferem por um próton, cuja adição é chamada protonação e cuja remoção é chamada desprotonação. Em água, HA, A−, hidrônio e água participam de um equilíbrio químico. A constante de acidez, Ka, resume a posição desse equilíbrio. Na definição termodinâmica, a expressão usa atividades, grandezas adimensionais que expressam a quantidade efetiva de cada espécie disponível para participar do equilíbrio:
Em soluções suficientemente diluídas, é comum aproximar as atividades pelas concentrações. Quando essa aproximação deixa de ser boa, uma expressão escrita apenas com concentrações precisa levar em conta os coeficientes de atividade e a força iônica do meio.
Ao comparar dois ácidos no mesmo meio, o ácido com Ka maior transfere prótons com mais facilidade. Como os valores de Ka podem ficar separados por muitos fatores de 10, costuma-se usar pKa, definido por pKa = −log10Ka. Nessa escala, um ácido mais forte tem pKa menor quando a comparação é feita nas mesmas condições.
Autoprotólise da água e pH
Na autoprotólise, uma molécula de água doa um próton a outra e surgem hidrônio e hidróxido em quantidades iguais.
Mesmo sem qualquer ácido ou base adicionados, a água pura contém pequenas quantidades de hidrônio e hidróxido. Duas moléculas de água podem trocar um próton, uma o doa e a outra o recebe. A reação é:
2 H 2O (l) ⇌ H 3O+ (aq) + OH– (aq)
Essa troca entre duas moléculas da própria água recebe o nome de autoprotólise. Para medir o equilíbrio, multiplica-se a atividade de H3O+ pela atividade de OH−. O resultado é a constante de autoprotólise da água, Kw. A 25 °C, Kw = 1,0 × 10−14. A expressão é:
Na água pura, H3O+ e OH− são produzidos em quantidades iguais. A 25 °C, essa condição corresponde a pH 7,00. Como Kw muda com a temperatura, uma solução neutra não precisa ter pH exatamente 7 em qualquer condição. Neutralidade significa que as atividades de H3O+ e OH− são iguais.
Número de prótons doáveis
Outra maneira de classificar um ácido é contar quantos prótons cada molécula pode doar em uma sequência de equilíbrios ácido-base. Esse número não diz se o ácido é forte ou fraco.
Ácidos monopróticos
O HCl é um ácido monoprótico: cada molécula pode fornecer um único próton em uma etapa de dissociação.
Em um ácido poliprótico, as formas protonadas e desprotonadas predominam em faixas diferentes de pH, determinadas pelas constantes sucessivas de dissociação.
Um ácido poliprótico pode doar mais de um próton por molécula, e cada perda ocorre em uma etapa própria do equilíbrio. Um ácido diprótico pode doar dois prótons. Um ácido triprótico pode doar três.
Para um ácido diprótico escrito como H2A, a primeira perda de próton forma HA− e a segunda forma A2−. Cada etapa tem sua própria constante de dissociação, Ka1 e Ka2. As duas equações abaixo acompanham essas etapas.
H 2A (aq) + H 2O (l) ⇌ H 3O+ (aq) + HA– (aq)Ka1
HA– (aq) + H 2O (l) ⇌ H 3O+ (aq) + A2– (aq)Ka2
Em geral, o primeiro próton sai com mais facilidade que o segundo, de modo que Ka1 costuma ser maior que Ka2. No ácido sulfúrico, H2SO4, a primeira ionização é praticamente completa em água, enquanto a segunda, de HSO4− para SO42−, é parcial e tem Ka2 muito menor. O ácido carbônico, H2CO3, pode perder um próton e formar bicarbonato, HCO3−, e depois perder outro e formar carbonato, CO32−. Nesse sistema, Ka1 também é maior que Ka2.
Para um ácido triprótico escrito como H3A, há três etapas possíveis de dissociação e três constantes correspondentes. A ordem mais comum é Ka1 > Ka2 > Ka3. As equações abaixo acompanham a retirada sucessiva dos três prótons.
H 3A (aq) + H 2O (l) ⇌ H 3O+ (aq) + H 2A– (aq)Ka1
H 2A– (aq) + H 2O (l) ⇌ H 3O+ (aq) + HA2– (aq)Ka2
HA2– (aq) + H 2O (l) ⇌ H 3O+ (aq) + A3– (aq)Ka3
O ácido ortofosfórico, H3PO4, normalmente chamado ácido fosfórico, é um exemplo inorgânico de ácido triprótico. Ele pode perder um próton e formar H2PO4−, perder o segundo e formar HPO42−, e perder o terceiro para formar PO43−, o íon fosfato. As três constantes de dissociação são diferentes e diminuem de uma etapa para a seguinte. Entre os exemplos orgânicos, o ácido cítrico também pode perder três prótons sucessivamente e formar citrato.
Em uma solução de ácido poliprótico, as formas que ainda conservam prótons e as formas que já os perderam podem coexistir. Para saber que fração do ácido total está em cada forma, usa-se a concentração fracionária, α. Um ácido diprótico gera três formas, H2A, HA− e A2−. As expressões abaixo calculam a fração de cada uma a partir de [H+] e das constantes K1 e K2. Como elas usam concentrações, a conversão direta entre pH e [H+] deixa de ser adequada quando atividade e concentração diferem de maneira apreciável.
Se as três frações forem colocadas em um gráfico contra o pH, para valores definidos de K1 e K2, obtém-se um gráfico de Bjerrum. A mesma lógica pode ser estendida para um ácido genérico capaz de doar n prótons. Na expressão a seguir, n é o número total de prótons doáveis e i informa quantos já foram removidos:
Nessa expressão, K0 é definido como 1, e os demais termos K correspondem às constantes de dissociação sucessivas do ácido.
Força ácida
A força ácida depende do equilíbrio de transferência de prótons. Ácidos fortes e fracos podem produzir concentrações diferentes de hidrônio mesmo quando comparados sob concentrações totais semelhantes.
A força ácida mede quão favorável é, em determinado meio, a transferência de um próton por uma espécie de Brønsted-Lowry. Um ácido forte ioniza-se praticamente por completo em água. Para um ácido monoprótico HA, quase todo o HA passa às formas H3O+ e A−. Entre os exemplos usuais estão HCl, HBr, HI, HClO4 e HNO3. O ácido sulfúrico, H2SO4, tem a primeira ionização praticamente completa em água, mas a segunda é parcial. Ácidos fracos mantêm no equilíbrio quantidades apreciáveis da forma não ionizada e da base conjugada.
Força, concentração e pH
Força, concentração e pH não são sinônimos. O pH expressa a acidez da solução em escala logarítmica, enquanto a força do ácido depende do equilíbrio de transferência de prótons.
A força ácida mede quão favorável é a transferência de próton, enquanto a concentração informa quanto ácido existe em certa quantidade de solução. Para um ácido fraco em um solvente definido, a força pode ser expressa por Ka ou pKa. Uma solução diluída de um ácido forte pode ter pH maior que uma solução mais concentrada de um ácido fraco. O grau de ionização de um ácido fraco também muda com a concentração inicial, mesmo quando Ka não muda nas mesmas condições.
O pH pertence à solução inteira e sua definição termodinâmica usa a atividade do íon hidrogênio. A concentração, sozinha, não é suficiente. Na fórmula abaixo, a(H+) é a atividade do íon hidrogênio. O sinal negativo faz com que atividades menores de H+ correspondam a valores maiores de pH:
Chamar um ácido de forte não basta para saber o pH de uma solução. O resultado depende da quantidade de ácido presente, do solvente e, em soluções mais concentradas, do afastamento em relação ao comportamento ideal.
Estrutura molecular
Entre os haletos de hidrogênio, a força ácida cresce de HF para HI, enquanto a ligação H−A se enfraquece ao descer o grupo.
Nos compostos binários formados por hidrogênio e ametais, a polaridade e a força da ligação H−A ajudam a explicar a acidez. Ao percorrer um período da tabela periódica, o aumento da eletronegatividade do átomo A tende a polarizar mais a ligação e facilitar a remoção de H+. No segundo período, a ordem é CH4 < NH3 < H2O < HF. Ao descer um grupo, o átomo A fica maior e a ligação H−A enfraquece. Entre os haletos de hidrogênio, a acidez cresce como HF < HCl < HBr < HI. Entre os hidretos do grupo 16, a ordem é H2O < H2S < H2Se < H2Te.
Nos oxiácidos que compartilham o mesmo elemento central, um estado de oxidação mais alto desse elemento costuma aumentar a acidez. H2SO4, com enxofre em +6, é mais ácido que H2SO3, com enxofre em +4. A mesma tendência ocorre entre HNO3 e HNO2. Quando os oxiácidos têm estruturas comparáveis, maior eletronegatividade do átomo central também favorece a perda do próton.
Efeito do solvente
O solvente pode nivelar diferenças entre ácidos ou permitir que elas sejam distinguidas, por isso a força observada depende do meio.
A força observada de um ácido pode mudar quando o solvente muda, porque a transferência de prótons depende das espécies presentes no meio. Em água, ácidos mais fortes que H3O+ entregam o próton ao solvente quase por completo. Em concentrações aquosas moderadamente baixas e iguais, HClO4, HCl e HI acabam produzindo essencialmente a mesma espécie ácida em quantidade apreciável, o hidrônio, e ficam indistinguíveis pela acidez. Esse comportamento recebe o nome de efeito nivelador do solvente.
Um solvente menos básico que a água pode separar diferenças que ficam niveladas em água. HCl, HBr e HI, por exemplo, são ácidos fortes em água, mas se comportam como ácidos fracos em etanol. Nesse solvente, a força cresce na ordem HCl < HBr < HI.
Superácidos e funções de acidez
Sistemas HF/SbF5, chamados de ácido fluorantimônico, estão entre os meios superácidos.
Quando a acidez ultrapassa a do ácido sulfúrico a 100% em massa, o meio recebe o nome de superácido. Muitos meios superácidos combinam um ácido de Lewis forte, como SbF5, com um ácido de Brønsted, como HF ou HSO3F. A mistura equimolar HSO3F/SbF5 é chamada "ácido mágico", e sistemas HF/SbF5 recebem o nome de ácido fluorantimônico. Sistemas HF/SbF5 podem gerar e estabilizar carbocátions.
Em soluções ácidas muito concentradas, o pH deixa de ser a ferramenta mais adequada para comparar o poder de protonação. Funções de acidez usam espécies indicadoras para fazer essa comparação. A mais difundida é a função de acidez de Hammett, H0.
Força dos ácidos de Lewis
Não existe uma escala única capaz de ordenar todos os ácidos de Lewis sem levar em conta a base com que eles reagem. Uma comparação quantitativa pode usar constantes de equilíbrio para a formação de adutos com a mesma base de referência. O modelo ECW separa a formação desses adutos em parâmetros relacionados a componentes eletrostáticos e covalentes. A teoria HSAB de Pearson organiza ácidos e bases de Lewis de modo qualitativo pela dureza e maciez.
Soluções tampão
Uma solução tampão reúne um ácido fraco e quantidade apreciável de sua base conjugada, combinação que reduz a variação de pH após pequenas adições de ácido ou base.
Em um par conjugado HA/A−, a proporção entre a forma protonada e a desprotonada muda com o pH. Na aproximação de Henderson-Hasselbalch, em que atividades são substituídas por concentrações, pH = pKa corresponde a concentrações iguais de HA e A−. Acima desse pH predomina A−. Abaixo dele predomina HA.
Quando uma solução contém quantidades apreciáveis de um ácido fraco e de sua base conjugada, ela pode agir como solução tampão. Esse par consome parte do ácido ou da base adicionados e reduz a variação de pH, desde que ainda haja quantidade suficiente das duas formas.
Neutralização e titulação
Neutralização
A reação entre cloreto de hidrogênio e amônia forma cloreto de amônio e mostra uma neutralização que não se reduz ao esquema ácido mais hidróxido.
A neutralização pode ser usada para medir quanto ácido ou base existe em uma amostra por meio de uma titulação ácido-base. O ponto de equivalência chega quando titulante e analito reagiram na proporção estequiométrica da equação. Um indicador de pH pode fornecer um ponto final experimental pela mudança de cor e é escolhido para que essa mudança aconteça muito perto da equivalência. O pH nesse ponto não precisa ser 7. A 25 °C, a titulação de um ácido forte com uma base forte tem equivalência em torno de pH 7. Um ácido fraco titulado com base forte chega à equivalência em meio básico, e uma base fraca titulada com ácido forte chega à equivalência em meio ácido.
O sal formado em uma neutralização pode alterar o pH da solução. Um ácido forte com uma base fraca costuma formar um sal cuja solução é ácida por causa do ácido conjugado da base. O cloreto de amônio, produzido a partir de ácido clorídrico e amônia, é um exemplo. Um ácido fraco com uma base forte costuma formar um sal de solução básica, como o fluoreto de sódio obtido de fluoreto de hidrogênio e hidróxido de sódio.
A titulação de uma espécie com dois prótons tituláveis pode apresentar duas regiões tampão e dois pontos de equivalência quando as etapas ficam suficientemente separadas.
A concentração de um ácido em solução aquosa pode ser determinada por titulação ácido-base. Adiciona-se, em quantidade medida, uma solução de base cuja concentração já é conhecida e acompanha-se a aproximação do ponto de equivalência por um indicador ou por uma medição instrumental, como o pH. Em uma curva de titulação de ácido por base, o volume de titulante fica no eixo x e o pH da solução no eixo y.
Exemplo: ácido diprótico
Se as duas etapas de uma titulação diprótica estiverem suficientemente separadas, a curva pode apresentar dois pontos de equivalência e duas regiões tampão, cada uma com seu ponto de meia-equivalência.
Pontos de equivalência
Para um ácido diprótico H2A titulado com base forte, o primeiro ponto de equivalência é alcançado quando a quantidade de OH− adicionada iguala a quantidade inicial de H2A. O segundo chega quando a quantidade de OH− adicionada é o dobro da quantidade inicial de ácido. Se o ácido diprótico for fraco, a separação visível entre as duas etapas depende das constantes de dissociação e das concentrações, e a curva pode não mostrar duas inflexões nítidas.
Regiões tampão e pontos médios
Na aproximação de Henderson-Hasselbalch, a meia-equivalência de cada etapa ocorre perto do pKa correspondente. A primeira fica perto de pKa1 e a segunda, perto de pKa2. Ao redor desses pontos há quantidades apreciáveis de um ácido e de sua base conjugada, o que produz comportamento tampão.
Nomenclatura
Na nomenclatura tradicional, muitos hidrácidos e oxiácidos recebem nomes formados a partir do nome do ânion correspondente. A terminação do ânion muda quando se forma o nome do ácido. Nos hidrácidos binários em português, -eto no nome do ânion costuma corresponder a -ídrico no nome do ácido. HCl em solução aquosa, por exemplo, recebe o nome tradicional de ácido clorídrico. A tabela resume essas correspondências.
A molécula HCl, sem referência a uma solução aquosa, recebe o nome cloreto de hidrogênio. Quando o composto está dissolvido em água, a solução recebe o nome tradicional de ácido clorídrico.
Classes e exemplos
Ácidos minerais, ou inorgânicos
Ácidos minerais incluem haletos de hidrogênio e oxiácidos como os ácidos sulfúrico, nítrico e fosfórico, com diferentes forças e números de prótons doáveis.
Nos ácidos sulfônicos, o grupo funcional tem a forma R−S(=O)2−OH. A letra R é a parte orgânica da molécula e pode mudar de um composto para outro.
O ácido p-toluenossulfônico, também chamado ácido tosílico, é um sólido cristalino. Resinas de ácido poliestirenossulfônico carregam grupos sulfônicos e podem ser usadas como catalisadores ácidos sólidos. Resinas comerciais desse tipo foram avaliadas na isomerização de α-pineno e na alquilação de tolueno com álcool benzílico.
A halogenação na posição alfa aumenta a força de ácidos carboxílicos. O ácido trifluoroacético é um dos exemplos dessa classe.
Quando um halogênio ocupa a posição alfa de um ácido carboxílico, ele pode aumentar a acidez ao retirar densidade eletrônica e estabilizar a base conjugada por efeito indutivo. O efeito enfraquece à medida que o substituinte fica mais distante da carboxila. O ácido trifluoroacético, por exemplo, é muito mais ácido que o ácido acético.
O ácido ascórbico, ou vitamina C, comporta-se como um ácido carboxílico vinílogo.
Nos ácidos carboxílicos vinílogos, a hidroxila ácida e o grupo carbonila ficam separados por um sistema conjugado. O ácido ascórbico apresenta esse comportamento porque a hidroxila na posição 3 faz parte desse sistema conjugado.
Instalação industrial de produção de ácido sulfúrico, reagente empregado em fertilizantes, baterias e etapas de processamento industrial.
Na indústria, ácidos entram como reagentes em processos de fabricação, tratamento de materiais e recuperação de metais. O ácido sulfúrico é o produto químico fabricado em maior volume no mundo. Em 2025, seu mercado anual estava em torno de 300 milhões de toneladas. Cerca de 60% desse volume é consumido na obtenção de ácido fosfórico a partir de rochas fosfáticas para fabricar fertilizantes. O restante tem usos que incluem refino de petróleo, limpeza e fabricação de outros produtos químicos. Na recuperação hidrometalúrgica de zinco, materiais que contêm óxido de zinco podem ser lixiviados com ácido sulfúrico. Depois, a solução é purificada e o metal pode ser recuperado por eletrodeposição.
Ácidos como o ácido sulfúrico são usados como catalisadores em reações industriais e orgânicas. Na alquilação de isobutano com olefinas de baixa massa molecular, o ácido sulfúrico pode catalisar a formação de alquilato usado na mistura de gasolina. A catálise ácida é usada ainda na desidratação de álcoois e na esterificação de Fischer. Em bioquímica, enzimas também podem empregar catálise ácido-base.
Em materiais sólidos, sítios ácidos de Brønsted ou de Lewis podem catalisar reações, como ocorre em zeólitos protonados usados na transformação de hidrocarbonetos e compostos oxigenados. A acidez desses sítios e o confinamento das moléculas dentro dos poros mudam os caminhos de reação e o comportamento catalítico.
Nos alimentos
Em bebidas carbonatadas, o CO2 dissolvido fica em equilíbrio com ácido carbônico e é liberado em bolhas quando a pressão diminui.
A acidez natural de frutas e verduras vem, em parte, de ácidos orgânicos presentes nos tecidos vegetais. O ácido acético dá ao vinagre seu sabor azedo característico. Nas mangas, os ácidos cítrico e málico respondem por grande parte da acidez. O ácido cítrico ocorre em concentrações elevadas em frutas cítricas e seus sucos. O ácido oxálico está presente em alimentos vegetais como espinafre e ruibarbo. A carambola contém oxalato e caramboxina. Em intoxicações por carambola, o oxalato participa da lesão renal e a caramboxina dos efeitos neurológicos. O ácido ascórbico, ou vitamina C, ocorre em muitos frutos e verduras, e as frutas cítricas estão entre suas principais fontes alimentares.
Na fabricação de alimentos, ácidos podem ajustar a acidez, modificar o sabor e favorecer a conservação. O ácido cítrico é usado, entre outras funções, como regulador de pH, agente antimicrobiano e agente de sabor. O ácido ascórbico está entre os conservantes empregados em alimentos.
Nos refrigerantes carbonatados, o CO2 é dissolvido sob pressão e uma parte do gás entra em equilíbrio com ácido carbônico, H2CO3, que pode se ionizar e formar bicarbonato e H+. Quando a embalagem é aberta, a pressão cai, o CO2 sai da solução com mais facilidade e surgem as bolhas da efervescência.
Em medicamentos e formulações
Muitos fármacos são ácidos ou bases fracos. A aspirina é um ácido carboxílico cuja ionização depende do pH do meio.
Entre os ácidos usados como medicamentos está o ácido acetilsalicílico, ou aspirina, que tem ação analgésica e antipirética e também produz efeitos anti-inflamatórios e antiplaquetários.
Muitos fármacos se comportam como ácidos ou bases fracos, e a relação entre o pH do meio e o pKa do composto muda a proporção entre suas formas ionizada e não ionizada. Essa proporção afeta a solubilidade e a passagem por membranas. Na difusão passiva através de membranas lipídicas, a forma não ionizada costuma atravessar com mais facilidade, enquanto a forma ionizada tende a ser mais hidrofílica. Transportadores de membrana e outros mecanismos participam da absorção de muitos compostos e não podem ser reduzidos apenas a essa regra.
Ocorrência biológica
Biomoléculas
Derivados de ácidos graxos formam caudas hidrofóbicas de muitos fosfolipídios presentes nas membranas celulares.Em pH fisiológico, aminoácidos livres costumam ter a carboxila desprotonada e o grupo amino protonado, formando zwitterions.
Os ácidos nucleicos, DNA e RNA, são polímeros de nucleotídeos que carregam grupos fosfato em sua cadeia. Aminoácidos e ácidos graxos também possuem grupos funcionais capazes de ganhar ou perder prótons conforme o pH do meio.
Em um α-aminoácido, o grupo amino fica ligado ao carbono alfa, que é o carbono vizinho à carboxila. Os vinte aminoácidos encontrados com frequência em proteínas pertencem a esse grupo. Na glicina, a cadeia lateral R é apenas um átomo de hidrogênio e o carbono alfa não é quiral. Os outros dezenove aminoácidos comuns nas proteínas têm configuração L. Perto do pH fisiológico, a carboxila tende a ficar na forma −COO− e o grupo amino na forma −NH3+, produzindo um zwitterion. Cadeias laterais ácidas ou básicas podem mudar a carga líquida. No ácido aspártico, por exemplo, a carboxila da cadeia lateral também fica desprotonada perto de pH 7,3.
Os ácidos graxos são ácidos carboxílicos com uma cadeia hidrocarbonada e um grupo carboxila. Em bactérias e eucariotos, muitos fosfolipídios de membrana carregam cadeias de ácidos graxos ligadas ao glicerol por ligações éster. Nas arqueias, grupos isoprenoides substituem essas cadeias e se ligam ao glicerol por ligações éter. Algumas membranas arqueanas formam monocamadas lipídicas.
Digestão e defesa
No estômago, o ácido clorídrico compõe o suco gástrico e participa do ambiente em que proteínas são digeridas.
No corpo humano, o ácido clorídrico faz parte do suco gástrico secretado no estômago. A acidez desnatura proteínas e cria as condições para que o pepsinogênio seja ativado em pepsina, enzima que rompe ligações peptídicas. Fora do organismo humano, o comportamento defensivo de algumas formigas também envolve um ácido. Espécies da subfamília Formicinae usam ácido fórmico como componente predominante de suas secreções defensivas.
Equilíbrio ácido-base no organismo
O equilíbrio CO2/H2CO3/HCO3− relaciona a quantidade de dióxido de carbono no sangue ao pH e à ventilação.
No sangue, o equilíbrio entre dióxido de carbono, ácido carbônico e bicarbonato relaciona a produção metabólica de CO2, o pH e a eliminação do gás pelos pulmões. Grande parte do CO2 transportado no sangue é convertida reversivelmente em bicarbonato, com formação de H+. A sequência é:
CO 2 + H 2O ⇌ H 2CO 3 ⇌ H+ + HCO– 3
A ventilação muda em resposta a sinais recebidos por quimiorreceptores centrais e periféricos, sensíveis a alterações de CO2, pH e O2. O CO2 atravessa a barreira hematoencefálica e altera o pH do líquido cefalorraquidiano, uma das principais vias pelas quais o aumento de CO2 estimula a respiração. Os quimiorreceptores periféricos respondem principalmente à queda do O2 arterial e também percebem mudanças de CO2 e H+.
No ambiente
Deposição ácida
SO2 e óxidos de nitrogênio podem originar ácidos sulfúrico e nítrico e retornar à superfície por deposição úmida ou seca.
Na atmosfera, dióxido de enxofre, SO2, e óxidos de nitrogênio, NOx, podem reagir com água, oxigênio e outras espécies e formar principalmente ácido sulfúrico e ácido nítrico. Esses produtos chegam à superfície pela água da chuva, da neve ou da neblina, chamada deposição úmida, ou pela deposição direta de gases e partículas. A deposição ácida muda a química dos solos e das águas superficiais e pode atacar materiais expostos.
Acidificação oceânica
Mais CO2 dissolvido aumenta H+ e reduz a disponibilidade de carbonato na água do mar.
Quando mais CO2 se dissolve na água do mar, parte do gás reage com a água e forma ácido carbônico. A dissociação desse ácido aumenta a quantidade de H+ e reduz o pH. Esses íons H+ também reagem com carbonato e formam bicarbonato, diminuindo a quantidade de carbonato disponível no sistema marinho.
Ver também
Base (química), espécie que aceita prótons ou doa pares de elétrons, conforme a teoria ácido-base empregada
Reação ácido–base, reação entre espécies com comportamento ácido e básico
Constante de acidez, constante de equilíbrio usada para expressar a dissociação de um ácido
pH, grandeza relacionada à atividade dos íons hidrogênio em solução
Titulação, método de análise que pode ser aplicado a neutralizações ácido-base
Indicador de pH, substância cuja resposta permite acompanhar mudanças de acidez
Superácido, ácido cuja acidez excede a do ácido sulfúrico puro
Teoria HSAB, tratamento de ácidos e bases de Lewis baseado em dureza e maciez
Notas
↑Na linguagem química antiga, "álcali" era um nome comum para substâncias de caráter básico. O termo ainda aparece em textos históricos.
↑O nome foi criado quando ainda se acreditava que todo ácido precisava conter oxigênio. A hipótese estava errada, mas o nome do elemento não mudou.
↑Uma mesma espécie pode ser classificada de modo diferente conforme a teoria usada, porque cada definição toma um tipo de reação como ponto de partida.
↑O próton não precisa existir livre e isolado no meio. A transferência ocorre entre as espécies participantes da reação.
↑Ácido e base não são rótulos absolutos em todas as situações, porque a água, por exemplo, pode doar ou receber um próton dependendo da substância com que reage.
↑A abreviação aq vem de aqueous, "aquoso" em inglês, e informa que a espécie está dissolvida em água.
↑A seta dupla indica equilíbrio químico. A reação pode ocorrer nos dois sentidos, e as duas direções continuam acontecendo quando o sistema está em equilíbrio.
↑Escrever 10−7 mol por litro é o mesmo que escrever 0,0000001 mol por litro.
↑As fórmulas mostram apenas as espécies que participam diretamente do processo. Em uma solução real também há muitas moléculas do solvente ao redor delas.
↑O nome do solvente entre parênteses indica que a espécie está dissolvida nele. O símbolo s indica estado sólido.
↑Um par eletrônico é formado por dois elétrons. Em uma reação de Lewis, a base fornece esse par e o ácido o recebe para formar uma ligação.
↑Na protólise, uma espécie doa o próton e outra o recebe.
↑Um valor maior de Ka significa que, no equilíbrio, há proporcionalmente mais produtos da dissociação e menos ácido não dissociado.
↑Uma ordem de grandeza corresponde, de forma aproximada, a uma diferença por fator 10. Duas ordens correspondem a um fator 100.
↑Na autoprotólise, duas moléculas da mesma substância participam da transferência de próton, uma como doadora e outra como aceitadora.
↑Atividade é uma forma de expressar a quantidade efetiva de uma espécie disponível para reagir. Em soluções muito diluídas, ela costuma ficar próxima do valor calculado pela concentração.
↑O número 7 para a neutralidade vale especificamente para a água a 25 °C. A ideia de neutralidade é ter quantidades efetivas iguais de hidrônio e hidróxido.
↑O prefixo mono- significa "um". Um ácido monoprótico tem apenas uma etapa de doação de próton por molécula.
↑O prefixo poli- significa "muitos". Cada próton é perdido em uma etapa própria, com seu próprio equilíbrio.
↑Depois que o primeiro próton sai, a espécie restante fica mais negativa, e retirar outro próton costuma ficar menos favorável. As constantes sucessivas geralmente diminuem por esse efeito.
↑A letra grega alfa, α, é a fração do total que está em determinada forma química. Se α vale 0,25, essa forma corresponde a 25% do total.
↑As letras n e i são contadores. n é o número total de prótons que podem ser doados e i informa quantos já foram removidos.
↑Isso fala da proporção que reage com a água, não da quantidade de ácido presente. Uma solução de ácido forte pode ser muito diluída.
↑A força informa quão favorável é a transferência de próton, enquanto a concentração informa quanto soluto existe em certa quantidade de solução.
↑Em soluções diluídas, atividade e concentração podem ser muito parecidas. Em soluções concentradas, as interações entre os íons tornam essa aproximação menos boa.
↑Uma solução ideal é um modelo simplificado em que se supõe que as partículas quase não alteram o comportamento umas das outras. Soluções concentradas costumam se afastar desse modelo.
↑Um período é uma linha horizontal da tabela periódica. Um grupo é uma coluna vertical.
↑O estado de oxidação é uma forma de acompanhar como os elétrons são distribuídos formalmente em um composto. Ele não é uma carga física medida diretamente no átomo.
↑Quando o solvente nivela dois ácidos, eles parecem ter a mesma força nesse meio porque ambos transferem o próton ao solvente quase completamente.
↑A comparação usa ácido sulfúrico puro como referência. "100% em massa" indica o material sem diluição deliberada em água.
↑Em soluções não ideais, a relação exata usa atividades. A igualdade entre concentrações é uma aproximação usada com frequência em soluções suficientemente diluídas.
↑O tampão não impede toda mudança de pH. Ele reduz a variação enquanto ainda houver quantidades suficientes das duas formas do par conjugado.
↑Estequiométrico significa que as quantidades seguem a proporção indicada pela equação química balanceada.
↑O ponto de equivalência vem da estequiometria, enquanto o ponto final é a mudança observada no indicador ou em outra propriedade medida. Em uma titulação bem planejada, a diferença entre eles é pequena.
↑O eixo x é o horizontal e o eixo y é o vertical. A forma da curva permite acompanhar como o pH responde a cada adição de titulante.
↑No ponto de meia-equivalência, metade de uma etapa de neutralização foi completada. Na aproximação usual, as duas formas conjugadas daquela etapa ficam em concentrações iguais.
↑Sufixo é a parte colocada no fim de uma palavra. Na nomenclatura tradicional, terminações como -ato e -ito costumam dar origem a nomes terminados em -ico e -oso.
↑A letra R é usada como um espaço reservado para uma estrutura orgânica que pode variar de um composto para outro.
↑A posição alfa é o carbono vizinho ao grupo carboxila.
↑Reagente é uma substância colocada em um processo químico para participar de uma reação. Ela pode ser consumida ou transformada durante o processo.
↑Uma molécula sem carga costuma atravessar a região lipídica da membrana com mais facilidade que uma forma ionizada, mas essa diferença não explica sozinha toda a absorção de um fármaco.
↑As letras L e D distinguem relações estereoquímicas e não indicam, por si sós, a direção em que uma substância desvia a luz polarizada.
↑Deposição úmida chega à superfície junto com água atmosférica. Deposição seca ocorre quando gases e partículas se depositam sem chuva ou neve.
↑Reduzir o pH significa deslocar a água para condições mais ácidas do que antes. A palavra "acidificação" se refere a essa mudança de direção.
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Ligações externas
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