Ácidos e Bases de Arrhenius: Exemplos de Reações e as Limitações da Definição

POR Pedro Coelho

Publicado: sábado, 17 de novembro de 2012

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Em sua definição sobre ácidos e bases (1884), o cientista sueco Svante August Arrhenius estabeleceu um ácido como uma substancia capaz de liberar íons de H⁺ em meio aquoso. E uma base como uma substancia capaz de liberar íons de OH^- em meio aquoso.

Foto do cientista sueco Svante August Arrhenius

Entendendo a definição de ácidos e bases de Arrhenius

Para uma reação química ácido-base existem diversos conceitos que fornecem definições alternativas para os mecanismos de reação envolvidos e a sua aplicação na resolução de problemas relacionados.

Apesar de existirem várias diferenças nas definições sobre ácidos e bases, a sua importância como um método diferente de análise se torna aparente, quando se aplica o conceito a reações ácido-base para espécies gasosas ou líquidas, ou quando o caráter ácido ou base pode ser um pouco menos aparente.

A definição de Arrhenius de reações ácido-base que foi desenvolvida a partir da teoria do hidrogênio dos ácidos. Foi usada para fornecer uma definição moderna de ácidos e bases, e seguido do trabalho de Arrhenius com Friedrich Wilhelm Ostwald no estabelecimento da presença de íons em solução aquosa em 1884. Sendo isso algo que levou Arrhenius a receber o Prêmio Nobel de Química em 1903.

Na teoria de ácido e bases, Arrhenius definiu que os ácidos são substâncias que se dissociam na água para produzir átomos ou moléculas eletricamente carregadas com íons hidrogênio (H⁺), e que as bases ionizam em água para produzir íons hidróxido (OH-).

Hoje, se sabe que o íon hidrogênio não pode existir sozinho em solução aquosa; ao contrário do que pensava antes, pois o hidrogênio existe em um estado combinado com uma molécula de água, devido a protonação da água que produz o íon hidrônio (H₃O+).

Reação de protonação da água produzindo o íon hidrônio

Sendo que na prática, o íon hidrônio habitualmente acaba sendo chamado de íon hidrogênio, pois o mesmo não existe como espécie livre em solução aquosa.

Já uma base de Arrhenius é uma substância que se dissocia na água para formar íons hidróxido (OH –). Em outras palavras, uma base é uma substância que aumenta a concentração de íons OH– em uma solução aquosa.

O comportamento ácido de muitos ácidos conhecidos (como por exemplo, ácidos sulfúrico, clorídrico, nítrico e acético) e as propriedades básicas de hidróxidos conhecidos (como por exemplo, hidróxidos de sódio, potássio e cálcio) são explicados em termos de sua capacidade de produzem íons hidrogênio e hidróxido, respectivamente, em solução.

Além disso, esses ácidos e bases podem ser classificados como ácidos e bases fortes ou fracos, dependendo da concentração de íons hidrogênio ou íons hidróxido produzidos em solução. A reação entre um ácido e uma base leva à formação de sal e água; o último é o resultado da combinação de um íon hidrogênio e um íon hidróxido.

A reação ácido-base de Arrhenius é definida como reação de um próton e um íon hidróxido para formar água, como o que ocorre nessa reação abaixo, onde o OH- reage com íon hidrônio produzindo água:

Reação de neutralização do íon hidrônio com OH-

Assim, uma reação ácido-base de Arrhenius é simplesmente uma reação de neutralização.

Exemplos de reações de Ácidos de Arrhenius

A diluição do cloreto de hidrogênio (HCl) que em água libera seu íon H⁺, formando o íon hidrônio (H₃O).

$HCl+{{H}_{2}}O\to {{H}_{3}}O+C{{l}^{-}}$

A diluição do dióxido de carbono (CO₂) em água, formando ácido carbônico (H₂CO₃).

$C{{O}_{2}}+{{H}_{2}}O\leftrightarrow {{H}_{2}}C{{O}_{3}}$

A diluição do ácido carbônico (H₂CO₃) que em água libera seu íon H⁺,formando o íon hidrônio (H₃O) e bicarbonato (HCO₃-)

${{H}_{2}}C{{O}_{3}}+{{H}_{2}}O\leftrightarrow {{H}_{3}}O+HCO_{3}^{-}$

A diluição do ácido nítrico(HNO₃) em água, formando nitrato (NO₃-) e íon hidrônio (H₃O)

$HN{{O}_{3}}+{{H}_{2}}O\to {{H}_{3}}O+NO_{3}^{-}$

A diluição do ácido sulfúrico (H₂SO₄) em água, formando sulfato (SO₄^-2) e íon hidrônio (H₃O)

${{H}_{2}}S{{O}_{4}}+2{{H}_{2}}O\to 2{{H}_{3}}{{O}^{+}}+SO_{4}^{2-}$

Exemplos de reações de  base de Arrhenius

A dissociação de NaOH em água liberando Na⁺ e OH^-

$NaOH\xrightarrow{{{H}_{2}}O}N{{a}^{+}}+O{{H}^{-}}$

Outros exemplos de reações de bases de Arrhenius  que inclui substâncias com NH₃ e N₂H_4, que reagem com a água para produzir o íon OH^-

$N{{H}_{3}}+{{H}_{2}}O\leftrightarrow N{{H}_{4}}+O{{H}^{-}}$

${{N}_{2}}{{H}_{4}}+{{H}_{2}}O\leftrightarrow {{N}_{2}}{{H}_{5}}+O{{H}^{-}}$

Exemplos de reações de neutralização Ácido-Base

Reação do ácido clorídrico (HCl) com a soda caustica (NAOH), formando o cloreto de sódio (NaCl) e água

$HCl+NaOH\to NaCl+{{H}_{2}}O$

Reação do ácido sulfúrico (H₂SO₄) com a soda caustica (NAOH), formando o sulfato de sódio (Na₂SO₄) e água

${{H}_{2}}S{{O}_{4}}+2NaOH\to N{{a}_{2}}S{{O}_{4}}+2{{H}_{2}}O$

Limitações da definição de Arrhenius

As definições de acidez e alcalinidade de Arrhenius são bem restritas a soluções aquosas que se referem à concentração dos íons solvatados (íon rodeado completamente por solvente, que na maioria dos casos é água).

Seguindo a definição de Arrhenius, H₂SO₄ ou HCl puro dissolvido em tolueno não são ácidos, apesar de ambos os ácidos doarem um próton ao tolueno.

Além disso, sob a definição de Arrhenius, uma solução de amida de sódio (NaNH₂) em amônia líquida não é alcalina, apesar do fato de que o íon amida (NH₂-) desprotonará prontamente a amônia. Assim, a definição de Arrhenius pode apenas descrever ácidos e bases em um ambiente aquoso.

Logo, como a definição de Arrhenius não vale para todos os casos. Eu recomendo que você de uma olhada depois em nossos artigos sobre a:

• Teoria ácido–base de Brønsted–Lowry
• Definição ácido-base de Lewis

Referências

• http://www.brasilescola.com/quimica/teorias-acidobase-arrheniusbronstedlowry-lewis.htm (Acessado em 16/11/2012 as 19:45)
• http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/acidos-e-bases-definicoes-de-arrhenius-bronsted-lowry-e-lewis.htm (Acessado em 16/11/2012 as 20:12)
• Química Geral Vol.2 – James E.Brady, Gerard E. Humiston – Livros técnicos e científicos editora S.A,1986
• http://www.nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1903/(Acessado em 05/10/2013 as 23:51)
• https://www.britannica.com/science/Arrhenius-theory (acessado em 15/01/2020 as 22:46) 
• https://courses.lumenlearning.com/boundless-chemistry/chapter/acids-and-bases/ (acessado em 15/01/2020 as 22:49)

Sobre o autor

Olá meu nome é Pedro Coelho, eu sou engenheiro químico, engenheiro de segurança do trabalho e Green Belt em Lean Six Sigma. Além disso, também sou estudante de engenharia civil, e em parte de minhas horas vagas me dedico a escrever artigos aqui no ENGQUIMICASANTOSSP, para ajudar estudantes de Engenharia Química e de áreas correlatas. Se você está curtindo essa postagem, siga-nos através de nossas paginas nas redes sociais e compartilhe com seus amigos para eles curtirem também :)