15.10: Íons como Ácidos e Bases

Sais com Iões Acídicos

Os sais são compostos iónicos compostos por catiões e aniões, podendo estes ser submetidos a uma reação de ionização ácida ou báscia com água. As soluções aquosas de sais, por conseguinte, podem ser ácidas, básicas, ou neutras, dependendo das forças relativas de ácido-base dos iões constituintes do sal. Por exemplo, a dissolução do cloreto de amónio em água resulta na sua dissociação, como descrito pela equação:

O ião amónio é o ácido conjugado da base amoníaco, NH₃; a sua reação de ionização ácida (ou hidrólise ácida) é representada por

Como o amoníaco é uma base fraca, K_b é mensurável e K_a > 0 (o ião amónio é um ácido fraco).

O ião cloreto é a base conjugada do ácido clorídrico e, por conseguinte, a sua reação de ionização básica (ou hidrólise básica) é representada por

Como o HCl é um ácido forte, K_a é imensamente grande e K_b ≈ 0 (os iões cloreto não são submetidos a hidrólise apreciável). Assim, a dissolução do cloreto de amónio na água produz uma solução de catiões ácidos fracos (NH₄⁺) e aniões inertes (Cl⁻), resultando em uma solução ácida.

Sais com Iões Básicos

Como outro exemplo, considere a dissolução de acetato de sódio em água:

O ião de sódio não é submetido a uma ionização ácida ou básica apreciável e não tem qualquer efeito sobre o pH da solução. Isto pode parecer óbvio a partir da fórmula do ião, que indica que não há átomos de hidrogénio ou oxigénio, mas alguns iões metálicos dissolvidos funcionam como ácidos fracos, conforme referido mais adiante nesta secção. O ião acetato, CH₃CO₂⁻, é a base conjugada do ácido acético, CH₃CO₂H, e portanto a sua reação de ionização básica (ou hidrólise básica) é representada por

Como o ácido acético é um ácido fraco, a sua K_a é mensurável e K_b > 0 (o ião acetato é uma base fraca). A dissolução do acetato de sódio em água produz uma solução de catiões inertes (Na⁺) e aniões básicos fracos (CH₃CO₂⁻), resultando em uma solução básica.

Sais com Iões Acídicos e Básicos

Alguns sais são compostos por iões acídicos e básicos, e portanto o pH das suas soluções dependerá das forças relativas destas duas espécies. Para esses tipos de sais, uma comparação dos valores de K_a e K_b permite a previsão do estado ácido ou básico da solução.

A Ionização de Iões Metálicos Hidratados

Ao contrário dos iões metálicos dos grupos 1 e 2 dos exemplos anteriores (Na⁺, Ca²⁺, etc.), alguns iões metálicos funcionam como ácidos em soluções aquosas. Estes iões não são apenas vagamente solvatados por moléculas de água quando dissolvidos; em vez disso, são ligados covalentemente a um número fixo de moléculas de água para produzir um ião complexo (ver o capítulo sobre química de coordenação). Como um exemplo, a dissolução do nitrato de alumínio em água é tipicamente representada como

No entanto, o ião de alumínio(III) reage com seis moléculas de água para formar um ião complexo estável, e assim a representação mais explícita do processo de dissolução é

Os iões Al(H₂O)₆³⁺ envolvem ligações entre um átomo central de Al e os átomos de O das seis moléculas de água. Consequentemente, as ligações O–H das moléculas de água ligadas são mais polares do que em moléculas de água não ligadas, tornando as moléculas ligadas mais propensas a doarem um ião de hidrogénio:

A base conjugada produzida por este processo contém cinco outras moléculas de água ligadas capazes de agir como ácidos, pelo que a transferência sequencial ou gradual de protões é possível, conforme ilustrado em algumas equações abaixo:

Sem contar com os metais alcalinos (grupo 1) e de alguns metais alcalinoterrosos (grupo 2), a maioria dos outros iões metálicos serão submetidos a ionização ácida, em certa medida, quando dissolvidos em água. A resistência ácida destes iões complexos aumenta normalmente com o aumento da carga e a diminuição do tamanho dos iões metálicos. As equações de ionização ácida do primeiro passo para alguns outros iões metálicos ácidos são apresentadas abaixo:

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 14.4: Hydrolysis of Salts.

Os ácidos, bases, e compostos iónicos formam ânions e cátions quando se dissolvem na água. Os ânions que são a base conjugada dos ácidos fortes, como o cloreto formado pela dissociação do ácido clorídrico, são demasiado fracos para aceitar um próton da água. Portanto, os íons de cloreto têm pH neutro;ou seja, eles não são nem ácidos nem básicos.

Em contraste, os ânions formados por ácidos fracos, como o acetato, a base conjugada do ácido acético, atua como uma base tão fraca pois pode aceitar um próton da água. Os cátions que são ácidos conjugados de bases fortes, como íons de sódio formados por hidróxido de sódio, não podem aceitar prótons e, portanto, têm também pH neutro. Em contraste, os cátions produzidos por bases fracas, como o amónio, o ácido conjugado do amoníaco, atua como um ácido fraco pois pode doar prótons à água.

Quando ionizam, os sais podem produzir ácido e básico soluções, se elas contiverem um ácido conjugado ou uma base conjugada de um ácido fraco ou base. O brometo de amónio produz íons de amónio e brometo na água. Os íons de brometo têm pH neutro, enquanto que os íons de amónio agem como um ácido fraco que podem doar prótons.

Quando o acetato de sódio é dissolvido na água, os íons de sódio não reagem com a água;no entanto, o íon de acetato pode aceitar a formação de um próton numa solução básica. Os sais que contenham cátions e ânions com pH neutro formam soluções neutras. Por exemplo, cloreto de sódio dissocia-se em íons de sódio e íons de cloreto quando dissolvidos em água.

Como estes dois íons não podem nem aceitar nem doar prótons, eles formam uma solução neutra. Os íons metálicos pequenos e altamente carregados, como o ferro e o alumínio também podem agir como ácidos fracos quando se hidratam. Quando o alumínio é hidratado, ele atua como um ácido fraco e transfere prótons das suas águas de hidratação para as moléculas de água livre, que conduzem à produção de íons hidrônicos.

Quanto menor o íon metálico e mais altas as cargas presentes nele, maior é a sua tendência para agir como um ácido. Por exemplo, o Ka para Fe é de 6, 3 10-³, enquanto que o Ka para Ni é de 2, 5 10-¹¹.