15.1: Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
A classe de reações ácido-base foi estudada por bastante tempo. Em 1680, Robert Boyle relatou características de soluções ácidas que incluiam a sua capacidade de dissolver muitas substâncias, de alterar as cores de determinados corantes naturais, e de perder estas características depois de entrar em contacto com soluções alcalinas (base). No século XVIII, reconheceu-se que os ácidos têm um sabor azedo, reagem com calcário para libertar uma substância gasosa (que agora se sabe que é CO2), e interagem com os álcalis para formar substâncias neutras. Em 1815, Humphry Davy contribuiu grandemente para o desenvolvimento do conceito ácido-base moderno, demonstrando que o hidrogénio é o constituinte essencial dos ácidos. Ao mesmo tempo, Joseph Louis Gay-Lussac concluiu que os ácidos são substâncias que podem neutralizar bases e que estas duas classes de substâncias só podem ser definidas em termos um do outro. O significado do hidrogénio foi novamente enfatizado em 1884, quando Svante Arrhenius definiu um ácido como um composto que se dissolve em água para produzir catiões de hidrogénio (agora reconhecido como iões hidrónio) e uma base como um composto que se dissolve em água para produzir aniões hidróxido.
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
Johannes Brønsted e Thomas Lowry propuseram uma descrição mais geral em 1923, na qual ácidos e bases foram definidos em termos de transferência de iões de hidrogénio, H+. (Note-se que estes iões de hidrogénio são frequentemente referidos simplesmente como protões, uma vez que essa partícula subatómica é o único componente de catiões derivado do isótopo mais abundante do hidrogénio, 1H.) Um composto que doa um protão a outro composto é chamado de ácido de Brønsted-Lowry, e um composto que aceita um protão é chamado de base de Brønsted-Lowry. Uma reação ácido-base é, assim, a transferência de um protão de um dador (ácido) para um aceitador (base).
O conceito de pares conjugados é útil na descrição de reações ácido-base de Brønsted-Lowry (e de outras reações reversíveis, também). Quando um ácido doa H+, a espécie que permanece é chamada de base conjugada do ácido porque reage como um aceitador de protões na reação inversa. Da mesma forma, quando uma base aceita H+, é convertida para o seu ácido conjugado. A reação entre água e amoníaco ilustra essa idéia como mostrado abaixo.
Na direção direta, a água age como um ácido doando um protão ao amoníaco e, posteriormente, tornando-se um ião hidróxido, OH−, a base conjugada da água. O amoníaco age como base para aceitar este protão, tornando-se um ião amónio, NH4+, o ácido conjugado do amoníaco. Na direção inversa, um ião hidróxido age como base para aceitar um protão do ião amónio, que age como ácido.
Ácidos e bases fortes dissociam-se completamente em uma solução. Os seus ácidos e bases conjugados são extremamente fracos e não podem doar ou aceitar os protões, respectivamente, para realizar a reação inversa; portanto, reações que envolvem ácidos e bases fortes basicamente finalizam completamente quando em uma solução aquosa. Por outro lado, ácidos e bases fracos dissociam-se parcialmente em soluções e produzem bases e ácidos conjugados fracos, respectivamente. Estes ácidos ou bases conjugados fracos podem realizar a reação inversa, e portanto reações de ácidos e bases fracos alcançam um equilíbrio dependendo das forças relativas dos ácidos e das bases fracos. Resumindo, um ácido mais forte produzirá a base conjugada igualmente mais fraca, enquanto que uma base mais forte produzirá o ácido conjugado igualmente mais fraco e vice-versa. A Tabela 1 mostra a relação entre os diferentes pares conjugados ácido-base.
| Ácido Forte | Base Conjugada Muito Fraca |
| HCl | Cl− |
| HNO3 | NO3− |
| Ácido Fraco | Base Conjugada Fraca |
| HF | F− |
| NH4+ | NH3 |
| Ácido Muito Fraco | Base Conjugada Forte |
| OH− | O2− |
| CH4 | CH3− |
Table 1: Força relativa de alguns pares conjugados ácido-base.
Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 14.4 Brønsted-Lowry Acid and Bases.
