CAPÍTULO 2: CONCEPÇÕES E TEORIAS DO CONCEITO DE ÁCIDO/BASE E A
2.2 CONCEPÇÕES TEÓRICAS SOBRE ÁCIDOS/BASES
2.2.1 Ácido/bases a partir de Arrhenius
Foi a partir da teoria de Arrhenius que os ácidos e as bases começaram a ser classificados de forma relacional. Proposta pelo cientista em 1887 (CAMPOS; SILVA, 1999) a partir de seus estudos sobre reatividade dessas substâncias em meio aquoso (OLIVEIRA, 2006), como parte de sua teoria de dissociação eletrolítica (CHAGAS, 1999), “permitiu explicar o fato de que as propriedades de uma solução diluída de um eletrólito dependem da soma das propriedades dos íons presentes em vez das propriedades do composto químico que a combinação desses íons produz” (SILVA, et al, 2014, p. 262).
Segundo Bianchi (2005), as observações sobre os efeitos da corrente elétrica contribuíram, desde o início do século XIX, para a compreensão de reações químicas, principalmente as que envolviam a água enquanto solvente. O autor destaca que esse entendimento foi possível devido às contribuições de Faraday com sua proposta para as leis da eletrólise. Ainda que, em 1857, o cientista Rudolf Clausius tenha
6 Optamos por apresentar apenas as referidas teorias por serem as que normalmente são abordadas no Ensino Médio. No entanto, dentro das teorias do século XX, conforme aponta Chagas (1999), também podemos citar a Teoria de Lux, proposta por H. Lux em 1939; a teoria ionotrópica, proposta por I. Lindqvst e V. Gutmann em 1954, e a teoria de Usanovich, proposta em 1939 pelo químico soviético M. Usanovich.
argumentado que não seria necessária uma corrente elétrica para a formação de íons em água a partir de sais, ácidos e bases, sendo as duas posições cruciais para a proposta de Arrhenius.
A teoria de Arrhenius é a primeira a ser apresentada no Ensino de Química, quando da introdução de tópicos relacionados e, talvez, a definição mais lembrada pelos estudantes quando se propõe uma análise de suas concepções prévias. Essas concepções acompanham a diversidade de interpretações dadas à proposta desse cientista.
Campos e Silva (1999) chamam a atenção para o fato da classificação dos ácidos e das bases em termos de funções inorgânicas, como encontramos nos livros didáticos, ser equivocada, quando estas são consideradas como um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, pois que, segundo os autores, o que temos é um comportamento ácido e um comportamento básico. Note-se que um dos méritos atribuídos a Arrhenius é o fato de o cientista extrapolar as questões de caráter macroscópico, como o sabor, e de constituição, como a presença do elemento hidrogênio, considerando a interação dessas substâncias com algo, ao propor a sua definição.
No ambiente referente a experimentos relacionados à condutividade elétrica das soluções e medidas de pressão osmótica sob a influência do soluto, encontrava- se a proposta de Arrhenius (BIANCHI, 2005), que adquire, a partir de diferentes interpretações, definições diversas. Isso ocorre porque, segundo Silva et al (2014), o cientista não definiu de forma explicita o que seriam ácidos e bases, embora, a partir das reações de neutralização, seja possível identificar e caracterizar aquelas substâncias. Assim, Arrhenius descreve a equação de neutralização simplificada:
Figura 1: Representação de Arrhenius para reação de neutralização
Fonte: Arrhenius (1903)
A neutralização seria a combinação entre os íons hidrogênio e hidróxido para forma a água. A partir da representação fundamental, podemos assumir o H+ como uma simplificação dos cátions formados em solução aquosa, definindo os ácidos como uma espécie que, em solução aquosa, aumenta a concentração de H+, e a base como
uma espécie que, em solução aquosa, aumenta a concentração de OH- (COSTA et al, 2005; KOTZ; TREICHEL JR., 2005, apud SILVA et al, 2014).
2.2.1.1 A acidez-basicidade a partir da medida do pH
Conforme apontamos anteriormente, a teoria de Arrhenius abriu espaço para novas pesquisas que permitiram compreender questões como a força dos ácidos e a sua concentração (NUNES et al, 2015). Essa força pode ser determinada pelo valor do pH e o conceito de pH, a rigor, só se aplica a soluções aquosas e diluídas. Caso se necessite calcular a basicidade de um meio (pOH), utiliza-se a expressão pH + pOH = 14; essa expressão surgiu a partir do produto iônico da água (Kw), baseado no processo de autoionização da água. Esse produto refere-se a determinações, que levaram a valores próximos de 1x10-14, a 25 ºC. (GAMA; AFONSO, 2007). O pH também pode ser identificado a partir do uso de indicadores, feitos de papel, como o tornassol, em solução, como a fenolftaleína, ou indicadores naturais extraídos de vegetais e outras fontes.
O uso de indicadores de pH é uma prática antiga, introduzida por Robert Boyle no século XVII (BISHOP, 1972 apud TERCI; ROSSI, 2002). De acordo com os autores, Boyle descrevia os ácidos como quaisquer substâncias que tornassem vermelhos os extratos de plantas. No século XX, a antocianina7 foi considerada o pigmento responsável pela coloração de diversas flores, seus extratos exibiam cores variadas em função da acidez ou alcalinidade do meio (WILLSTATTER; EVERST, 1975; PRATT; ROBINSON, 1577 apud TERCI; ROSSI, 2002).
De acordo com Fiorucci, Soares e Cavalheiro (2002), do ponto de vista quantitativo, o conceito de pH foi introduzido por Sörensen em 1909, com o intuito de quantificação de valores de acidez e basicidade de uma solução. Lobo (1991) destaca que o pH foi definido pelo cientista como o logaritmo do inverso da concentração hidrogeniônica [H+] de uma solução aquosa, isto é:
𝑝𝐻 = 𝑙𝑜𝑔 1 [𝐻+]
7 Pigmentos da classe dos flavonoides, compostos derivados das antocianidinas. Nas antocianinas, uma ou mais hidroxilas das posições 3, 5 e 7 estão ligadas a açúcares, aos quais podem estar ligados ácidos fenólicos. Os diferentes grupos R e R’ e açúcares ligados nas posições 3, 5 e 7, assim como os ácidos a eles ligados, caracterizam os diferentes tipos de antocianinas.
Ainda segundo o autor, a partir dessa definição, considera-se a existência do equilíbrio H2O ⇌ H+ + OH-, partindo do princípio de que, a 25ºC, verifica-se a relação Kw = 1,0 x 10-14= [H+][OH-], tem-se que, em água pura, [H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol/L, ou seja pH = pOH = 7.