Usuário:Beremiz/sug.n.º009
| Beremiz/sug.n.º009 Alerta sobre risco à saúde | |
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| Nome IUPAC | oxônio |
| Outros nomes | íon hidrônio |
| Identificadores | |
| Número CAS | |
| Propriedades | |
| Fórmula molecular | H3O+ |
| Massa molar | 19,02 g.mol–1 |
| Acidez (pKa) | −1.7 |
| Exceto onde denotado, os dados referem-se a materiais sob condições normais de temperatura e pressão Referências e avisos gerais sobre esta caixa. Alerta sobre risco à saúde. | |
Hidrônio (PTBR) ou Hidrónio (PTEU) é o nome usual para o catíon H+ em estado de solvatação aquosa. Trata-se de forma pela qual o catíon H+ (isoladamente um próton), oriundo da fraca dissociação iônica da água, estabelece-se em torno de u'a molécula de água ainda não dissociada. Considera-se ser a forma mais simples dum íon oxônio e se representa simplesmente por H3O+.
Nomenclatura editar
Conforme a nomenclatura IUPAC, o íon hidrônio deve chamar-se oxônio. Sempre que não houver possibilidade de confusão, hidrônio pode ser usado para identificá-lo. Um projeto de norma IUPAC também recomenda o uso de oxônio e oxidano, nos contextos específicos de química orgânica e inorgânica, respectivamente.
Um íon oxônio é qualquer íon que envolve um catíon oxigênio trivalente. Por exemplo, um grupo hidroxila protonado é um íon oxônio, mas não um hidrônio.
Ácidos e acidez editar
Hidrônio é o catíon formado a partir da molécula de água na presença de catíons hidrogénio (H+). Esses hidrônios não existem em estado livre, como formas livres, senão como espécies químicas solvatadas e são, em si, extremamente reativos. Um ácido (doador protônico) é geralmente a fonte desses hidrônios. Contudo, água exibe caráter anfótero (pode comportar-se quer como levemente ácida ou levemente alcalina), assim hidrônios existem mesmo em água pura, quimicamente pura, isenta de impureza. Esse caso singular de água a reagir com água com produção de íons hidrônio (catíons, H+) e, correspondentemente — e na mesma medida — íons hidroxila (aníons OH–), conhece-se como auto-ionização da água. Os íons hidrônio resultantes são relativamente poucos e exibem vida curta como espécies químicas com feição sui generis; assim também os correspondentes íons hidroxila, em pares conjugados daqueles: com efeito, por estarem em equilíbrio dinâmico com a água molecular, a esta retornam, por recombinação, e vice-versa, segundo a equação:
De vida curta, a concentração efetiva de hidrônios é a base para a determinação do pH das soluções aquosas. De fato, quanto maior for a sua concentração, em desfavor da concentração de íons hidroxila, mais ácida é a solução (menor é o pH: pH < 7); inversamente, quanto menor for a concentração dos íons hidrônio, em favor da concentração de íons hidroxila, mais alcalina (básica) é a solução (maior é o pH: pH > 7).
Hidrônio é muito ácido: a 25°C, seu pKa é -1,7. É também, das espécies químicas conhecidas, a mais ácida que pode existir em meio aquoso (supondo-se haver quantidade suficiente de água para dissolução): de fato, qualquer ácido forte ionizar-se-á e — no modelo Brønsted-Lowry — doará prótons tais que venham a protonar moléculas de água, formando íons hidrônio, e isso vem a ser a solvatação protônica. A acidez do hidrônio é o padrão implícito para se aferir a "força ácida" de um ácido em solução aquosa: ácidos fortes precisam ser melhores doadores de prótons que o íon hidrônio, doutra sorte uma quantidade expressiva de ácido iria permanecer em estado não ionizado, e isso o desqualificaria como ácido. Diferentemente, pois, dos íons hidrônio resultantes da auto-ionização em equilíbrio dinâmico da água pura, os íons hidrônio que surgem da dissolução dum ácido em meio aquoso são, dinamicamente, apreciavelmente mais duráveis, persistentes, bem como mais concentrados — isso na exata medida da "força ácida" do ácido que venha estar em solução aquosa. Por exemplo, soluções aquosas de ácido perclórico exibem mais "força ácida específica" (acidez por unidade de concentração) que as de mesma concentração com ácido sulfúrico, e estas ainda mais que as correspondentes com ácido clorídrico etc..
O pH de uma solução é usualmente referido como "a medida da concentração hidrogenoiônica da solução". Entretanto — visto que os íons hidrogênio, em solução aquosa, entram em solvatação protônica, da qual resultam íons hidrônio — então, efetivamente, o pH vem a ser "u'a medida da concentração hidroniônica da solução", o que, em grandeza numérica, mantem os valores, visto como há uma correspondência biunívoca entre íons hidrogênio (imediatamente antes da solvatação) e íons hidrônio (imediatamente após a solvatação): a cada íon hidrogênio ainda não solvatado corresponde um íon hidrônio e vice-versa. A questão de se referir a função pH à concentração hidroniônica vem a ser um rigor de maior consistência química, pelo fato de reportar à natureza da composição da espécie química que se está a medir.
Solvatação editar
Cientistas já tem por caracterizada plenamente a solvatação do íon hidrônio em água, em parte pelo fato de existirem muitos significados de solvatação. De fato, um estudo do fenômeno decréscimo no ponto de congelamento (um dos efeitos coligativos ou, conforme mais frequente, uma das propriedades coligativas) permitiu definir que a hidratação média do íon hidrônio em água assume aproximadamente a configuração H3O+(H2O)6 [1]: em média, efetivamente, cada íon hidrônio é solvatado por seis moléculas de água, que, dessa forma, tornam-se inaptas à solvatação de outra qualquer espécie química eventualmente presente (ou a posteriormente adicionada) como soluto. Tal número constitui-se, pois, numa espécie de reserva de solvatação especificamente dedicada ao íon hidrônio.
Algumas estruturas são bem maiores: a configuração H3O+(H2O)20 (dita mágica devido à sua elevada estabilidade, ao ser comparada com outras com números também elevados de moléculas de água) permite definir que o íon hidrônio encaixa-se em núcleo dodecaédrico [2].
Contudo, simulações mais recentes sobre dinâmica molecular, baseadas nos princípios quânticos elementares, tem mostrado que, em média, o próton hidratado reside na superfície do domínio H3O+(H2O)20 [3], confirmado por várias outras investigações experimentais.
Duas outras estruturas bem conhecidas são os catíons Zundel e os catíons Eigen. Uma estrutura de solvatação proposta para o catíon Eigen apresenta o íon hidrônio localizado no centro de um complexo iônico H9O4+, na qual o hidrônio é fortemente hidrogênio-ligado a três moléculas de água vizinhas [4].
Na estrutura de solvatação Zundel H5O2+, o complexo iônico é tal que o próton acha-se compartilhado por duas moléculas de água próximas [5]. Trabalhos recentes indicam que ambos esses complexos iônicos representam estruturas ideais num defeito de rede de ligações de hidrogênio [6].
Achou-se um íon hidrônio monômero em fase líquida numa solução não-aquosa superácida fracamente nucleofílica (HF-SbF5SO2), com ressonância magnética nuclear Oxigênio-17 de alta resolução. [7].
Em 2007, Markovitch & Agmon calcularam, pela primeira vez, as entalpias e as energias livres das várias ligações de hidrogênio no entorno de um catíon hidrônio em água líquida protonada [8] em temperatura ambiente, bem como propuseram a implementação para um mecanismo de captura protônica. Usando dinâmica molecular, eles se tornaram capazes de provar que as ligações de hidrogênio no entorno dum íon hidrônio (formado por três ligandos de água no primeiro núcleo de solvatação do hidrônio) são bastante fortes comparadas às da água em si.
Sais sólidos de hidrônio editar
Para muitos ácidos fortes, é possível formar cristais dos correspondentes sais de hidrônio relativamente estáveis. Algumas vezes, esses sais se chamam ácidos monohidratos. Como regra, qualquer ácido cuja constante de ionização seja de 109 ou superior pode realizá-lo. Doutro lado, ácidos cuja contante de ionização seja inferior a 109 geralmente não conseguem formar sais hidrônicos (H3O+) estáveis. Por exemplo, ácido clorídrico (OCl) tem constante de ionização de 107, e suas misturas (soluções) com água em qualquer medida (razão) são líquidas em temperatura ambiente. Contudo, ácido perclórico (HClO7) apresenta constante de ionização de 1010 e, assim, se ácido perclórico anidro líquido é misturado com água em razão de 1:1, um perclorato de hidrônio sólido forma-se.
O íon hidrônio também forma compostos estáveis com o superácido carborano [ H(CB11H(CH3)5Br6) ]. Cristalografia com Raios-X mostra uma simetria C3v para o íon hidrônio, cada próton interagindo com um átomo de bromo de três aníons carborano, 320 pm distantes em média. O sal [ H3O ][ H(CB11HCl11) ] é também solúvel em benzeno. No crescimento dos cristais a partir de uma solução benzênica, o solvente (benzeno) co-cristaliza-se e um catíon H3O.(benzeno)3 separa-se completamente do correspondente aníon. No catíon, três moléculas de benzeno envolvem o hidrônio, formando interações pi-catiônicas com os átomos de hidrogênio. A menor distância (não-ligante) do aníon baseado em cloro para o catíon baseado em oxigênio é 348 pm.
Referências editar
- ↑ Zavitsas, A. A. (2001) Properties of water solutions of electrolytes and nonelectrolytes. J. Phys. Chem. B 105 7805-7815.
- ↑ Hulthe, G.; Stenhagen, G.; Wennerström, O. & C-H. Ottosson, C-H. (1997) Water cluster studied by electrospray mass spectrometry. J. Chromatogr. A 512 155-165.
- ↑ Iyengar, S. S. ;Petersen, M. K.; Burnham, C. J.; Day, T. J. F.; Voth, G. A. (2005) The Properties of Ion-Water Clusters. I. The Protonated 21-Water Cluster. J. Chem. Phys. 123 084309.
- ↑ Zundel, G. & Metzger, H. (1968) Energiebänder der tunnelnden Überschuß-Protonen in flüssigen Säuren. Eine IR-spektroskopische Untersuchung der Natur der Gruppierungen H5O2+ Z. Phys. Chem. 58 225-245.
- ↑ Wicke, E.; Eigen, M. & Ackermann, Th. (1954) Über den Zustand des Protons (Hydroniumions) in wäßriger Lösung. Z. Phys. Chem. 1 340-364.
- ↑ Marx, D.; Tuckerman, M. E.; Hutter, J. & Parrinello, M. (1999) The nature of the hydrated excess proton in water. Nature 397 601-604.
- ↑ Mateescu, Gheorghe D. & Benedikt, George M. (1979) Water and related systems. 1. The hydronium ion (H3O+). Preparation and characterization by high resolution oxygen-17 nuclear magnetic resonance. Journal of the American Chemical Society , 101(14), 3959-60.
- ↑ Structure and energetics of the hydronium hydration shells. Omer Markovitch and Noam Agmon J. Phys. Chem. A; 2007; 111(12) pp 2253 - 2256; [1]