Termos e Definições de Ácidos e Bases

Existem vários métodos para definir ácidos e bases. Embora essas definições não se contradigam, elas variam em quão inclusivas são. As definições mais comuns de ácidos e bases são ácidos e bases de Arrhenius, ácidos e bases de Brønsted-Lowry e ácidos e bases de Lewis. Antoine Lavoisier, Humphry Davy e Justus Liebig também fizeram observações sobre ácidos e bases, mas não formalizaram definições.

o Teoria de Arrhenius dos ácidos e bases remonta a 1884, baseando-se em sua observação de que sais, como cloreto de sódio, se dissociam no que ele denominou íons quando colocado na água.

• ácidos produzem H⁺ iões em soluções aquosas
• bases produzem OH^- iões em soluções aquosas
• água necessária, permitindo apenas para soluções aquosas
• somente ácidos próticos são permitidos; necessário para produzir íons hidrogênio
• somente bases de hidróxido são permitidas

A teoria de Brønsted ou Brønsted-Lowry descreve reações ácido-base como um ácido que libera um próton e uma base que aceita um

• ácidos são doadores de prótons
• bases são aceitadores de prótons
• soluções aquosas são permitidas
• bases além de hidróxidos são permitidas
• somente ácidos próticos são permitidos

A teoria de Lewis de ácidos e bases é o modelo menos restritivo. Ele não lida com prótons, mas lida exclusivamente com pares de elétrons.

• ácidos são aceitadores de pares de elétrons
• bases são doadores de pares de elétrons
• menos restritivo das definições ácido-base

Robert Boyle descreveu as qualidades de ácidos e bases em 1661. Essas características podem ser usadas para distinguir facilmente entre os dois conjuntos de produtos químicos sem executar testes complicados:

• gosto azedo (não prová-los!) - a palavra 'ácido' vem do latim acere, que significa "azedo"
• ácidos são corrosivos
• ácidos alteram o tornassol (um corante vegetal azul) de azul para vermelho
• suas soluções aquosas (água) conduzem corrente elétrica (são eletrólitos)
• reagir com bases para formar sais e água
• evoluir gás hidrogênio (H₂) após a reação com um metal ativo (como metais alcalinos, metais alcalino-terrosos, zinco, alumínio)

Ácidos Comuns

• ácido cítrico (de certas frutas e vegetais, principalmente frutas cítricas)
• ácido ascórbico (vitamina C, a partir de certas frutas)
• vinagre (5% de ácido acético)
• ácido carbônico (para carbonatação de refrigerantes)
• ácido láctico (em leitelho)

• gosto amargo (não prová-los!)
• sentir-se escorregadio ou ensaboado (não os toque arbitrariamente!)
• bases não mudam a cor do tornassol; eles podem virar tornassol vermelho (acidificado) de volta ao azul
• suas soluções aquosas (água) conduzem uma corrente elétrica (são eletrólitos)
• reage com ácidos para formar sais e água

Bases comuns

• detergentes
• Sabonete
• lixívia (NaOH)
• amônia doméstica (aquosa)

o força de ácidos e bases depende de sua capacidade de se dissociar ou quebrar seus íons na água. Um ácido forte ou base forte se dissocia completamente (por exemplo, HCl ou NaOH), enquanto um ácido fraco ou base fraca se dissocia apenas parcialmente (por exemplo, ácido acético).

A constante de dissociação ácida e a constante de dissociação base indicam a força relativa de um ácido ou base. A constante de dissociação ácida K_uma é o constante de equilíbrio de uma dissociação ácido-base:

HA + H₂O ⇆ A^- + H₃O⁺

onde HA é o ácido e A^- é a base conjugada.

K_uma = [A^-] [H₃O⁺] / [HA] [H₂O]

Isso é usado para calcular pK_uma, a constante logarítmica:

pk_uma = - log₁₀ K_uma

Quanto maior o pK_uma valor, menor a dissociação do ácido e mais fraco o ácido. Ácidos fortes têm um pK_uma inferior a -2.