Acidos E Bases Até Lewia

As soluções podem ser ácidas, neutras ou básicas. A acidez de uma solução é de fundamental importância química. Dissociação de ácidos fracos pode ser descrita em termos das teorias de Arrhenius e ou Bronsted-Lowry, sendo o segundo mais geral do que o primeiro conceito, enfatizando a transferência de um próton (H+) de um ácido para uma base.

A base conjugada de um ácido de Bronsted-Lowry é a espécie que permanece quando um próton é removido do ácido. O ácido conjugado de uma base de Bronsted-Lowry é a espécie formada pela adição de um próton à base. Juntos um ácido e sua base conjugada (ou base e ácido conjugado), são chamados par ácido-base conjugado.

Quanto mais forte um ácido, mais fraca é sua base conjugada, e quanto mais forte a base, mais fraco seu ácido conjugado. Em todas as reações ácido-base, a posição do equilíbrio favorece a transferência de próton do ácido mais forte para a base mais forte.

A água ioniza-se até um ligeiro grau, formando H+ (aq) e OH-(aq). A extensão desta auto-ionização é expressa pela constante do produto iônico da água:

Kw= [H+][OH-] = 1,0 x 10-14

A concentração de H+ (aq) pode ser expressa em termos de pH: pH= -log [H+] . A 25 °C o pH de uma solução neutra, ácida e básica, é igual 7, abaixo de 7 e acima de 7 respectivamente. A escala de pH fornece uma maneira conveniente de expressar a acidez ou basicidade de uma solução.

Os ácido fortes são eletrólitos fortes, ionizando completamente em solução aquosa. Os ácidos fortes comuns são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 e H2SO4. As bases conjugadas de ácidos fortes tem basicidade desprezível.

As bases fortes comuns são hidróxidos iônicos de metais alcalinos e de metais alcalinos e dos metais alcalinos terrosos mais pesados. Os cátions das bases fortes têm acidez desprezível.

Os ácidos polipróticos, como H2SO4, têm mais de um próton ionizável. Esses ácidos têm constantes de dissociação ácida que diminuem de grandeza na ordem Ka1>Ka2>Ka3. Uma vez que aproximadamente todos os H+ (aq) em uma solução de ácido poliprótico vêm da primeira etapa de dissociação, o pH pode em geral ser estimado satisfatoriamente considerando-se apenas Ka1.

O conceito de ácidos e bases de Lewis enfatiza o par de elétrons compartilhado em vez do próton. Um ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons, e uma base de Lewis é uma doadora de par de elétrons. O conceito de Lewis é mais geral que o conceito de Bronsted-Lowry porque ele pode ser aplicado para casos nos quais o ácido é qualquer outra substância que não seja H+. O conceito de Lewis ajuda a explicar por que muitos cátions metálicos formam soluções aquosas ácidas. A acidez desses cátions normalmente aumenta à proporção que suas cargas aumentam e a medida que o tamanho dos íons metálicos diminui.