Ph E Tampoes

Os ácidos e as bases são importantes em muitos processos químicos que ocorrem ao nosso redor, desde processos industriais até biológicos, desde reações feitas em laboratórios até aquelas encontradas em nosso ambiente. Muitos aspectos presentes no nosso dia-a-dia envolvem ácidos e bases, tais como: o destino de poluentes removidos do ar pela chuva, as velocidades das reações que nos mantêm vivos, o tempo necessário para um objeto metálico imerso em água se corroer, entre várias outras coisas.

Há milhares de anos as características dos ácidos e das bases vêm sendo identificadas por cientistas. Os ácidos são conhecidos comumente pelo seu sabor azedo, e as bases por seu sabor amargo.

Dentro da história, os químicos vêm tentando relacionar as propriedades de ácidos e bases às suas composições e estruturas moleculares. Muitos conceitos foram elaborados dentro desse assunto, dentre eles, o de Arrhenius, que foi expresso da seguinte maneira: os ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons H+. De forma semelhante, as bases são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons OH-.

Embora esse conceito fosse um tanto quanto útil, ele apresentava suas restrições, uma vez que tratava apenas de soluções aquosas. Foi então que, em 1923, Thomas Lowry e Johanes Brønsted propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases. Segundo a teoria de Brønsted-Lowry, ácidos são compostos que podem doar prótons H+, e bases são compostos que podem aceitar prótons. Por exemplo, quando HCl reage com a água:

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

HCl é um ácido (doa H+) e H2O é uma base ( aceita H+) tornando-se H3O+. Na reação inversa o H3O+ é um ácido e Cl- é uma base. Os ácidos e as bases podem ter forças diferentes, no caso, HCl é um ácido mais forte que o H3O+ e a água é uma base mais forte que Cl-.

Na teoria de Brønsted-Lowry toda reação ácido-base dá origem ao par ácido-base conjugado. Na reação acima, HCl é um ácido e após perder H+, torna-se a Base conjugada Cl-. Da mesma forma, H2O é uma base e após aceitar H+, torna-se o ácido conjugado H3O+.

Alguns ácidos podem doar apenas um próton, sendo então classificados como monopróticos. Exemplo: HCl, HNO3, HCN, etc. Outros ácidos doam dois ou três prótons, sendo conhecidos como dipróticos ou tripróticos. Exemplos: H2SO4, H2CO3, H3PO4, etc.

Para Brønsted-Lowry, todo ácido é considerado monoprótico, sendo que um ácido diprótico doa seus prótons em duas etapas distintas.

Há ainda compostos que podem atuar tanto como base quanto como ácido, são chamados de anfóteros. A água é um bom exemplo desses tipos de compostos, pois pode atuar tanto como base, quanto como ácido.

Para medir a força de um ácido em solução aquosa ácida ou básica, Scorensen introduziu a escala de pH, ou índice hidrogeniônico. Sendo sua fórmula geral:

pH = - log [H3O+]

Como a água é um composto anfótero, seu pH é igual a 7,0, isso significa que é uma solução neutra. A escala de pH é estabelecida da seguinte maneira:

[H3O+] >