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Ácidos e bases


Introdução aos ácidos e bases

Ácidos e bases são conceitos fundamentais em química que são importantes para entender as reações químicas tanto no laboratório quanto na natureza. Essas substâncias possuem diferentes propriedades e estão envolvidas em uma ampla variedade de processos químicos.

Definições básicas

Ácido

Um ácido é geralmente uma substância que pode doar um próton (íon H+) ou aceitar um par de elétrons em reações. A definição tradicional de um ácido vem do conceito de Arrhenius, que afirma que um ácido é uma substância que aumenta a concentração de íons de hidrogênio (H+) quando dissolvido em água. Uma definição mais generalizada dada pela teoria de Bronsted-Lowry descreve um ácido como uma substância que pode doar um próton para outra substância.

Bases

Uma base é uma substância que pode aceitar um próton ou doar um par de elétrons em reações. De acordo com a definição de Arrhenius, uma base é uma substância que aumenta a concentração de íons hidróxido (OH-) quando dissolvida em água. A teoria de Bronsted-Lowry igualmente estende isso ao definir uma base como uma substância que pode aceitar um próton.

Propriedades dos ácidos e bases

Propriedades dos ácidos

  • Os ácidos geralmente têm sabor azedo.
  • Eles tornam o papel de tornassol azul em vermelho.
  • Reagem com metais como zinco e magnésio para liberar gás hidrogênio (H 2).
  • Os ácidos reagem com bases para formar sal e água, esse processo é chamado de neutralização.
  • Em solução aquosa, os ácidos conduzem eletricidade liberando íons.

Propriedades das bases

  • As bases têm gosto amargo e ao toque são escorregadias.
  • Elas tornam o papel de tornassol vermelho em azul.
  • As bases reagem com ácidos para formar sal e água.
  • Em soluções aquosas, elas conduzem eletricidade devido à presença de íons.

Princípios de ácidos e bases

Teoria de Arrhenius

O cientista sueco Arrhenius primeiro definiu ácidos e bases em termos de sua dissociação na água. De acordo com Arrhenius:

  • Ácidos: Substâncias que se dissociam na água para formar íons de hidrogênio (H+). 
     HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq)
  • Bases: Substâncias que se dissociam na água para formar íons hidróxido (OH-). 
     NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH- (aq)

Teoria de Bronsted–Lowry

Estendendo o trabalho de Arrhenius, a teoria de Brønsted–Lowry define:

  • Ácido: Doador de próton (H+).
  • Base: Aceitador de próton.

Por exemplo, na reação entre amônia e água:

 NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq)

Aqui, a água atua como um ácido doando prótons para a amônia, que atua como uma base aceitando prótons.

Teoria de Lewis

Outros desenvolvimentos na compreensão de ácidos e bases vêm da teoria de Lewis, segundo a qual:

  • Ácido: Aceitador de par de elétrons.
  • Base: Doador de par de elétrons.

Essa definição é ampla e inclui muitas mais substâncias como ácidos e bases. Por exemplo, na formação do complexo amônia-trifluoreto de boro:

 NH3 + BF3 → NH3BF3

A amônia doa um par de elétrons para o trifluoreto de boro, tornando a amônia uma base de Lewis e o trifluoreto de boro um ácido de Lewis.

Escala de pH

A escala de pH é uma medida da acidez ou alcalinidade de uma solução. A escala varia de 0 a 14, onde:

  • pH 7: Neutro (como a água pura).
  • pH menor que 7: Ácido.
  • pH maior que 7: Alcalino (ou básico).

A escala de pH é logarítmica, o que significa que cada mudança de número inteiro representa uma mudança dez vezes maior na concentração de íons de hidrogênio. A fórmula para calcular o pH é:

 pH = -log[H+ ]
0 7 14 Ácido Neutro Básico

Reações ácido-base

As reações ácido-base são fundamentais para a química e envolvem a troca de prótons. Tais reações geralmente resultam na formação de sal e água. Um exemplo clássico disso é a reação entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio:

 HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

Aqui, H+ do ácido clorídrico combina-se com OH– do hidróxido de sódio para formar água, e Na+ combina-se com Cl– para formar cloreto de sódio.

Tampão

Os tampões são soluções especiais que resistem a mudanças no seu pH quando ácidos ou bases são adicionados. Eles são importantes na manutenção do pH de sistemas biológicos. Por exemplo, o sangue humano é um sistema tampão onde o equilíbrio do ácido carbônico-bicarbonato é:

 H2CO3 ⇌ HCO3- + H+

Visualização de conceitos

Ácido Base

A ilustração acima mostra como um ácido pode doar um próton (mostrado movendo-se para a direita) que é aceito por uma base.

Conclusão

Entender os conceitos de ácidos e bases é importante em química, pois desempenham um papel vital em uma ampla gama de reações químicas. Desde o simples processo de neutralização até a manutenção de níveis biológicos de pH, ácidos e bases afetam significativamente o comportamento químico. As teorias comuns - Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis - fornecem várias lentes através das quais essas substâncias podem ser entendidas, permitindo uma ampla gama de investigações sobre seu comportamento e características.


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