ÁCIDO E BASES

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ÁCIDO E BASES
QUIMICA QUANTITATIVA E QUALITATIVA
CONCEITOS
Qual é a diferença entre ácido e bases?
Uma das maiores diferenças entre os ácidos e bases é que as bases, em contato com solução aquosa, liberam íons negativos, as hidroxilas (OH-). Já os ácidos, em contato com água liberam íons positivos de hidrogênio (H+).
Qualquer substância com um valor de pH entre 0 até 7 é considerada ácida, enquanto um valor de pH de 7 a 14 é uma base. O valor 7 é o neutro, que corresponde à água.
Os ácidos são compostos iônicos que quando dissolvido em água geram um íon positivo de hidrogênio (H +). As bases, por outro lado, são compostos iônicos que formam um íon hidróxido de carga negativa (OH-) em água.
Essa definição, criada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, é a mais utilizada para classificar os ácidos e bases, porém, existem outras definições.
Outras definições
A definição dada por Johannes N. Bronsted e Thomas Lowry, conhecida como definição protônica, diz que os ácidos são substâncias que doam um próton, enquanto as bases são as que recebem um próton.
Já na definição dada pelo norte-americano Gilbert Newton Lewis, os ácidos são as substâncias que recebem pares eletrônicos em uma ligação química, enquanto as bases cedem os pares.
Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry
Definição de ácidos e bases de Brønsted-Lowry, ácidos e bases fortes e fracas, e como identificar pares ácido-base conjugados.
Principais pontos
Um ácido de Brønsted-Lowry é uma espécie capaz de doar um próton –H+.
Uma base de Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de aceitar um próton, o que requer um par de elétrons livres para formar a ligação com H+.
 A água é anfótero, o que significa que ela pode atuar tanto como um ácido de Brønsted-Lowry quanto como uma base de Brønsted-Lowry.
Ácidos e bases fortes ionizam completamente em solução aquosa, enquanto ácidos e bases fracos ionizam apenas parcialmente.
https://www.youtube.com/watch?v=g5DrdzP6BaU
A base conjugada de um ácido de Brønsted-Lowry é a espécie formada depois que esse ácido doa um próton. O ácido conjugado de uma base de Brønsted-Lowry é a espécie formada depois que essa base aceita um próton.
Em uma reação ácido base de Brønsted-Lowry, um ácido conjugado é uma espécie formada após a base aceitar um próton. Logo, uma base conjugada é uma espécie formada após o ácido doar seu próton. As duas espécies em um par conjugado ácido-base têm a mesma forma molecular, exceto, o ácido com um hidrogênio extra H+ quando comparado com a base conjugada.
https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/acids-and-bases-topic/acids-and-bases/a/bronsted-lowry-acid-base-theory
Vamos considerar a reação da amônia, uma base fraca, em água:
Autoionização da água e Kw
A água pode sofrer autoionização para formar íons H3O+ e OH-.
A constante de equilíbrio da autoionização da água Kw é igual a 10-14 a 25 °C.
Em uma solução neutra, [H3O+] = [OH-]
Em uma solução ácida, [H3O+] > [OH-]
Em uma solução básica, [OH-] > [H3O+]
Para todas as soluções aquosas a 25 °C as seguintes relações são sempre verdadeiras:
Kw = [H3O+] [OH-] = 10-14
pH + pOH = 14
A contribuição da autoionização da água para [H3O+] e [OH-] se torna significante para ácidos extremamente diluídos e soluções básicas.
A água é um dos solventes mais comuns para reações ácido-base. Como nós discutimos em um artigo anterior sobre ácidos e bases de Brønsted-Lowry, a água é também anfótera, sendo capaz de agir tanto como um ácido como uma base de Brønsted-Lowry.
Uma vez que ácidos e bases reagem um com o outro, está implícito que a água pode reagir com ela mesma! Nós chamamos esse processo de autoionização da água.
PH dos ácidos e bases
 Todos os compostos químicos têm um valor de pH, que pode variar de 0 a 14, onde os números representam a concentração de íons de hidrogênio em uma solução.
 O pH neutro é o pH da água pura, que é 7. Qualquer substância com um valor de pH entre 0 até 7 é considerada ácida, enquanto um valor de pH de 7 a 14 é uma base.
Quanto mais inferior à 7,0 o ácido for, mais forte ele é. Nas bases, quanto mais alto o valor do pH, mais forte ela será.
Características dos ácidos:
Possui gosto amargo;
Pode queimar a pele quando tocado;
Pode corroer metais e pele;
Deixa o papel tornassol vermelho;
No indicador universal ele é identificado pelas cores vermelhas ou laranjas.
Características das Bases
Gosto adstringente;
Ao tocar, se sente algo viscoso;
Muitas bases reagem com ácidos e geram sais;
Bases fortes podem reagir violentamente com ácidos;
Bases tornam o papel de tornassol azul;
Indicadores de ácidos e bases
 Os indicadores de pH, ou indicadores ácido-base, são substâncias utilizadas para se descobrir se a solução se trata de um ácido ou uma base. Isso é possível por causa de suas propriedades físico-químicas, que possuem a capacidade de mudar de cor de acordo com o pH da substância testada.
 Entre os muitos indicadores artificiais utilizados em laboratório, os mais conhecidos são a fenolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores universais.
A fenolftaleína permanece incolor em contato com ácido, e fica rosa em contato com bases.
O papel de tornassol fica azul com bases e vermelha na presença de ácidos.
O indicador universal é o mais preciso dos indicadores ácido-base, pois ele apresenta diferentes cores de acordo com cada valor de pH.
Aplicações para ácidos e bases
 Os ácidos são frequentemente utilizados para remover ferrugem de metais, como eletrólito em baterias, para processamento de minerais, para produzir fertilizantes e gasolina e como aditivos em alimentos e bebidas.
 As bases são usadas principalmente na limpeza, como detergentes para lavar louça e sabão para roupa, limpadores de forno e removedores de manchas.
Solução Tampão
 Uma solução tampão, solução tamponada ou simplesmente tampão é aquela solução capaz de manter aproximadamente constante o valor do seu pH quando é adicionado à ela um ácido ou base. Podemos dizer que a concentração do íon Hidrogênio não sofre grandes alterações devido à adição de substâncias ácidas ou básicas.     
  A solução tampão pode ser constituída de um ácido fraco e seu respectivo sal ou uma base fraca e seu respectivo sal. 
        A importância das soluções tampão não estão apenas associadas ao uso nos laboratórios de pesquisa. A natureza também utiliza soluções tampão em diversos lugares. Um exemplo de solução tampão é o plasma sanguíneo dos seres humanos.
 
 
        
O pH sanguíneo deve ser 7,4 para a respiração ocorrer. Qualquer alteração no valor desse pH é rapidamente compensado pelo tampão presente na circulação sanguínea para que a respiração continue acontecendo.
 A nossa corrente sanguínea deve ter um pH apropriado para a respiração acontecer. Se o sangue não fosse uma solução tamponada, ninguém sobreviveria após ingerir molho de tomate, suco de maracujá ou mesmo refrigerante. Esses alimentos são ácidos e alteram o pH do sangue. Se não existisse solução tampão a respiração não continuaria acontecendo e o corpo humano poderia ser levado à morte
 No caso do tampão presente na circulação sanguínea, o ácido fraco envolvido e o sal são o ácido carbônico e o bicarbonato. No caso de excesso do íon H+ o seguinte equilíbrio é deslocado.
Reações entre ácidos-bases
As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização. Uma vez que tanto o ácido quanto a base são consumidos e novos produtos são formados (não necessariamente com caráter neutro).
Utilizando-se da teoria ácido-base de Arrhenius (com íons positivos de hidrogênio e íons negativos de hidroxila liberados em meio aquoso), numa reação de neutralização (total ou parcial) há sempre formação de moléculas de água líquida – caso ocorra nas CNTP.
O esquema de uma reação de neutralização total pode ser representado pela reação genérica a seguir:
HX(aq) + YOH(aq) -> YX(aq) + H2O(l)
Seguem alguns exemplosde reação de neutralização total (não levando em consideração problemas de solubilidade dos reagentes e/ou produtos envolvidos):
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O
HNO3 + LiOH → LiNO3 + H2O
H2P2O7 + Mg(OH)2 → MgP2O7 + 2H2O
3HCl + Fe(OH)3 → FeCl3 + 3H2O
 Quando misturamos um ácido e uma base, uma substância irá neutralizar as propriedades da outra, pois elas reagem quimicamente entre si e, por isso, essa reação é denominada de reação de neutralização.
 As reações de neutralização podem originar três tipos de sais: neutros, ácidos ou básicos. Isso acontece porque podem ocorrer dois tipos de neutralização. 
1. Neutralização total: Quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido é igual à quantidade de ânions OH- provenientes da base.
Nas reações de neutralização total são sempre formados sais neutros. Dessa forma, a reação ocorre entre ácidos e bases em que ambos são fracos ou, então, ambos são fortes.
Reações entre ácidos e bases fortes:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base produziu também apenas 1 íon OH-.
3 HCl + Al(OH)3 → Al(Cl)3 + 3H2O
Cada molécula do ácido produziu 3 íons H+ e cada molécula da base produziu também apenas 3 íons OH-.
Reações entre ácido e base fracos:
2 HNO3 + Mg(OH)2 → Mg(NO3)2 + 2 H2O
Cada molécula do ácido produziu 2 íons H+ e cada molécula da base produziu também apenas 2 íons OH-.
HCN + NH4OH → NH4CN+ H2O
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base produziu também apenas 1 íon OH-.
HCl + Mg(OH)2 → Mg(OH)Cl + H2O
Nesse caso, enquanto o ácido libera apenas um cátion H+, a base libera dois ânions OH-. Assim, os ânions OH- não são neutralizados totalmente e é formado um sal básico, que também é chamado de hidróxissal.
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
Já nesse outro exemplo, foi o ácido que liberou mais íons (3) que a base (1). Assim, os cátions H+ não foram totalmente neutralizados e um sal ácido foi originado, que também é denominado de hidrogenossal.
Os sais ácidos também podem ser formados através de reações de neutralização entre um ácido forte (HCl, HNO3, HClO4 etc.) e uma base fraca (NH3, C6H5NH2 - anilina - etc.). 
2. Neutralização parcial: Quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido não é a mesma quantidade de ânions OH- provenientes da base. Dessa forma, a neutralização não ocorre por completo e, dependendo de quais íons estão em maior quantidade no meio, o sal formado pode ser básico ou ácido.
Por outro lado, os sais básicos podem ser formados em reações de neutralização entre um ácido fraco (CH3COOH, HF, HCN etc.) e uma base forte (NaOH, LiOH, KOH etc.). Veja:
Reação entre ácido forte e base fraca→ Sal de caráter ácido:
HNO3 + AgOH → AgNO3 + H2O
Reação entre ácido fraco e base forte→ Sal de caráter básico:
2 H3BO3 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(BO3)2 + 6 H2O
Constante de Ionização
Grau de ionização
Constante de ionização (Ki) é uma grandeza matemática utilizada para referir-se a um equilíbrio iônico (apresenta cátion e ânion), obtido a partir de uma dissociação ou ionização.
Independentemente do equilíbrio iônico de ionização (quando um ácido é dissolvido em água) ou do equilíbrio iônico de dissociação (quando uma base é dissolvida em água), a grandeza utilizada para representá-los é a constante de ionização (Ki).
Exemplo de uma equação em equilíbrio de ionização de um ácido
Exemplo de uma equação em equilíbrio de dissociação de uma base
Porém, a sigla Kb (constante de dissociação da base) ou a Ka (constante de ionização do ácido) também podem ser utilizadas de forma específica para representar esses casos.
 Assim como a constante de equilíbrio, na fórmula para calcular a constante de ionização, a multiplicação entre as concentrações molares dos produtos está no numerador, e a concentração molar do ácido ou da base participante do equilíbrio está no denominador.
Para um ácido:
Exemplo de uma equação em equilíbrio de ionização de um ácido
 Para uma base:
Exemplo de uma equação em equilíbrio de dissociação de uma base
O valor da constante de ionização é uma importante referência utilizada para classificar ácido ou uma base quanto à força, ou seja, capacidade de se ionizar ou se dissociar quando dissolvidos em água.
Para os ácidos:
Os ácidos, com relação à força, são classificados em fortes (ionizam-se muito), moderados ou fracos (ionizam-se pouco). Para realizar essa classificação, basta ter o valor da constante de ionização de um ácido.
Em geral, quanto maior o valor da constante de ionização, maior será a força do ácido. Assim, são importantes os valores de Ki de ácidos diferentes para avaliar e comparar suas forças de ionização.
Porém, caso exista apenas um único ácido, considera-se forte aquele que apresenta a constante de ionização maior ou igual a 10-4 mol/L.
Para as bases:
As bases, com relação à força, são classificadas em fortes (dissociam-se muito) ou fracas (dissociam-se pouco). Para realizar essa classificação, basta ter o valor da constante de ionização de uma base.
Geralmente, quanto maior for o valor da constante de ionização, maior será a força da base. Assim, os valores de Ki de bases diferentes são importantes para avaliar e comparar suas forças de ionização.
Porém, caso exista apenas uma única base, considera-se forte aquela que apresenta a constante de ionização maior ou igual a 10-4 mol/L.
A grande maioria dos ácidos e das bases é fraca. 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: A força relativa de um ácido ou de uma base que pode ser expressa quantitativamente
A força relativa de um ácido ou de uma base pode ser expressa quantitativamente com uma constante de equilíbrio.
Ka é uma constante de equilíbrio para um ácido em água.
Para um ácido fraco, Ka < 1.
O valor de Ka aumenta a medida que aumenta a força do ácido, ou seja, a medida que o ácido ioniza-se em maior extensão. 
Do mesmo modo, podemos escrever a constante de equilíbrio para uma base, Kb .
A Tabela a seguir mostra alguns ácidos e bases ordenados em função de sua capacidade de doar ou aceitar prótons e seus respectivos valores de Ka e Kb. Observa-se que quanto mais fraco é ácido, mais forte é sua base conjugada. Ou seja, quanto menor o valor de Ka , maior o valor de Kb correspondente.
https://www.youtube.com/watch?v=KDAJCcBwdhE