Definição da Teoria de Brønsted e Lowry e Força Ácido-Básica

Arrhenius definiu os prótons H⁺ como espécies isoladas, embora hoje se saiba que em solução eles têm alta atração com as moléculas de Água e são encontrados formando os íons hidrônio (H₃OU⁺). Com base nesses conceitos ilustramos a partir da reação ácido-base referente ao vinagre, com ácido acético diluído em água:

C₂ H₃ OU_2(ac)+ H₂ OU_(eu) ↔ C₂ H₃ OU₂^-_(ac)+ H₃ OU⁺_(ac)

Nesse caso, o ácido acético é aquele que doa um hidrogênio ácido enquanto a água atua como base captando o próton doado. Por sua vez, duas novas espécies iônicas são formadas, que são os ácidos e bases conjugados dos ácidos e bases dos quais eles vêm. Neste caso, o espécies C

₂ H₃ OU₂^- é a base conjugada do ácido acético enquanto H₃ OU⁺ é o ácido conjugado da água. Portanto, o par ácido-base conjugado difere apenas na presença de um hidrogênio ácido e, além disso, cumpre-se a premissa de que todo ácido tem sua base conjugada e vice-versa.

Agora vamos revisar a seguinte reação:

NH_3(ac)+ H₂ OU_(eu)↔NH₄⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

Neste caso, temos um par ácido-base conjugado que é água e íon hidroxila respectivamente, e uma base, amônia, com seu par conjugado, a espécie ácida NH₄⁺.

Agora, você pode se perguntar como é que a água atua tanto como ácido quanto como base, que habilidade é conhecido como anfoterismo. Aquilo é um substância que pode atuar de ambas as formas, dependendo de com quem está combinada, é uma substância anfotérica.

Assim como definimos pares conjugados, eles têm uma característica peculiar: quanto mais força ácido tem o ácido do par, a força básica inferior terá sua base conjugada, e é análogo para o caso de as bases, quanto maior for a força de basicidade da base, seu par conjugado diminuirá a força do ácido. Você pode se perguntar: de que força estamos falando?

Bem, quando um ácido é forte, estamos falando de uma espécie que é capaz de doar completamente o hidrogênio ácido, transferindo todos os seus prótons para a água e se dissociando completamente. Caso contrário, são os ácidos fracos, que são parcialmente ionizados em solução aquosa, o que implica que parte do ácido será encontrada como espécie dissociada e parte manterá sua estrutura. Vejamos os seguintes exemplos típicos:

HCl_(g)+ H₂ OU_(eu)→ Cl^-_(ac)+ H₃ OU⁺_(ac)

Este é um ácido forte, uma vez que se dissocia completamente e ocorre de forma semelhante com o hidróxido de sódio, que é uma base forte:

NaOH_(s)→ Na⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

Se nos lembrarmos da reação do ácido acético em solução aquosa, notamos que há um Equilíbrio entre as espécies, uma vez que a dissociação não é completa e, portanto, há uma constante de acidez termodinâmica que governa o processo, que se expressa em termos das atividades da espécie; No entanto, em soluções diluídas, pode ser estimado através das concentrações molares:

Ka = C₂ H₃ OU₂^-H₃ OU⁺/HC₂ H₃ OU₂

Já para o caso de bases fracas podemos descrever o grau em que essa base é ionizada se falarmos de sua constante termodinâmica de basicidade, como é o caso da amônia:

Kb = NH₄⁺Oh^-/NH₃

Essas constantes são tabuladas em temperaturas de referência, havendo também uma bibliografia que indica o nível de acidez ou basicidade de certos compostos.

Por fim, faremos referência à autoionização da água, pois como já vimos, a água possui uma base e um ácido conjugado, podendo descrever este fenômeno em sua reação de ionização:

2h₂ OU_(eu)↔ OH^-_(ac)+ H₃ OU⁺_(ac)

Poderíamos definir esse processo como fizemos anteriormente por meio da constante envolvida, que seria:

Kc = H₃ OU⁺Oh^-/ H₂ OU²

Usando um arranjo matemático, poderíamos expressar o produto iônico da água como a seguinte constante:

Kw = H₃ OU⁺Oh^-

Cujo valor a 25ºC é constante e é: 1x10-14, o que implica que, se a solução for neutra, quer dizer igual quantidade de ácido que de base, cada uma das concentrações das espécies iônicas será: 1x10-7 mol / L.

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