Acido base

Equilíbrio ácido – base

Reacções ácido – base
Uma reação ácido–base, segundo Brönsted – Lowry, é caracterizada pela transferência de protões entre os reagentes, tendo a espécie que os cede um comportamento ácido e a espécie que os recebe um comportamento básico.
Ionização de uma solução aquosa de ácido acético
CH3COOH (aq) + H2O (l) « CH3COO- (aq) + H3O+ (aq)
Pares ácido – base conjugados
CH3COOH / CH3COO; H3O+ / H2O
O ião acetato, ou etanoato, é a base conjugada do ácido acético, ou etanóico.
Ionização de uma solução aquosa de amoníaco
NH3 (aq) + H2O (l) « NH4+ (aq) + OH- (aq)
Pares ácido – base conjugados
H2O / OH- ; NH4+ / NH3
O catião amónio é o ácido conjugado do amoníaco.
Os pares conjugados ácidos – base traduzem o par de substâncias, primeiro a espécie ácida e depois a espécie básica, que diferem entre si de um protão.
A água é uma espécie anfotérica, ou anfiprótica, porque tanto pode apresentar comportamento básico como ácido. É este comportamento da água que justifica a sua auto – ionização, que é traduzida pela seguinte equação:
2 H2O (l) « H3O+ (aq) + OH- (aq)
Extensão das reacções de ácido – base
A extensão destas reacções é avaliada pelos valores das suas constantes de equilíbrio, que, convém recordar, só variam com a temperatura.
Para ácidos fortes, que possuem um grau de ionização muito elevado, uma vez que sofrem um processo de ionização muito extenso, que se pode considerar completo ou quase completo, não faz sentido falar de constante de equilíbrio. Como exemplos de ácidos fortes temos os ácidos monopróticos HClO4, ácido perclórico, HClO3, ácido clórico, HCl, ácido clorídrico ou HNO3, ácido nítrico.
Para ácidos fracos, como é o caso do ácido acético, cuja equação de ionização está acima indicada, a constante de equilíbrio da ionização do ácido, ou constante de acidez, representada por Ka, é dada por:

Como, geralmente, se trata de soluções diluídas, a concentração da água permanece constante no decorrer da reacção e, como