Phmetria

PHMETRIA

Ácidos
Conceito de Arrhenius:
Ácido é toda substância que ao se dissociar em solução libera como cátion o íon hidrogênio (H+).
Ex.: HCl em água H+ + ClÁcido clorídrico

H2SO4

em água

H+ + HSO4-

Ácido sulfúrico

Conceito de Brönsted e Lowry:
Ácido é um doador de prótons.
Obs: O íon H+ é simplesmente um próton

Íon Hidrogênio
É um núcleo positivo de um átomo de hidrogênio que perdeu seu único elétron.
Por ser uma partícula pequena e com uma carga positiva, o íon H+ é altamente reativo.
Em solução aquosa ele se hidrata, ou seja se combina com o oxigênio (parcialmente negativo) da molécula de água.

Ex.:

H+ + H2O

H3O+
Íon Hidrônio

Bases
Conceito de Arrhenius:
Base é toda substância que ao se dissociar em solução aquosa libera como ânion o íon hidroxila (OH-).
Ex.: NaOH

em água

Na+ + OH-

Conceito de Brönsted e Lowry:
Base é um receptor de prótons.
Ex.: OH- + H+
H2O

Água
 Assim como os ácidos e as bases, as moléculas de água também sofrem dissociação:

H2O
H+ + H2O

H+ + OHH3O+

Ou resumindo:

2H2O

H3O+ + OH-

Assim, a água atua como doador e receptor de prótons

Água
 A água pura apresenta quantidades pequenas, porém iguais, de íons
H+ (ou H3O+) e OH- sendo uma solução neutra.

[ H3O+] [OH-]
Lei da ação das massas: K =
[H2O]
K.[H2O] = Kw = [ H3O+] [OH-] = 10-14

Assim, numa solução neutra: [ H3O+ ] = 10-7 M
[ OH- ] = 10-7 M

Origem do pH
Devido as baixas concentração de H+ nas soluções aquosas, em 1909 Søren Sørensen desenvolveu a escala de pH (potencial hidrogeniônico), que consiste em usar o logarítimo da [H+] como medida de acidez e basicidade das soluções.
Assim, pH = log __1__
[H+]
Ou, pH = - log [H+]

Obs: [ H3O+] = [H+] para fins didáticos

Acidez e Basicidade
 A acidez e a basicidade (alcalinidade) de uma solução aquosa dependem dos números relativos de H+ e OH- presentes na solução.
Como a água pura apresenta quantidades iguais de