equilibrio quimico

Equilíbrio Ácido e Base Ácidos e bases de Arrhenius
Segundo o químico Sueco Arrhenius (1889), um ácido é toda substância que, em solução aquosa, produz como único catião, o anião H+ Um exemplo é oácido clorídrico, de fórmula HCl:

Arrehenius sugeriu que o ácido fortes se dissociavam completamente em solução aquosa e que os ácidos fracos se dissociavam parcialmente restando uma grande parte do ácido não dissociada. Assim, uma solução de ácido etanóico (ácido acético) podia ser representada pelo seguinte equilíbrio:
CH3COOH↔ CH3OO- + H+
Uma base foi definida como uma substância que, contendo grupos OH, em solução aquosa libertam iões OH-.
NaOH(aq) + H2O → Na+(aq) + OH-(aq)
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-
Os químicos verificaram que o ião H+ era simplesmente um protão, consequentemente era improvável que o ião pudesse existir independentemente numa solução aquosa. Acreditou que os iões H+ estivessem associados as moléculas polares de água em soluções aquosas como iões H3O+. Estes são chamados de iões hidrónios.
Representação da associação de ácidos em água:
HI(aq) + H2O(l) → H3O+ + I-(aq)
CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ CH3COO- (aq) + H3O+ (aq)
Limitações dessa definição:
Elaesta limitada ao comportamento dos ácidos e bases em solução aquosa.
Para além dos iões H+e o OH-,ela ignora outras espécies químicas que se combinam com os iões H+e OH-.
Ela não permite explicar o facto de outras substâncias, qua não tendo na sua combinação os iões H+e OH, reagirem com a água aumentando a concentração destes iões
Conceito de Bronsted e Lowry
Anos mais tarde, em 1923, o físico-químico Dinamarquês Bronsted etambém o físico-químico inglêsLowrypropuseram independentemente a ideia de que ácido é uma substância que pode ceder protões (iões H+) e base é uma espécie que recebe protões H+( de um acido).
Assim a relação entre ácido e base é:
Os pares: HI/I- e H3O+/H2O, são chamados pares conjugados ácido- base.
HI(aq)+H2O(l) ↔ H3O+(aq) + I-(aq)
Pares conjugados ácidos/base é