Ácidos e Bases: Conceitos Gerais

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Ácido de Arrhenius

Substância que, em solução aquosa, se ioniza liberando exclusivamente íons H+ (ou H3O+) como cátions. Teoria de Arrhenius.

Base de Arrhenius

Substância que, em solução aquosa, se dissocia liberando exclusivamente íons hidroxila (OH-) como ânions. Teoria de Arrhenius.

Ácido de Brønsted-Lowry

Espécie química (molécula ou íon) capaz de doar um próton (íon H+) para outra espécie. Teoria de Brønsted-Lowry.

Base de Brønsted-Lowry

Espécie química (molécula ou íon) capaz de aceitar um próton (íon H+) de outra espécie. Teoria de Brønsted-Lowry.

Ácido de Lewis

Espécie química capaz de aceitar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada. Teoria de Lewis.

Base de Lewis

Espécie química que possui um par de elétrons não compartilhado disponível para doar a outra espécie. Teoria de Lewis.

Par conjugado ácido-base

Duas espécies químicas que diferem entre si apenas pela presença ou ausência de um único próton (H+). Teoria de Brønsted-Lowry.

Substância anfótera (anfiprótica)

Espécie capaz de atuar tanto como ácido quanto como base, doando ou aceitando prótons (como a água). Teoria de Brønsted-Lowry.

Autoionização da água

Reação de equilíbrio na qual moléculas de água transferem prótons entre si, gerando H3O+ e OH-. Teoria de Brønsted-Lowry.

Produto iônico da água (Kw)

Constante de equilíbrio da autoionização da água, expressa pelo produto das concentrações de H3O+ e OH- (10^-14 a 25 °C).

pH (potencial hidrogeniônico)

Medida logarítmica negativa da atividade ou concentração de íons H+ em uma solução aquosa (pH = -log[H+]).

pOH (potencial hidroxilionífico)

Medida logarítmica negativa da atividade ou concentração de íons OH- em uma solução aquosa (pOH = -log[OH-]).

Constante de acidez (Ka)

Constante de equilíbrio que quantifica a força e a extensão da ionização de um ácido em solução aquosa.

Constante de basicidade (Kb)

Constante de equilíbrio que quantifica a força e a extensão da dissociação ou protonação de uma base em água.

pKa

Logaritmo negativo da constante de acidez (pKa = -log Ka); quanto menor o valor, mais forte é o ácido.

pKb

Logaritmo negativo da constante de basicidade (pKb = -log Kb); quanto menor o valor, mais forte é a base.

Ácido forte

Ácido que se ioniza praticamente a 100% em meio aquoso diluído, apresentando Ka muito elevado. Teoria de Arrhenius e Brønsted-Lowry.

Ácido fraco

Ácido que se ioniza apenas parcialmente em solução aquosa, estabelecendo um equilíbrio químico dinâmico.

Base forte

Composto que se dissocia ou reage de forma praticamente completa em água liberando íons OH-. Teoria de Arrhenius.

Base fraca

Substância que se dissocia ou ioniza parcialmente em água, mantendo equilíbrio com sua forma não protonada.

Grau de ionização (alfa)

Razão entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas no início da dissolução.

Reação de neutralização

Reação clássica entre um ácido e uma base que forma tipicamente sal e água. Teoria de Arrhenius.

Aduzido de Lewis

Composto de coordenação formado pela doação direta de um par de elétrons de uma base para um ácido. Teoria de Lewis.

Íon hidrônio (H3O+)

Próton solvatado por uma molécula de água, representando a forma real do íon hidrogênio em meio aquoso.

Íon hidroxila (OH-)

Ânion poliatômico liberado por bases em solução aquosa, característico de meios alcalinos. Teoria de Arrhenius.

Solução tampão

Solução formada por um par conjugado fraco que resiste a variações bruscas de pH após adição de ácidos ou bases.

Capacidade tamponante

Quantidade de ácido ou base forte que uma solução tampão pode absorver antes de sofrer variação significativa de pH.

Ácido monoprótico

Ácido capaz de doar apenas um próton por molécula durante a ionização (ex.: HCl, HNO3). Teoria de Brønsted-Lowry.

Ácido poliprótico

Ácido que possui mais de um próton ionizável por molécula, liberados em etapas sucessivas (ex.: H2SO4, H3PO4).

Hidrólise salina

Reação dos íons de um sal dissolvido com a água, podendo alterar o pH da solução para ácido ou básico.

Indicador ácido-base

Ácido ou base fraca cuja forma protonada e forma desprotonada apresentam colorações distintas em solução aquosa.

Ponto de viragem

Faixa estreita de pH em que um indicador ácido-base muda perceptivelmente de cor durante uma titulação.

Ponto de equivalência

Momento estequiométrico exato em que a quantidade de ácido equivale precisamente à quantidade de base adicionada.

Ponto final da titulação

Momento experimental em que se interrompe a titulação, geralmente sinalizado pela mudança de cor do indicador.

Titulação ácido-base

Método analítico quantitativo para determinar a concentração de uma solução ácida ou básica usando um padrão.

Equação de Henderson-Hasselbalch

Equação que relaciona o pH de uma solução tampão ao pKa do ácido e às concentrações do par conjugado.

Efeito do íon comum

Deslocamento de equilíbrio que suprime a ionização de um ácido ou base fraca pela adição de um de seus íons.

Ácido de Lewis duro (conceito HSAB)

Espécie aceptora de elétrons pequena, com alta densidade de carga positiva e baixa polarizabilidade. Teoria HSAB de Pearson.

Base de Lewis dura (conceito HSAB)

Espécie doadora de elétrons pequena, altamente eletronegativa e de baixa polarizabilidade. Teoria HSAB de Pearson.

Ácido de Lewis mole (conceito HSAB)

Espécie aceptora grande, com baixa carga e alta polarizabilidade de sua nuvem eletrônica. Teoria HSAB de Pearson.

Base de Lewis mole (conceito HSAB)

Espécie doadora de elétrons grande, de baixa eletronegatividade e facilmente polarizável. Teoria HSAB de Pearson.

Superácido

Ácido com acidez maior do que a do ácido sulfúrico a 100%, com alta capacidade de protonação. Teoria de Brønsted/Lewis.

Superbase

Composto extremamente reativo com afinidade por prótons superior à do íon hidróxido em meio aquoso.

Efeito nivelador do solvente

Fenômeno em que ácidos ou bases fortes parecem ter a mesma força porque reagem totalmente gerando os íons do solvente.

Efeito diferenciador do solvente

Capacidade de um solvente menos básico ou ácido de discriminar a força relativa entre ácidos ou bases fortes.

Óxido ácido (anidrido)

Óxido covalente que reage com água formando um ácido ou com bases formando sal e água (ex.: SO3, CO2).

Óxido básico

Óxido predominantemente iônico que reage com água formando uma base ou com ácidos formando sal e água (ex.: Na2O).

Óxido anfótero

Óxido metálico capaz de reagir tanto com ácidos fortes quanto com bases fortes produzindo sal e água (ex.: Al2O3).

Ligante químico

Molécula ou íon que atua como base de Lewis, doando pares de elétrons para um cátion metálico central.

Constante de hidrólise (Kh)

Constante de equilíbrio para a reação entre um íon hidrolisável proveniente de sal e a água (Kh = Kw/Ka ou Kw/Kb).

Ácido não oxigenado (hidrácido)

Ácido binário formado por hidrogênio e um ametal sem a presença de oxigênio em sua fórmula (ex.: HCl, H2S).

Oxiácido

Ácido que contém oxigênio ligado a átomos de hidrogênio e a um elemento central ametálico ou metálico (ex.: HNO3).