Ácido

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Segundo o químico sueco Arrhenius (1887), um ácido é toda substância molecular que, em solução aquosa, sofre ionização e produz como único cátion, o íon H3O . Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:

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Anos mais tarde, em 1923, o físico-químico dinamarquês Brønsted e o também físico-químico inglês Lowry propuseram independentemente a ideia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+). Esta última definição generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.

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No mesmo ano (1923) em que a teoria de Brønsted-Lowry foi formulada, o químico estadunidense Lewis ampliou ainda mais a definição dos ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o próton, segundo esta definição, é um ácido de Lewis (tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.

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As reações de ácidos são generalizadas frequentemente na forma HA H+ + A-, onde HA representa o ácido, e A- é a base conjugada. Os pares ácido-base conjugados diferem em um próton, e podem ser convertidos pela adição ou eliminação de um próton (protonação e deprotonação, respectivamente). Observe que o ácido pode ser a espécie carregada, e a base conjugada pode ser neutra, em cujo caso o esquema de reação generalizada poderia ser descrito como HA+ H+ + A. Em solução existe um equilíbrio entre o ácido e sua base conjugada. A constante de equilíbrio K é uma expressão das concentrações do equilíbrio das moléculas ou íons em solução. Os colchetes indicam concentração, assim [H2O] significa a concentração de [H2O]. A constante de ionização ácida Ka é usada geralmente no contexto das reações ácido-base. O valor numérico de Ka é igual à concentração dos produtos, dividida pela concentração dos reagentes, sendo o reagente o ácido (HA) e os produtos a base conjugada e H+.

Neste caso HOAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio.

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São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos. Considere a notação geral: Hx(Elemento)Oy. Teremos um ácido forte se: y - x >= 2 (y - x > 1).((x.r) -1 >y) Um ácido moderado se: y - x = 1 . Um ácido fraco se: y - x = 0 (y = x)

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Pela teoria de Ahrrenius, existem os conceitos de bases conjugadas. Nesta visão, uma molécula de água, por exemplo, reage com outra, transferindo íon H+, ou seja, uma agindo como ácido e outra como base: Assim, o OH- é a base conjugada da água e o H3O+ é o ácido conjugado da água. É importante notar que, formam-se íons, o que pode ser comprovado pela pequena condutividade residual em água pura (0,056 microS/cm, o que mostra que a reação só ocorre em pequena proporção. Ácidos também se auto-ionizam, como o HF, o H2SO4 e o ácido acético, sendo observadas reações ácido-base desta maneira também nestes solventes.

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Como extensão a teoria de Lewis, criada por Pearson foi criado um conceito de dureza e moleza para ácidos e bases. Estes termos se referem, respectivamente, a dificuldade ou facilidade com que as "nuvens eletrônicas" ("superfície" externa do átomo, região de maior probabilidade dos elétrons mais externos, HOMO) podem ser deformadas.E um desses exemplos é que ele é o único que pode doar , ou seja , ceder prótons que sua carga fica H+ Este ponto de vista é importante para análise de estabilidade/força de ligações entre ácidos e bases, influenciando áreas da química como catálise. Basicamente, ácidos duros como o H+, HF, BF3, AlCl3, formarão ligações mais fortes com bases duras, como OH-, NH3, e ácidos e bases moles farão ligações mais fortes entre si, enquanto ligações duro-mole serão mais fracas ou não ocorrerão. Exemplos de bases moles são PH3, I-. Exemplos de ácidos moles são Hg2+, CuI, BH3.

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A classificação dos ácidos é realizada a partir de vários critérios diferentes, que variam desde a presença ou não de oxigênio até a medida da capacidade de ionização em água.