Acido base

Índice
1. Acido-base 3
1.1. Teoria acido e bases de Arrhenius 3
1.2. Teoria acido-base segundo Bronsted-Lowry 4
1.3. Teoria acido-base de Lewis 5
2. Força relativa dos ácidos e bases 6
3. Constante de acidez (Ka) e de basicidade (Kb) 7
3.1. Ácidos e bases polipróticos 8
3.2. Auto - ionização da agua 8
3.3. Relação entre Ka, Kb e Kw 9
3.4. Relação entre pKa, pKb e pKw. 10
3.5. Grau de Ionização 11
3.5.1. Constante de ionização (Ki) 11
3.5.2. Lei de diluição de Ostwald 12
4. Escala pH e pOH 13
4.1. Medida de pH 13
4.2. PH e sua importância 13
4.3. Calculo do ph e pOH 13
a) Para ácidos e bases fortes 13
b) Para acidos e bases fracos 14
5. Hidrolise de sais 14
5.1. Sais de acido fraco e base forte 14
5.2. Sais de acido forte e base fraca 15
5.3. Sais de acido e base forte 15
5.4. Sais de acido e base fraca 16
6. Solução tampão 16
6.1. Calculo do pH de soluções tampão 16
6.2. Importância da solução tampão 17

Introdução
Desde a antiguidade que se classificam as substâncias como ácidos ou como bases: O vinagre parece ter sido o primeiro ácido conhecido (sabor amargo) As bases eram conhecidas por serem escorregadias ao tacto e pelas suas propriedades anti – ácidas.

Acido-base Teoria acido e bases de Arrhenius Acido é uma substancia que em solução aquosa liberta os iões H+ (H3O+). Exemplos: HCl + H2O → H+ + Cl- ; H2SO4 + H2O → H+ + SO42-.

Base é uma substancia que solução aquosa liberta iões OH-. Exemplos: KOH + H2O → K+ + OH- ; Ca(OH)2 + H2O → Ca2+ + 2OH- .
Na visão de Arrhenius, a neutralização é definida como sendo a combinação de H+ e OH- para formar H2O.
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(aq).
A definição de Arrhenius mostra-se limitada pelos seguintes motivos: Ela está restrita para ácidos e bases em solução aquosa; Para alem dos iões H+ e OH-, ela ignora outras espécies químicas que se combinam com esses iões; Não aponta para a basicidade de algumas