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Um indicador reage, em solução, e tem em equilíbrio as suas formas HInd e Ind−:

HInd+H₂O⇄Ind−+H₃O⁺

podendo posteriormente reagir com iões hidrónio, H3O⁺, ou iões hidróxido, OH−, presentes na solução.

As formas HInd e Ind− têm cor diferente, o que permite distinguir qual o carácter ácido ou básico da solução em que o indicador se encontra.

A zona de viragem de um indicador corresponde aos valores de pH em que há misturas das cores representantes das formas ácida e básica do indicador.

Tabela de indicadores ácido-base

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CURVAS DE TITULAÇÃO E INDICADORES ÁCIDO-BASE  | Química | Khan Academy

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TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO COM UMA BASE FORTE | Química | Khan Academy

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Efeito da variação da temperatura no valor de pH de uma solução

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Efeito da variação da temperatura no valor de pH de uma solução

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Aplicando a Lei de Le Châtelier a esta reação, que é uma reação endotérmica, o aumento de temperatura irá aumentar a concentração do ião hidrónio (H3O⁺) pelo que o valor de pH vai diminuir (a concentração do ião hidróxido, OH−, também vai aumentar).

Se a temperatura da solução diminuir o valor do pH irá aumentar.

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Como a água é uma substância anfotérica, acontece a autoprotólise da água (autoionização da água):

H₂O (l)+H₂O (l)⇄H₃O⁺(aq)+OH−(aq)

Em que uma das moléculas de água funciona como ácido e a outra como base.

Este equilíbrio é muito pouco extenso e a sua constante de equilíbrio é chamada produto iónico da água, KW:

KW=[H3O⁺][OH−]

KW=1,0×10−14 (a 25 ºC)

A 25 °C o produto iónico da água é igual a 1,0 × 10⁻¹⁴, logo [H3O⁺] = [OH−] = 1,0 × 10⁻⁷ mol dm⁻³.

A reação de autoprotólise da água é endotérmica, por isso o valor de KW aumenta com o aumento de temperatura.

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Figura 8 – Titulação de uma base fraca com um ácido forte. O ponto de equivalência é menor que 7 (25 °C).

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Figura 7 – Titulação de uma base fraca com um ácido fraco. O ponto de equivalência é igual a 7 (25 °C).

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Figura 6 – Titulação de uma base forte com um ácido fraco. O ponto de equivalência é maior que 7 (25 °C).

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Figura 5 – Titulação de uma base forte com um ácido forte. O ponto de equivalência é igual a 7 (25 °C).

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Figura 4 – Titulação de um ácido fraco com uma base forte. O ponto de equivalência é maior que 7 (25 °C).

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Figura 3 – Titulação de um ácido fraco com uma base fraca. O ponto de equivalência é igual a 7 (25 °C).

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Figura 2-Titulação de um ácido forte com uma base fraca. O ponto de equivalência é menor que 7 (25 °C).

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A curva de titulação é um gráfico do valor de pH de determinada solução em função do volume de titulante gasto na titulação.
O pH do ponto de equivalência depende das forças relativas do ácido e da base envolvidos na titulação.

Figura 1 - Titulação de um ácido forte com uma base forte. O ponto de equivalência é igual a 7 (25 °C).

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Para uma titulação é necessário o uso de uma bureta, onde será colocada a solução de titulante. A bureta permite medir o volume exato de titulante gasto para atingir o ponto final da titulação.

O titulado deverá ser colocado num Erlenmeyer o que facilita a agitação da solução resultante durante o processo de adição de titulante.

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O ponto final da titulação corresponde à interrupção da titulação. Este ponto é determinado através de um indicador ácido-base ou um medidor de pH.

No caso de um indicador o ponto é atingido quando há alteração visual do indicador (mudança de cor), pelo que é importante a escolha adequada do indicador. A zona de viragem deve conter o ponto de equivalência da titulação. Quando mais pequeno for o intervalo da zona de viragem de um indicador melhor é a precisão da informação adquirida.

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Força relativa de alguns ácidos comuns suas bases conjugadas.

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Força relativa de alguns ácidos comuns suas bases conjugadas.

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A volumetria utiliza a medição de volumes para determinação da concentração de uma solução.
Quanto mais rigorosa for a determinação do volume mais rigoroso é o valor da concentração determinado.

É necessário conhecer a estequiometria da reação a usar.

A concentração é calculada a partir do pressuposto de que há uma reação completa. O ponto de equivalência é quando as quantidades de ácido e base reagiram de acordo com a estequiometria.

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Escreve-se sempre em primeiro lugar a espécie com comportamento de ácido.

Quanto mais forte for um ácido/base, mais fraca é a sua base/ácido correspondente.

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Uma reação ácido-base, segundo a Teoria protónica (de Brönsted e Lowry) , acontece quando uma espécie química, ácido, cede um ião H⁺ para uma espécie química, que é a sua base conjugada.

Par conjugado ácido-base

Ao conjunto de uma espécie química, que irá perder um H⁺, e a correspondente espécie que o perdeu, chama-se par conjugado ácido-base.

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O C do CO₂ atua como um ácido de Lewis porque recebe o par de elétrons do oxigênio da água, que, por sua vez, atua como a base de Lewis. Mas ela também doa um próton (H⁺), sendo uma base de Brønsted-Lowry, e o O do CO₂ recebe esse próton, sendo também um ácido de Brønsted.

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Química Simples #50 - [Lewis] - Definição de Ácidos e Bases (Conceito)

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Química do Sucesso com o Prof.Carlos André

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Ácido é toda espécie química que aceita receber um par de elétrons .

Base é toda espécie química capaz de oferecer um par de elétrons .

Exemplo: Reação entre amónia e o trifluoreto de boro:

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A amónia possui um par de elétrons que é capaz de fornecer e é exatamente por isso que ela também atua como uma base de Bronsted-Lowry, pois ela pode compartilhar esse par de elétrons com um íon H⁺, recebendo, portanto, esse próton.
No exemplo abaixo, temos um ácido de Lewis e de Bronsted-Lowry, e uma base de Lewis e de Bronsted-Lowry:

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Teoria ácido-base de Lewis ou teoria eletrónica

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Teoria ácido-base de Lewis ou teoria eletrónica

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A teoria de Gilbert Newton Lewis foi criada em 1923 junto à teoria protónica de Bronsted-Lowry. Ela diz o seguinte:

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O pOH é definido em relação à concentração do ião hidróxido tal como o pH é definido em função da concentração do hidrónio, ou seja:
pOH=−log[OH−]

Relação entre pH e pOH

O limite máximo da escala de pH, para cada temperatura, é a soma ente o pH e o pOH da solução. À temperatura de 25 °C:

pH+pOH=14

Desta relação:

Solução ácida (a 25 ºC):
pH < 7
[H3O⁺] > 10⁻⁷ mol dm-3
[OH−] < 10⁻⁷ mol dm-3

Solução básica (a 25 ºC):

pH > 7

[H3O⁺] < 10⁻⁷ mol dm⁻³

[OH−] > 10⁻⁷ mol dm-3

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A 25 °C, se [H3O⁺] = 1,0 x 10⁻⁷ mol dm⁻³, a solução terá pH= 7.

Solução ácida: [H3O⁺] > 1,0 x 10⁻⁷ mol dm⁻³, pH a 25 °C)

Solução neutra: [H3O⁺] = 1,0 x 10⁻⁷ mol dm⁻³, pH = 7 (a 25 °C)

Solução básica: [H3O⁺] < 1,0 x 10⁻⁷ mol dm⁻³, pHpH > 7 (a 25 °C)

Cálculo da concentração de hidrónio a partir do pH

A função inversa do logaritmo de base 10 permite calcular a concentração de H3O+  a partir do valor do pH:

[H₃O⁺]=10−pH

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Sorensen propôs uma escala baseada na concentração do ião hidrónio, para determinar a acidez de uma solução:

pH=−log[H3O⁺]

Em que a concentração do ião hidrónio é expressa em mol dm⁻³.

Quanto mais forte for um ácido, maior será a concentração de iões H3O+ na solução.

A escala de pH tem como limite superior, a 25 °C, o valor 14 (devido ao valor do KW da água a essa temperatura).

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Só em 1810 é que Humphry Davy afirma que deveria ser o hidrogénio, e não o oxigénio, o responsável pelo carácter ácido de uma substância.

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O ácido é toda  a substância que num meio aquoso dissocia-se, formando íons H+.
A base é toda a substância que  num meio aquoso dissocia-se, formando íons OH⁻.

Em função da constante de dissociação o ácido ou base podem ser classificadas em: forte ou fraca.

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Observe que o HCl atuou como um ácido porque doou um próton (um átomo de hidrogênio que pode transferir-se como núcleo) para a amônia, formando o cátion amônio NH₄⁺.

Porém, essa teoria também possui as suas limitações.
Entre elas, está o fato de que ela necessita da presença do hidrogênio. Por isso, surgiu a próxima teoria ácido-base.

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Química Simples #49 - [Brönsted-Lowry] - Definição de Ácidos e Bases (Conceito)

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Ácido – Substância dadora de protons H⁺(aq).

Base – Substância recetora de protons H⁺(aq).

A doação de um protão por uma substância, que desta maneira demonstra o seu caráter ácido, implica a aceitação desse protão por outra substância, a base.
Isso significa que, para uma substância atuar como ácido de Bronsted, ela precisa estar na presença de uma base de Bronsted.
A susbtância não vai simplesmente liberar o próton sozinha, mas somente se for transferir para a base.

Por exemplo, o HCl mencionado anteriormente como sendo um ácido de Arrhenius é também um ácido de Brønsted, pois quando ele reage com a água, esta atua como uma base de Brønsted, recebendo o próton:
HCl(g)+ H ₂ O(l) → H ₃ O⁺(aq) + Cl⁻(aq).

Mas essa teoria não precisa da presença de água. Isso é visto, por exemplo, na reação entre o HCl e a amónia, mostrada a seguir:

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Química Simples #44 - [Ácido de Arrhenius] - Definição

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Uma base de Arrhenius é definida como qualquer espécie que aumenta a concentração de íons hidroxila, OH−, em solução aquosa. Um exemplo de uma base de Arrhenius é o altamente solúvel hidróxido de sódio, NaOH.
O hidróxido de sódio dissocia-se em água da seguinte maneira:

NaOH(aq)→Na⁺(aq)+OH−(aq)

Em água, o hidróxido de sódio se dissocia completamente formando os íons OH− e Na⁺, o que resulta em um aumento da concentração de íons hidroxila.
Logo, NaOH é uma base de Arrhenius. Bases de Arrhenius comuns incluem outros hidróxidos das Famílias 1 e 2 como LiOH e Ba(OH)₂​.

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Química Simples #47 - [Base de Arrhenius] - Definição e Grau de Força

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Um ácido de Arrhenius é qualquer composto que aumenta a concentração do H⁺ em solução aquosa.
Em solução aquosa, os íons H⁺ reagem instantaneamente com a água formando íons hidrônio, H3​O⁺.

Em uma reação ácido-base, ou neutralização, um ácido e uma base de Arrhenius geralmente reagem para formar água e um sal.

Segundo Arrhenius, um ácido é uma substância que em solução aquosa origina iões H+H+.

HClHCl é um ácido segundo Arrhenius porque:

HCl (aq)→H+(aq)+Cl−(aq)

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Um ácido, em solução aquosa, aumenta a concentração dos iões hidrónio H₃O+ e uma base, em solução aquosa, provoca o aumento dos iões hidróxido OH−.
Como as concentrações destes iões estão relacionadas entre si (quando uma aumenta a outra diminui) é possível utilizar apenas uma delas para determinar o carácter ácido ou básico de uma solução.

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Esta teoria foi proposta por Brönsted e Lowry, em 1923, e veio colmatar as falhas da Teoria de Arrhenius.

Em trabalhos independentes chegaram à mesma conclusão: é a capacidade de transferir protões H⁺ (aq) que faz com que uma substância tenha comportamento característico de ácido ou de base.

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A teoria de Arrhenius para ácidos e bases foi proposta originalmente pelo químico sueco Svante Arrhenius em 1884.
Arrhenius aplica os seus resultados de trabalho de doutoramento (pelo qual lhe foi atribuído o Prémio Nobel da Química em 1903) para explicar a origem dos comportamentos ácido e base de substâncias.
Arrhenius definiu os ácidos como substâncias que contêm hidrogénio em sua fórmula e que em soluções aquosas se dissociam ou ionizam formando íons H⁺ e as bases como substâncias que contêm a hidroxila em sua fórmula e se dissociam formando íons OH⁻ .
Assim, a produção de íons H ⁺ ou de íons OH⁻ em solução aquosa é, de acordo com Arrhenius, a responsável pelas propriedades ácidas e básicas de substâncias, respectivamente
Ele sugeriu a classificação de certos compostos como ácidos ou bases com base nos íons formados por eles quando adicionados à agua.

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Desde a antiguidade que os comportamentos e as propriedades dos ácidos e das bases são conhecidos.

Os ácidos têm sabor azedo. O nome vem da palavra latina para azedo: acidus. Geralmente, as soluções ácidas reagem com os metais libertando H₂. As soluções ácidas são eletrolíticas (transportam eletricidade).

As bases, ou alcalinas, apresentam um gosto amargo e são escorregadias ao tato. Como muitas cinzas têm estas propriedades, o nome vem da expressão árabe para cinza: al kali. As suas soluções são condutoras de eletricidade.

Aspetos históricos

Lavoisier concluiu que existia um elemento químico que era o responsável pelo comportamento ácido de uma substância. O nome do elemento oxigénio foi criado por Lavoisier, porque achava que era este elemento o responsável pelo aparecimento dos ácidos: oxys + genes.