8- Defina ácido e base.

Passo 1

O enunciado pede: “Defina ácido e base.”
Informações dadas: nenhuma além da própria solicitação de definição. Vou então explicar cuidadosamente o que significam “ácido” e “base”, mostrar várias definições usadas em química, dar exemplos, mostrar como identificar em exercícios e apontar diferenças práticas entre as definições.

Passo 2

Começando pelo ponto de vista mais simples (útil em muitas questões práticas): a definição de Arrhenius.
Definição de Arrhenius (versão didática): um ácido é uma substância que, quando dissolvida em água, aumenta a concentração de íons H_3O^+ (íons hidrônio, frequentemente escritos também como H^+ de forma abreviada). Uma base é uma substância que, em água, aumenta a concentração de íons OH^-.
Exemplos para fixar:
  • O ácido clorídrico: \mathrm{HCl} + \mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{Cl^-}. Aqui \mathrm{HCl} aumenta [H_3O^+].
  • A hidróxido de sódio: \mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{Na^+} + \mathrm{OH^-}. Aqui \mathrm{NaOH} aumenta [OH^-].
    Observação prática: essa definição funciona bem para soluções aquosas simples, que é o que a maioria das provas pede.

Passo 3

Agora a definição mais geral e muito usada em provas: Brønsted–Lowry. Vou ensinar o conceito com calma.
Definição de Brønsted–Lowry: um ácido é uma espécie capaz de doar um próton ( \mathrm{H^+}); uma base é uma espécie capaz de aceitar um próton.
Por que essa definição é útil? Porque ela funciona mesmo quando não há claramente OH^- no início (por exemplo bases orgânicas como \mathrm{NH_3}).
Exemplos e explicação passo a passo:
  • Reação: \mathrm{HCl} + \mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{Cl^-}. Aqui \mathrm{HCl} doa um próton para \mathrm{H_2O}; então \mathrm{HCl} é ácido (doador) e \mathrm{H_2O} atua como base (aceitadora).
  • Reação: \mathrm{NH_3} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{NH_4^+} + \mathrm{OH^-}. Aqui \mathrm{NH_3} aceita um próton de \mathrm{H_2O}, logo \mathrm{NH_3} é base e \mathrm{NH_4^+} é seu ácido conjugado.
    Conceito importante: pares conjugados ácido/base — quando um ácido doa um próton vira sua base conjugada; quando uma base aceita um próton vira seu ácido conjugado. Ex.: par \mathrm{NH_4^+}/\mathrm{NH_3}.

Passo 4

Outra definição, mais abstrata e poderosa: Lewis. Vou explicar porque às vezes precisamos dela.
Definição de Lewis: um ácido é uma espécie aceitadora de par de elétrons; uma base é uma espécie doadora de par de elétrons.
Quando usar isso? Quando não há prótons envolvidos ou em reações de coordenação (complexos de coordenação, reações de ácido de Lewis como \mathrm{BF_3}).
Exemplo: \mathrm{BF_3} + \mathrm{NH_3} \rightarrow \mathrm{F_3B\leftarrow NH_3\\ }. Aqui \mathrm{BF_3} aceita um par de elétrons de \mathrm{NH_3}, então \mathrm{BF_3} é ácido de Lewis e \mathrm{NH_3} é base de Lewis.
Resumo prático: Arrhenius (foco em água e H_3O^+/OH^-), Brønsted–Lowry (foco em doação/aceitação de prótons) e Lewis (foco em pares de elétrons). Em prova, escolha a definição que melhor se aplica ao enunciado; se for solução aquosa comum, Brønsted–Lowry costuma ser a mais apropriada e segura.

Passo 5

Força de ácidos e bases — isso costuma cair em exercícios. Vou explicar como quantificar.
  • Ácido forte: praticamente se dissocia completamente em água (ex.: \mathrm{HCl}, \mathrm{HNO_3}, \mathrm{H_2SO_4} na primeira ionização). Para ácido forte em concentração c, aproximamos [H_3O^+] \approx c.
  • Ácido fraco: dissocia parcialmente; quantificamos pela constante de acidez K_a. Para o equilíbrio de um ácido genérico \mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H^+} + \mathrm{A^-}, definimos
K_a=\frac{[H^+][A^-]}{[HA]}.
Analogamente para base fraca usamos K_b. Há relação importante em água:
K_w = 10^{-14} = K_a K_b
(à temperatura ambiente, 25^\circ\mathrm{C}; você pode ver K_w variar com a temperatura).
pH: é a forma prática de expressar acidez:
\mathrm{pH} = -\log[H_3O^+].
Exemplo rápido: solução 0,01\\ \mathrm{mol\;L^{-1}} de \mathrm{HCl} (ácido forte) tem [H_3O^+]=0,01, então \mathrm{pH}=-\log(0,01)=2. (Use vírgula conforme convenção.)

Passo 6

Propriedades observáveis e reação de neutralização — é bom decorar para questões conceituais.
  • Ácidos em solução aquosa costumam conduzir eletricidade (devido a íons), reagir com metais liberando \mathrm{H_2} (alguns ácidos), e mudar a cor de indicadores (ex.: papel indicador ou fenolftaleína).
  • Bases também conduzem eletricidade e são escorregadias ao toque (mas nunca experimente em laboratório sem proteção). Mudam cor de indicadores de forma oposta.
    Neutralização: ácido + base → sal + água. Ex.:
\mathrm{HCl} + \mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{NaCl} + \mathrm{H_2O}.
Em termos de íons: \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{OH^-} \rightarrow 2\\ \mathrm{H_2O} (ou simplesmente \mathrm{H^+} + \mathrm{OH^-} \rightarrow \mathrm{H_2O}).

Passo 7

Dicas rápidas para a prova (práticas, de amigo):
  • Se a questão fala explicitamente de solução aquosa e diz algo sobre OH^- ou H^+, pense Arrhenius/Brønsted.
  • Se aparece transferência de próton entre espécies, use Brønsted–Lowry e identifique pares conjugados. Escreva sempre a equação de reação com setas e identifique quem perde \mathrm{H^+} (ácido) e quem ganha (base).
  • Se a reação envolve complexação, catalisadores de Lewis ou ausência de prótons, pense em Lewis.
  • Memorize alguns ácidos e bases fortes comuns e pratique cálculo de pH para soluções de ácidos/bases fortes e fracos.

Passo 8

Recapitulando de forma bem clara antes da resposta final: vou dar definições concisas e prontas para você colar na prova (mas já com a base conceitual que expliquei nos passos anteriores).

Resposta

Arrhenius — ácido: substância que em água aumenta a concentração de \mathrm{H_3O^+}; base: substância que em água aumenta a concentração de \mathrm{OH^-}.
Brønsted–Lowry — ácido: espécie que doa um próton (\mathrm{H^+}); base: espécie que aceita um próton.
Lewis — ácido: espécie aceitadora de par de elétrons; base: espécie doadora de par de elétrons.