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158 Química Geral e Reações Químicas - Volume 1 
5.3 Ácidos e Bases 
Os ácidos e as bases, duas classes importantes de compostos, têm algumas propriedades em comum. Soluções de ácidos ou de 
bases, por exemplo, podem mudar a cor de pigmentos vegetais (Figura 5.6). Você talvez já tenha visto um ácido mudar a cor do 
tornassol, corante derivado de alguns tipos de líquen, de azul para vermelho. Se um ácido fez com que o papel de tornassol azul 
ficasse vermelho, a adição de uma base irá reverter o processo, tornando o papel azul outra vez. Assim, os ácidos e as bases parecem 
ser opostos. Uma base pode neutralizar o efeito de um ácido e um ácido pode neutralizar o efeito de uma base. 
• Ácidos Fracos 
Acidas e bases comuns são listados na Tabela 5.2. 
Há muitos outros ácidos fracos e bases fracas, muitos 
dos quais são substâncias naturais. Os ácidos acético 
e oxálico estão entre eles. Todos estes ácidos natu-
rais contém grupos C02H. (O H deste grupo é perdido 
como W ). Esta característica estrutural é típica de 
centenas de ácidos orgânicos. (Capítulo 11) 
Ácido oxálico 
Grupo carboxilas 
Ácido acético 
CH 3C02H 
ÁCIDOS 
Os ácidos têm propriedades características. Produzem bolhas do gás CO2 quando 
adicionados a um carbonato metálico tal como CaC03 e reagem com muitos metais, 
produzindo o gás hidrogênio, H2 (Figura 5.6) . Embora jamais se deva experimentar 
o sabor de substâncias no laboratório, você já deve ter experimentado o sabor azedo 
de ácidos como o ácido acético (em vinagre), ou o ácido cítrico, normalmente en-
~ontrado em frutas e adicionado a doces e refrigerantes. 
As propriedades dos ácidos podem ser interpretadas em termos de uma caracte-
rística comum a todas as moléculas de ácidos. 
Um ácido é uma substância que, quando dissolvida em água, aumenta a 
concentração de íons hidrogênio, H+(aq), na solução. 
Um dos ácidos mais comuns é o ácido clorídrico, que se ioniza em água para 
formar um íon hidrogênio, H+(aq), e um íon cloreto, Cl- (aq). 
HCl(aq)~W(aq) + Cnaq) 
ácido clorídrico, 
eletrólito forte 
= 100% ionizado 
Por ser completamente convertido aos íons em solução aquosa, o HCI é um 
ácido forte (e um eletrólito forte) . Veja outros ácidos comuns na Tabela 5.2. 
+- Ácidos mais fortes Bases mais fortes ---+ 
Ca) O suco de repolho roxo é normalmente roxo-azulado. 
Ao adicionarmos ácido, ele se torna mais vermelho. A 
2 'ção de uma base produz uma cor amarela. 
(b) Um pedaço de coral (em sua maior parte 
CaCO,) dissolve-se em ácido, formando 
0, gasoso. 
(c) ° zinco reage com o ácido 
clorídrico para produzir cloreto 
de zinco e gás hidrogênio. 
5.6 Algumas propriedades de ácidos e bases. (a) As cores de certos corantes naturais, como o suco de repolho roxo, são afetadas por ácidos 
E cases.. (b) Os ácidos reagem prontamente com a pedra calcária (CaC03) e outros carbonatos metálicos para produzir CO2 gasoso e um sal. (c) Os 
áó:ias reagem com muitos metais para produzir gás hidrogênio e um sal metálico. 
Capítulo 5 Reações em Solução Aquosa 159 
PERSPECTIVAS EM QUíMICA 
Ácido Sulfúrico 
Há muitos anos o ácido sulfúrico é o produto químico produzido em maior escala nos Estados Unidos (e em muitos outros países industria-
lizados). Aproximadamente 40-50 milhões de toneladas são produzidas anualmente nos Estados Unidos. ° ácido é tão importante para 
a economia das nações industrializadas que alguns economistas afirmaram que a produção de ácido sulfúrico é uma medida da força da 
indústria de uma nação. 
° ácido sulfúrico é um líquido incolor, viscoso, com uma densidade de 1,84 g/mL e um ponto de ebulição de 337°C. Ele tem diversas 
propriedades desejáveis, o que faz com que ele seja largamente utilizado: sua produção é mais barata do que a de outros ácidos, é um 
ácido forte, pode ser armazenado em recipientes de aço, reage prontamente com muitos compostos orgânicos para produzir produtos 
úteis, e reage prontamente com a cal (CaO), a base menos cara e de maior disponibilidade. 
A primeira etapa na preparação industrial do ácido sulfúrico é combustão do enxofre em ar para formar o dióxido de enxofre. 
58(s) + 8 02(g) ~ 8 502(g) 
Este gás é combinado então com mais oxigênio, na presença de um catalisador, para 
formar o trióxido de enxofre, 
2 502(g) + 02(g) ~ 2 503(g), 
que pode formar o ácido sulfúrico quando absorvido pela água. 
503(g) + H20(R) ~ H2504(aq) 
Atualmente, mais de dois terços da produção são utilizados na industria de fertilizan-
tes à base de fosfato, que faz o fertilizante "superfosfato" por meio do tratamento de 
rochas de fosfato com ácido sulfúrico. 
2 CaSF(P04h(s) + 7 H2504(aq) + 3 H20(f ) ~ 3 Ca(H2P04h· H20(s) + 7 Ca504(s) + 2 HF(g) ° restante é utilizado para fabricar pigmentos, explosivos, álcool, polpa de madeira e 
papel, detergentes e como um componente das baterias de armazenamento de energia. Alguns produtos dependem do ácido sulfúri-
co para sua manufatura ou uso. 
Muitos ácidos, como o ácido sulfúrico, podem fornecer mais de 1 moI de H+ por moI de ácido. Isto ocorre em duas etapas. 
Ácido Forte: 
Ácido Fraco: 
ácido sulfúrico 
100% ionizado 
íon 
hidrogênio 
íon 
hidrogenossulfato 
HS04 -(aq) ~ W(aq) + SO/ - (aq) 
íon hidrogenossulfato 
< 100% ionizado · 
• <. 
íon 
hidrogênio 
íon 
sulfato 
A primeira reação de ionização é essencialmente completa, de modo que o ácido sulfúrico é considerado um ácido forte (e, 
portanto, um eletrólito forte). Porém, o íon hidrogenossulfato (HS04-), como o ácido acético (Figura 5.2), é apenas parcialmente 
ionizado em solução aquosa. ° íon hidrogenossulfato e o ácido acético são consequentemente classificados como ácidos fracos. 
BASES 
° íon hidróxido é uma característica das bases, de modo que podemos imediatamente reconhecer hidróxidos metálicos como 
bases a partir de suas fórmulas. Embora a maioria de hidróxidos metálicos seja insolúvel (Figura 5.3c), alguns dissolvem-se em 
água, o que conduz a um aumento na concentração de íons OH- em solução. 
Uma base é uma substância que, quando dissolvida em água, aumenta a concentração de íons hidróxido, OH-, na água. 
Compostos que contêm íons hidróxido, tais como hidróxido de sódio ou hidróxido de potássio, são bases óbvias. Esses com-
postos solúveis em água são base fortes (e eletrólitos fortes) . 
NaOH(s)~Na+ (aq) +OH -(aq) 
hidróxido de sódio, 
base solúvel, eletrólito forte 
= 100% dissociado 
íon 
hidróxido 
160 Química Geral e Reações Químicas - Volume 1 
I 
UM EXAME MAIS DETALHADO 
íons H+ em Água 
o íon H+ é um átomo do hidrogênio que perdeu seu elétron. Somente o nú-
cleo, um próton, permanece. Uma vez que o próton tem aproximadamente 
1/100.000 do tamanho de um átomo ou do íon médio, moléculas de água po-
dem se aproximar bastante, e o próton e as moléculas de água são fortemente 
atraídos. Na verdade, o íon H+ em água é mais bem representado pela combi-
nação de H+ e H 20, H30+, chamada de íon hidrônio ou hidroxônio. Esse íon é 
formado pela combinação de H+ e H30+. Experimentos mostram também que 
existem outras formas do íon em água, sendo um exemplo o [H30(H20)3]+' 
Por simplicidade, usaremos H+(aq) neste texto para indicar a presença de 
íons hidroxônio e similares. Quando discutirmos as funções dos ácidos em deta-
lhe, entretanto, usaremos H30+ [Capítulos 17 e 18, voI. 2]. 
HCI(aq) 
ácido clorídrico, 
eletrólito forte 
= 100% ionizado 
+ 
água 
Tabela 5.2 Ácidos e Bases Comuns 
Ácidos Fortes (Eletrólitos Fortes) 
HCI Ácido clorídrico 
HBr Ácido bromídrico 
HI Ácido iodídrico 
HN03 Ácido nítrico 
HCI04 Ácido perclórico 
H2S04 Ácido sulfúrico 
Ácidos Fracos (Eletrólitos Fracos)* 
H3P04 Ácido fosfórico 
H2C03 Ácido carbônico 
CH3C02H Ácido acético 
H2C20 4 Ácido oxálico 
H2C4H40 6 Ácido tartárico 
H3C6Hs0 7 Ácido cítrico 
HCgH80 4 Aspirina 
íon hidroxônio íon cloreto 
Bases Fortes (Eletrólitos Fortes) 
LiOH 
NaOH 
KOH 
Hidróxido de lítio 
Hidróxido de sódio 
Hidróxido de potássio 
Bases Fracas (Eletrólitos Fracos) 
NH3 Amônia 
* Estes são representativos das centenasde ácidos fracos. 
Quando um ácido ioniza-se em água, 
ele produz o íon hidroxônio, H30·, 
que é rodeado por moléculas de água. 
Capítulo 5 Reações em Solução Aquosa 161 
A amônia, outra base comum, não tem um íon OH- como parte de sua fórmu-
la. Em vez disso, ela produz íons OH- ao reagir com a água. Apenas uma pequena 
concentração de íons está presente; portanto, a amônia é uma base fraca. 
amônia, base fraca, água 
eletrólito fraco , 
< 100% ionizada 
íon amônio íon hidróxido 
Apenas 'uma pequena concentração de íons amônio e hidróxido está presente 
em uma solução de NH3• Portanto, a amônia é uma base fraca (e um eletrólito fraco) 
(Figura 5.7). 
Exercício 5.5 Ácidos e Bases 
(a) Quais íons são produzidos quando o ácido nítrico é dissolvido em água? 
(b) O hidróxido de bário é moderadamente solúvel em água. Quais íons são produ-
zidos quando ele é dissolvido em água? 
ÓXIDOS METÁLICOS E NÃo METÁLICOS 
Figura S.7 Amõnia, NH", um eletrólito 
fraco e uma base fraca. A amônia, NH3, inte-
rage com a água para produzir um número 
muito pequeno de íons NH4+ e OW por mal 
de moléculas de amônia. 
Cada ácido mostrado na Tabela 5.2 tem um ou mais átomos de H na fórmula molecular que dissocia(m) em água para formar 
íons H+. Existem, entretanto, compostos menos óbvios que formam soluções ácidas. Esses são óxidos não metálicos, como o 
dióxido de carbono e o trióxido de enxofre, que não têm nenhum átomo de H, mas que reagem com água para produzir íons H+. 
O dióxido de carbono, por exemplo, dissolve-se em água em pequena extensão, e parte das moléculas dissolvidas reage com água 
para formar o ácido fraco, ácido carbônico. Esse ácido ioniza-se então em extensão pequena para formar o íon hidrogênio, H+, e 
o íon hidrogenocarbonato (bicarbonato), HC03-: 
• 
HC03- (aq) + W(aq) 
Assim como o íon HS04- , o íon HC03- também pode atuar como um ácido e 
pode ionizar-se para formar H+ e o íon carbonato, C03
2
-. 
Essas reações são importantes em nosso ambiente e no corpo humano. O di-
óxido de carbono é encontrado normalmente em pequenas quantias na atmosfera, 
de modo que a água da chuva é sempre ligeiramente ácida. No corpo humano, o 
Alguns óxidos não metálicos comuns, 
que formam ácidos em água. 
162 Química Geral e Reações Químicas - Volume 1 
PERSPECTIVAS EM QUíMICA 
Holofotes2 e Óxidos Metálicos 
Na década de 1820, o tenente Thomas Drummond (1797-1840) da 
Royal Engineers estava envolvido em uma pesquisa sobre a Grã-Breta-
nha. Durante os invernos ele assistia às famosas aulas e demonstrações 
públicas feitas pelo grande químico Michael Faraday na Royal Institu-
tion em Londres. Lá, ele tomou conhecimento sobre a luz brilhante 
que é emitida quando um pedaço de cal. CaD, é aqúecido a uma alta 
temperatura. Ocorreu-lhe que esse fenômeno poderia ser usado para 
tornar visíveis as estações de medidas distantes, especialmente duran-
te a noite. Ele logo desenvolveu um instrumento em que uma esfera 
de cal era aquecida por uma chama de álcool em uma corrente de gás 
oxigênio. Relatava-se naquela época que a luz de uma "esfera de cal 
menor do que uma bolinha de gude" poderia ser vista em uma distân-
cia de 110 quilômetros! Tais luzes logo foram adaptadas aos faróis e 
ficaram conhecidas como luzes de Drummond. 
Muitas invenções são logo adaptadas à guerra, e assim foi com 
as lâmpadas de cal, ou holofotes. Foram usados para iluminar alvos 
na batalha de Charleston, Carolina do Sul, durante a guerra civil dos 
Estados Unidos na década de 1860. O público passou a conhecer 
os holofotes, entretanto, somente quando eles passaram a ser usa-
dos nos teatros. Lâmpadas a gás eram usadas para iluminar o palco 
no início do século XIX, mas elas obviamente não eram adequadas. 
Pouco depois da invenção de Drummond, os atores passaram a re-
presentar "sob os holofotes". 
Holofotes ou luzes de cal. Óxidos metálicos 
tais como CaD e Th02 (óxido de tório(IV» emitem uma 
luz brilhante quando aquecidos à incandescência. 
dióxido de carbono está dissolvido nos líquidos de corpo onde os íons HC03- e CO/- executam uma importante ação de "tam-
ponamento" [Capítulo 18, voI. 2). 
6xidos como o CO2, que podem reagir com água para formar íons H +, são· conhecidos como óxidos ácidos. Outros óxidos 
ácidos incluem os de enxofre e nitrogénio, que podem estar presentes em quantias significativas no ar poluído e levar à formação de 
ácidos e outros poluentes. Por exemplo, o dióxido de enxofre, S02' de fontes humanas e naturais, pode reagir com o oxigénio para 
formar o trióxido de enxofre, S03' que por sua vez forma o ácido sulfúrico com a água. 
2 S02(g) + 02(g) ~ 2 S03(g) 
S03(g) + H 20 (.e) ~ H 2S04(aq) ° dióxido de nitrogénio, NOz, reage com a água para formar: os ácidos nítrico e nitroso. 
2 NOz(g) + H zO (R) ~ HN03(aq) + HNOz(aq) 
ácido nítrico ácido nitroso 
Essas reações são a origem da chamada chuva ácida. Os óxidos ácidos se originam da queima de combustíveis fósseis, como o 
carvão e a gasolina nos Estados Unidos, no Canadá e em outros países industrializados. Os óxidos gasosos misturam-se com água e 
outros produtos químicos na troposfera, e a chuva que se forma é mais ácida do que se contiver somente oCOz dissolvido. Quando 
a chuva cai sobre áreas incapazes de suportar facilmente a sua acidez maior que a normal, como o nordeste dos Estados Unidos e as 
províncias do leste do Canadá, podem ocorrer sérios problemas ambientais. 
Os óxidos metálicos podem formar óxidos básicos, assim chamados porque formam soluções básicas caso se dissolvam apre-
ciavelmente em água. Talvez o exemplo mais conhecido seja o óxido de cálcio, CaO, frequentemente chamado de calou cal viva. 
Aproximadamente 20 milhões de toneladas de cal virgem são produzidos anualmente nos Estados Unidos para uso nas industrias 
metalúrgicas e na construção civil, no saneamento e controle da poluição, no tratamento de água e na agricultura. Esse óxido reage 
com água para formar o hidróxido de cálcio, geralmente chamado de cal hidratada. Esse último composto, embora seja apenas ligei-
ramente solúvel em água (0,17 gllOO g H zO alO °C), é amplamente utilizado como base na indústria, além de ser barato. 
CaO(s) + H zO (R) ~ Ca(OH)z(s) 
cal cal hidratada 
No originallimelights, cuja tradução literal é "luz de cal", na língua inglesa é utilizada para designar "holofote", termo que utilizaremos nesta tradução. (NTT) 
," 
Capítulo 5 Reações em Solução Aquosa 163 . 
Exercício 5.6 Óxidos Ácidos e Básicos 
Para cada uma das seguintes substâncias, indique se você espera uma solução ácida ou básica quando o composto dissolve-se em 
água. Lembre-se de que compostos baseados em elementos do mesmo grupo geralmente comportam-se de modo semelhante. 
(a) Se02 (h) MgO (c) P40 lO 
5.4 Reações de Ácidos e Bases 
De maneira geral, os .ácidos reagem com bases fortes para produzir sal e água. Por exemplo (Figura 5.8) , 
HCl(aq) + NaOH(aq) ~ H20(R) + NaCl(aq) 
ácido 
clorídrico 
hidróxido 
de sódio 
água cloreto 
de sódio 
A palavra "sal" entra na linguagem da química para descrever todo composto iônico cujo cátion provém de uma base (aqui, 
Na+ do NaOH) e cujo ânion provém de um ácido (aqui, Cl- do HCl). A reação de alguns dos ácidos listados na Tabela 5.2 com 
algumas das bases que contenham hidróxido ali listadas produzem um sal e água. (A reação de um ácido com a base fraca NH3 
produz apenas um sal [Exemplo 5.4].) 
° ácido clorídrico e o hidróxido de sódio são eletrólitos fortes em água (Figura 5.8 e Tabela 5.2), de modo que a equação 
iônica completa para a reação de HCI(aq) com NaOH(aq) deve ser escrita da seguinte forma: 
a partir de 
HCI(aq) 
a partir de 
NaOH(aq) 
a partir de sal 
Uma vez que os íons Na+ e CI- aparecem em ambos os lados da equação, a equação iônica líquida é apenas a combinação 
dos íons H+ e OH- para formar água. 
Esta é sempre a equação iônica líquida quando um ácido forte reage com uma base forte. 
HCI (ácido) NaOH (base) 
W(aq) + Cnaq) Na+(aq) + OW(aq) 
Figura 5.8 Uma reação ácido-base: Hei e NaOH. O ácidoe a base consistem em íons em solução. Ao se misturarem, os íons H+ e OW combinam-
-se para formar H20 . Os íons Na+ e CI- permanecem em solução. 
164 Química Geral e Reações Químicas - Volume 1 
As reações entre ácidos fortes e bases fortes são denominadas reações de neutralização porque, na conclusão da reação, a 
solução é neutra; não é ácida nem básica. Os outros íons (o cátion da base e o ânion do ácido) permanecem os mesmos. Se a água 
evapora, entretanto, o cátion e o ânion formarão um sal sólido. No exemplo precedente, NaCI pode ser obtido, enquanto o ácido 
nítrico, HN03, e o NaOH formam o sal nitrato de sódio, NaN03 (e água). 
HN03(aq) + NaOH(aq) ~ H20 CR) + NaN03(aq) 
Uma das principais aplicações do óxido de cálcio básico (cal) é no controle de resíduos e de poluição. Certamente, um de 
seus principais usos está na "retirada" do enxofre dos gases de exaustão das usinas termelétricas abastecidas com carvão e óleo. 
Os óxidos de enxofre dissolvem-se na água para produzir ácidos (página 162), e esses ácidos podem reagir com uma base. A cal 
produz a base hidróxido de cálcio quando adicionada à água. Uma suspensão de cal em água é pulverizada na chaminé da usina, 
onde reage com ácidos tais como H2S04, formando CaS04· 2H20. 
O composto CaS04 • 2 H 20, sulfato de cálcio hidratado, é também encontrado na terra como o mineral gipso. Partindo do 
princípio de que o gipso produzido em uma usina movida a carvão não esteja contaminado com compostos poluentes, é ambien-
talmente aceitável que seja descartado no ambiente. 
O ácido acético, CH3C02H, é um composto importante. Você o conhece como a substância que dá o sabor e o odor ao vinagre. 
A fermentação de carboidratos como o açúcar produz o etanol (CH3CH20H), e a ação das bactérias sobre o álcool resulta no ácido 
acético. Apenas uma quantidade-traço desse ácido vai arruinar o paladar de um vinho. Essa é a fonte do nome vinagre, que vem da 
frase francesa vin aigre, que significa "vinho azedo". Além de seu uso em alimentos, como tempero para salada, maionese, picles e em 
tinturas para cabelos, o ácido acético é usado na preparação do acetato de celulose, uma fibra sintética muito utilizada. 
O ácido acético é um ácido fraco. Somente algumas moléculas de ácido acético são ionizadas para formar íons H+ e CH3C02-
em água (página 151). 
Apesar disso, assim como todos os ácidos, o ácido acético reage com os carbonatos de metal, como o' carbonato de cálcio. 
Esse carbonato é um resíduo comum da água dura nos sistemas de aquecimento das casas e nos utensílios de cozinha;3 portanto, 
a lavagem com vinagre é uma boa solução para limpar esses utensílios, já que o carbonato insolúvel é transformado em acetato 
Figura 5.9 Dissolução de pedra calcária 
(carbonato de cálcio, CaC03) em v inagre. 
Esta reação mostra por que o vinagre pode 
ser usado como produto doméstico de lim-
peza. Ele pode ser usado, por exemplo, para 
eliminar o depósito de carbonato de cálcio 
formado a partir da água dura no filtro de 
uma cafeteira elétrica , 
de cálcio, que é solúvel em água. 
Qual é a equação iônica líquida para essa reação? O ácido acético é um ácido 
fraco e, portanto, produz somente quantidades-traço de íons na solução. O carbonato 
de cálcio é insolúvel na água. Consequentemente, os dois reagentes são simplesmente 
CH3C0 2H(aq) e CaC03(s). O produto, acetato de cálcio, é solúvel em água e forma os 
íons cálcio e acetato. 
Não há íons espectadores nessa reação. (Veja a Dica de Solução de Problemas 
5.1, Escrevendo Equações Iônicas Líquidas, página 157.) 
Exemplo 5.4 Equação Líquida de uma Reação Ácido-base 
Problema' A amônia, NH3, é um dos produtos químicos mais importantes em economias 
industriais. É usada não apenas diretamente como fertilizante, mas também é a matéria-
-prima para a produção do ácido nítrico. Como base, reage com os ácidos, como o ácido 
clorídrico. Escreva uma equação iônica líquida, balanceada, para essa reação. 
Embora não ocorra no Brasil, pois a água de nosso país geralmente contém muito pouco cálcio e magnésio, metais que tornam a água dura, esse é um problema comum nos Estados 
Unidos e outras regiões do planeta. (NTT) 
" 
Capítulo 5 Reações em Solução Aquosa 165 
Estratégia' Primeiro, escreva uma equação completa balanceada para a reação. A seguir, indique se cada um dos reagentes ou 
dos produtos é um sólido, líquido, gás ou solúvel em água (aq). Então, escreva cada espécie solúvel em água ou quaisquer ácidos 
e bases fortes na forma dos íons que eles produzem em água. Sólidos insolúveis e ácidos e bases fracas não são escritos na forma de 
íons. Finalmente, elimine os íons ~spectadores para ficar com a equação iônica líquida. 
Solução' A equação balanceada completa é 
amônia ácido 
clorídrico 
cloreto de 
amônio 
~ 
Observe que a reação produz um sal, NH4Cl, mas não produz água. Um íon H+ é transferido do ácido diretamente para a amônia, 
uma base fraca, formando o íon amônio. 
Para escrever a equação iônica líquida comece com o fato de que o ácido clorídrico é 
um ácido forte e produz íons H+ e Cl- e que o NH4Cl é um composto iônico solúvel. 
Eliminando o íon espectador, ct, temos 
NH3(aq) + W(aq) ~ NH/(aq) 
Comentário' A equação iônica líquida mostra que o aspecto importante da reação 
entre a base fraca amônia e o ácido forte HCI é a transferência de um íon H+ do ácido 
ao NH3. Isso implica que qualquer ácido forte poderia ser usado aqui (HBr, HN03, 
HCI04, H2S04 ) e a equação iônica }íquida seria a mesma. 
Exercício 5.7 Reações Ácido-base 
Escreva a equação global balanceada e a equação iônica líquida balanceada para a 
reação de hidróxido de magnésio com ácido clorídrico. 
5.5 Reações Que Formam Gases 
Figura 5.10 Os bolos crescem devido a 
uma reação que forma gás. O ácido e o 
bicarbonato de sódio no fermento em pó' 
produzem o gás dióxido de carbono. O áci-
do usado em muitos fermentos em pó é 
CaHPO., mas NaAI(SO.h também é comum. 
(O composto que contém alumínio forma 
uma solução ácida quando colocado em 
água (Capítulo 17, vaI. 2). 
Você alguma vez já fez bolinhos ou biscoitos? À medida que se assa a massa, ela cresce no forno (Figura 5.10). Mas o que a faz 
crescer? Uma reação que forma gás ocorre entre alguns tipos de ácido e o hidrogenocarbonato de sódio (bicarbonato de sódio, 
NaHC03). Um ácido que pode ser usado é o ácido tartárico, um ácido fraco encontrado em muitos alimentos. A equação iônica 
líquida para uma reação típica seria: 
ácido tartárico íon bicarbonato íon tartarato 
No fermento químico seco, o ácido e o NaHC03 são mantidos separados utilizando-se o amido como carga. Quando mis-
turados para formar a massa úmida, entretanto, o ácido e o íon bicarbonato se dissolvem e entram em contato. Agora eles podem 
reagir para produzir CO2, e então a massa cresce. 
Diversos tipos de reação química levam à formação de gases (Tabela 5.3), mas as mais comuns são aquelas que levam à for-
mação de CO2. Todos os carbonatos metálicos (e os bicarbo'natos) reagem com ácidos para produzir o ácido carbônico, H2C03, 
que, por sua vez, decompõe-se rapidamente em dióxido de carbono e água (Figura 5.6b). 
CaC03(s) + 2HCI(aq) ~ CaCI2(aq) + H2C03(aq) 
H2C03(aq) ~ H 20 (R) + CO2(g) 
Reação Global: CaC03(s) + 2HCI(aq) ~ CaCI2(aq) + HzÜ(.€) + CO2(g) 
4 Também conhecido como fermento químico no Brasil. (NTT) 
• Reações Que Formam Gases 
Todos os carbonatos metáli-
cos reagem com ácidos para 
produzir um sal e o gás CO2. 
(Figura 5.6). 
192 Química Geral e Reações Químicas - Volume 1 
Questões de Estudo 
PRATICANDO HABILIDADES 
Eletrólitos e Solubilidade dos 
Compostos 
1. o que é um eletrólito? Como você pode diferenciar ex-
perimentalmente um el'etrólito fraco de um eletrólito 
forte? Dê um exemplo de cada. 
2. Qual composto ou compostos em cada um dos seguin-
tes grupos você espera ser (serem) solúvel (solúveis) 
em água? 
3. 
(a) CuO, CuCl2 e FeC03 
(b) AgI, Ag3P04 e AgN03 
(c) K2C03, KI e KMn04 
Os compostos abaixo são solúveis em água. Que íons são 
produzidos por cada compostoem solução aquosa? 
(a) KOH 
(b) K2S04 
(c) LiN03 
(d) (NH4)2S04 
4. Decida se cada um dos seguintes compostos é solúvel em 
água. Se for solúvel, diga quais são os íons produzidos. 
(a) Na2C03 
(b) CuS04 
(c) NiS 
(d) BaBr2 
Reações de Precipitação 
(Veja os Exemplos 5.2 e 5.3) 
5. Balanceie a equação para a seguinte reação de precipi-
tação, e então escreva a equação iônica líquida. Indique 
o estado de cada espécie (s, 1, aq, ou g). 
CdCl2 + NaOH ~ Cd(OHh + NaCl 
6. Preveja os produtos de cada reação da precipitação, e 
balanceie a equação completa. 
a) NiCI2(aq) + (NH4)2S(aq) ------+ ? 
b) Mn(N03h(aq) + NaOH ~ ? 
Ácidos e Bases 
(Veja os Exerdcios 5.5 e 5.6) 
7. Escreva uma equação balanceada para a ionização do 
ácido nítrico na água. 
8. O ácido oxálico, H2C20 4 que é encontrado em deter-
minadas plantas, pode fornecer dois íons hidrogênio 
\ 
em água. Escreva equações balanceadas (como aquelas 
para o ácido sulfúrico na página 160) para mostrar co-
mo o ácido oxálico pode fornecer um e depois outro 
íon hidrogênio. 
9. Escreva uma equação balanceada para a reação do óxi-
do de magnésio, um óxido básico, com água. 
Reações de Ácidos e Bases 
(Veja o Exemplo 5.4 e o Exerdcio 5.7) 
10. Complete e balanceie as seguintes reações ácido-base. 
Dê os nomes dos reagentes e produtos. 
(a) H 3P04H(aq) + KOH(aq) ~ 
(b) H2C20 4(aq) + Ca(OHh(s) ~ 
(H2C20 4 é um ácido oxálico, capaz de doar 2 íons H+). 
11. Escreva uma equação balanceada para a reação do hi-
dróxido de bário com o ácido nítrico. 
Escrevendo Equações lônicas Líquidas 
(Veja o Exemplo 5.3) 
12. Balanceie as seguintes equações, e então escreva as 
equações iônicas líquidas. 
(a) (NH4hC03(aq) + Cu(N03h(aq) ~ 
CuC03(s) + NH4N03(aq) 
(b) Pb(OHh(s) + HC1(aq) ~ PbCI2(s) + H20(.f) 
(c) BaC03(s) + HC1(aq) ~ 
BaCI2(aq) + H 20(f) + CO2(g) 
13. Balanceie cada uma das seguintes equações, e depois 
escreva a equação iônica líquida. Mostre os estados pa-
ra todos os reagentes produtos (s, 1, g, aq). 
(a) A reação entre nitrato de prata e iodeto de potássio, 
formando iodeto de prata e nitrato de potássio. 
(b) A reação entre hidróxido de bário e ácido nítrico, 
formando nitrato de bário e água. 
(c) A reação entre fosfato de sódio e nitrato de 
níquel(I1), formando fosfato de níquel(II) e nitrato 
de sódio. 
Reações Formadoras de Gases 
(Veja o Exemplo 5.5) 
14. A siderita é um mineral que consiste na maior parte 
em carbonato do ferro(II). Escreva uma equação glo-
bal balanceada para a reação do mineral com ácido 
nítrico, e dê o nome de cada reagente e produto. 
Flavio
Highlight
Flavio
Highlight
Capítulo 17 Princípios de Reatividade: A Química de Ácidos e Bases 703 
PARA REVER ANTES DE INICIAR 
• Reveja a escala de pH na Seção 5.9, voI. L 
• Reveja a discussão de ácidos e bases e sua química no Capítulo 5. 
• Reveja os princípios de equilíbrio guímico no Capítulo 16 . 
.... 
Acidos e bases estão entre as substâncias mais comuns na natureza. Aminoácidos, por exemplo, são os elementos fundamentais das proteínas. O pH de lagos, rios e oceanos é afetado por ácidos e bases dissolvidos, além disso, nossas funções corporais 
também dependem de ácicfos e bases. Este capítulo e o próximo tratam da química dessas substâncias. 
17.1 Ácidos, Bases e o Conceito de Equilíbrio 
Um ácido foi descrito no Capítulo 5, voI. 1, como qualquer substância que, quando dissolvida em água, é capaz de aumentar a 
concentração de íons hidrogênio, H+ [página 158, voI. 1] . Uma base foi definida como qualquer substância capaz de aumen-
tar a ,concentração de íons hidróxido, OH-, quando dissolvida em água. Duas outras características de ácidos e bases foram 
também introduzidas: -
• Ácidos e bases podem ser aproximadamente divididos em eletrólitos fortes (como HCI, HN0
3 
e NaOH) e eletrólitos fracos 
(CH
3
C0
2
H e NH
3
) [Tabela 5.2, Ácidos e Bases Comuns, página 160, voI. 1]. 
• Um íon H+ - núcleo de um átomo de hidrogênio - simplesmente não é capaz de existir separadamente em água. Assim, 
quando o ácido é dissolvido em água, o próton doado pelo ácido combina-se com a água para produzir o íon hidrônio, 
Hp+, e íons similares (veja também Um Exame Mais Detalhado: Íons H+ em Água, página 160, voI. 1). 
Examinemos agora, detalhadamente, o que significa um eletrólito forte oufraco (Figura 17.1). O ácido clorídrico é um ácido 
forte, portanto, 100% do ácido ioniza-se para produzir íons hidrônio e cloreto. Por outro lado, o ácido acético e a amônia são ele-
trólitos fracos. Eles se ionizam muito pouco em água. Por exemplo, para o ácido acético, o ácido, seu ânion e o íon hidrônio estão 
todos presentes em equilíbrio em solução, mas os íons do produto estão presentes em concentrações muito baixas, em relação à 
concentração do ácido. Este capítulo descreve até que ponto ácidos ou bases se ionizam, em termos da constante de equilíbrio do 
processo de ionização. 
Áddo forte 
(a) HCl se ioniza com-
pletamente em 
solução aquosa. 
Ácido fraco 
(b) ° ácido acético, 
CH
3
C0
2
H, se ioniza 
apenas parcialmente 
em solução aquosa. 
+ 
eletrólito forte água íon hidrônio 
do ácido clorídríco 
= 100% io'iiizado 
Base fraca 
(c) A base fraca amônia reage 
pouco com água para formar 
uma solução levemente básica. 
ícloreto 
Figura 17.1 Acidos e bases. (a) Acido clorídrico, um ácido forte, é vendido para uso doméstico sob o nome de "ácido muriático". O ácido 
se ioniza completamente em água, (b) O vinagre é uma solução de ácido acético, um ácido fraco, que se ioniza em água somente até certo 
ponto. (c) A amônia é uma base fraca, que se ioniza apenas um pouco em água , 
., 
704 Química Geral e Reaçóes Químicas - Volume 2 
H :0: H :0: 
I II .. I II .. 
H- C- - o--H(aq) + Hp(e) I .. ( ) H- C- - O: (aq) + Hp+('aq) I .. 
H H 
ácido acético água íon acetato íon hidrônio 
As cQnstantes de equilíbrio para a ionização de muitos ácidos e bases fracos , frequentemente chamadas constantes de ionização, 
são uma medida de até que ponto essas substâncias ionizam-se em água. Portanto, as constantes de ionização são um reflexo da 
força do ácido e da base. 
• Ácidos ou bases que se ionizam extensivamente, com K > 1, são chamados ácidos ou bases fortes. 
• Ácidos ou bases que não se ionizam extensivamente, com K < 1, são chamados ácidos ou bases fracos . 
17.2 O Conceito de Brsnsted-Lowry de 
Ácidos e Bases 
Em 1923, Johannes N. Bremsted (1879-1947) , em Copenhague (Dinamarca), e Thomas M. Lowry (1874-1936), em Cambridge 
,I (Inglaterra), apresentaram independentemente um novo conceito de comportamento de ácidos e bases. Eles propuseram que um 
~:II ácido é qualquer substância capaz de doar um próton a outra substância. Assim, ácidos de Bf0nsted podem ser compostos mole-
:', culares como o ácido nítrico: 
HN0 3(aq) + H20(e) ~ N03- (aq) + H30+(aq) 
Ácido 
ou podem ser cátions, como o NH/ , 
NH
4
+(aq) + H
2
0(f ) ( ) NH
3
(aq) + H
3
0+(aq) 
Ácido 
+ 
cátions metálicos hidratados, 
ou ânions 
[Fe(Hp)6P+(aq) + H 20(f) ( ) [Fe(Hp)s(OH)]2+(aq) + Hp+(aq) 
Ácido 
Hl0
4
-(aq) + HP(f) ( ) HPO/-(aq) + Hp+(aq) 
Ácido 
De acordo com Br0nsted e Lowry, uma base de Bf0nsted é uma substância capaz de aceitar um próton de qualquer outra subs-
tância. Elas também podem ser compostos moleculares: 
.... 
Capítulo 17 Princípios de Reatividade: A Química de Ácidos e Bases 705 
Base 
ou podem ser ânions, 
Base 
ou cátions 
Uma grande variedade de ácidos de Br0nsted é conhecida, e você deve se familiarizar com vários deles (veja a Tabela 5.2, 
página 160, voI. 1). Ácidos como HF, HCI, HN0
3 
e CH
3
C02H (ácido acético) são capazes de doar um próton e são, portanto, cha-
mados ácidos monopróticos. Outros ácidos, denominados ácidos polipróticos (Tabela 17.1), são capazes de doar dois ou mais 
prótons. Um exemplo é o ácido sulfúrico: 
Tabela 17.1 Ácidos e Bases Polipróticos 
Forma Ácida 
H2S (ácido sulfídrico ou sulfeto de hidrogênio) 
Hl04 (ácido fosfórico) 
H
2
C0
3 
(ácido carbônico) 
2-
Forma Anfiprótica 
HS- (íon hidrogenossulfeto)H2PO 4 - (íon diidrogenofosfato) 
HPO/- (íon hidrogenofosfato) 
HC0
3
- (íon hidrogenocarbonato ou 
bicarbonato) 
HCp 4 - (íon hidrogeno-oxalato) 
Forma Básica 
S2- (íon sulfeto) 
PO/ - (íon fosfato) 
C0
3
2- (íon carbonato) 
CP/- (íon oxalato) 
Assim como existem ácidos que podem doar mais de um próton, existem algumas bases polipróticas que são capazes 
de aceitar mais de um próton. Os ânions de ácidos polipróticos são bases polipróticas; exemplos incluem S042-, PO/-, CO/- e 
C
2
0 42-. Esse comportamento é ilustrado pelos Íons carbonato e bicarbonato: 
C0
3
2- (aq) + Hp(e) ( ) HC0
3
-(aq) + OH-(aq) 
Base 
Base 
706 Química Geral e Reações Químicas - Volume 2 
° ácido tartárico, H2C.H.06, é um ácido di-
prótico de ocorrência natural. Juntamente 
com seu sal de potássio é encontrado em 
muitas frutas. 
Algumas moléculas ou alguns íons são capazes de se c~mportar como um ácido ou 
uma base de Bremsted. Essas espécies são chamadas anfipróticas; um exemplo é o íon 
hidrogenofosfato (Tabela 17.1). 
HPO/-(aq) + HP(t') ( ) H
3
0+(aq) + PO/ -(aq) 
Ácido 
HP042-(aq) + HP(e) ( ) Hl04-(aq) + OH-(aq) 
Base 
Um 'último aspecto importante é ilustrado pelas equações químicas acima: a água é 
anfiprótica. Ela pode aceitar um próton para formar H
3
0+, 
HP(t') + HCI(aq) ( ) Hp+(aq) + Cl-(aq) 
Base Ácido 
ou pode doar um próton para formar o íon OH-
H20(t') + NH3(aq) ( ) NH/(aq) + OH-(aq) 
Base Ácido 
Exercício 17.1 Ácidos e Bases de Bmnsted 
(a) Escreva a equação balanceada para a reação que ocorre quando Hl04' o ácido 
fosfórico, doa um próton à água para formar o íon diidrogenofosfato. Esse íon é 
um ácido, uma base ou é anfiprótico? 
(b) Escreva a equação balanceada para a reação que ocorre quando o íon cianeto, 
CN-, aceita um próton da água para formar HCN. ° CN- é um ácido ou uma 
base de Br0nsted? 
PARES ÁCIDO-BASE CONJUGADOS 
Em cada uma das reações escritas até aqui, neste capítulo, um próton foi transferido para a água ou a partir da água. Por exemplo, 
uma reação importante para o controle da acidez em sistemas biológicos envolve o íon hidrogeno carbonato, que é capaz de atuar 
como uma base (página 81, voI. 1) ou um ácido em água: 
par. ~onjugado 1 
r 
HCO 3 - (aq) + 
par conjugado 2 
r ) 
f)O(e) ~Hp +(aq) 
1 
+ CO l-(aq) 
Ácido Base Ácido Base 
+ 
Essa equação para o HC0
3
- como um ácido exemplifica uma característica de todas as reações que envolvem ácidos e bases de 
Br0nsted. Os íons HC0
3 
- e CO/- são relacionados pela perda ou pelo ganho de H+, assim como H20 e H 30 +. Um par de compos-
tos ou íons que diferem pela presença de um H+ é chamado par ácido-base conjugado. Dizemos que HC0
3 
- é o ácido conjugado 
da base C0
3
2-, ou que C0
3
2
- é a base conjugada do ácido HC0
3
- . Todas as reações entre um ácido e uma base de Brl!!nsted envolvem a 
transferência de H+ e têm dois pares ácido-base conjugados. Para se convencer disso, observe as reações anteriores e a Tabela 17.2. 
Exercício 17.2 Ácidos e Bases Conjugados 
Na reação a seguir, identifique o ácido à esquerda, e'sua base conjugada, à direita. Do mesmo modo, identifique a base à esquerda, 
e o ácido, à direita. 
.... 
Química Gera l e Reações Químicas - Volume 2 
-sando esse valor de [OH-L primeiro calculamos o pOH da solução: 
pOH = -log (4,6 x 10-3) = 2,34 
-tilizamos então a relação pH + pOH = 14,00 (a 25°C) para calcular o pH. 
pH = 14,00 - pOH = 11,66 
Comentário· É instrutivo nos perguntarmos qual seria a concentração de H
2
C0
3 
em solução. Se houvesse uma reação signifi-
cativa de HC0
3
- com água para produzir H
2
C0
3
, o pH da solução seria afetado. Vamos construir uma segunda tabela IVE. 
Tabela de Equib'brio 2: Reação do Íon HC0
3
-
Equib'brio HC0
3
- +H
2
O ( ) H 2C03 + 
Inicial (M) 4,6 x 10-3 O 4,6 X 10-3 
Variação (M) - y +y +y 
Equilíbrio (M) (4,6 x 10-3 - y) y (4,6 X 10-3 + y) 
Como K
b2 
é muito pequeno, a segunda etapa ocorre em extensão muito menor do que a primeira etapa. Portanto, a quantidade 
de HZC0 3 e OH- produzidos na segunda etapa (= y) é muito menor do que 4,6 x 10-3 M. Assim, é razoável que [HC03-1 e [OH- l 
sejam muito próximos de 4,6 x 10-3 M: 
(y)(4,6 x 10 -3) 
4.6 X 10 - 3 
Como [HC0
3
-1 e [OH-l (segunda etapa) têm valores quase idênticos, eles se cancelam na expressão e vemos que [H
2
C0
3
1 é sim-
plesmente igual a K
b2
: 
Para o íon carbonato, onde KJ e K
2 
diferem em aproximadamente 10\ o íon hidróxido é produzido quase totalmente no primeiro 
processo de equilíbrio. 
Exercício 17.17 Cálculo do pH da Solução de um Acido Poliprótico 
Qual é o pH de uma solução 0,10 M de ácido oxálico, H
2
C
2
0/ Quais são as concentrações de H
3
0 +, HC
2
0
4
- e do íon oxa-
lato,C
2
0
4
2-? tI' 
17.9 O Conceito de Lewis de Ácidos e Bases 
° conceito de comportamento ácido-base proposto por Br0nsted e Lowry na década de 1920 aplica-se bem a reações que en-
volvem a transferência de próton. Um conceito de ácido-base mais geral, entretanto, foi desenvolvido por Gilbert N. Lewis na 
década de 1930. Esse conceito baseia-se no compartilhamento de pares de elétrons entre ácido e base. Um ácido de Lewis é 
uma substância capaz de aceitar um par de elétrons de outro átomo para formar uma nova ligação, e uma base de Lewis é uma 
substância capaz de doar um par de elétrons a outro átomo para formar uma nova ligação. Portanto, uma reação ácido-base 
ocorre, segundo o conceito de Lewis, quando uma molécula (ou íon) doa um par de elétrons para outra molécula (ou íon): 
A + B: B~A 
Ácido Base Aduto 
° produto é frequentemente chamado aduto ácido-base. Na Seção 9.6 (Capítulo 9, voI. 1), esse tipo de ligação química foi de-
nominado ligação química coordenada. 
A formação de íon hidrônio a partir de H + e água é um bom exemplo de reação ácido-base de Lewis. ° íon H+ não tem elé-
trons em seu orbital de valência (Is), e a molécula de água tem dois pares de elétrons não compartilhados (localizados em orbitais 
híbridos Sp3). Um dos pares isolados do átomo de O pode ser compartilhado com um íon H+, formando assim uma ligação O-H 
em um íon H
3
0 +. Uma interação semelhante ocorre entre H+ e a base amônia, formando o íon amônio. 
" 
Capítulo 17 Princípios de Reatividade: A Química de Ácidos e Bases 731 
Octaédrico Tetraédrico 
/ 
Ligação covalente 
coordenada entre 
a água e um íon 
metálico. 
Be2+(aq)+4 H20(e) ~[Be(Hm4]2+ (aq) 
Figura 17.6 Cátions metálicos em água. (a) Soluções de nitratos de ferro(lll), cobalto(ll), níquel(ll) e cobre(II). Todos apresentam cores 
características (Capítulo 22). (b) Modelos de íons complexos (adutos ácido-base de Lewis) formados entre um cátion metálico e moléculas 
de água. Esses complexos geralmente apresentam seis moléculas de água arranjadas octaedricamente ao redor do cátion metálico. 
Ácido de Lewis Base de Lewis Aduto 
+ + 
+ + 
Essas reações, bastante comuns, geralmente envolvem ácidos de Lewis que são cá-
tions ou moléculas neutras que contêm um orbital vazio disponível e bases que são 
ânions ou moléculas neutras com um par de elétrons isolado. 
ÁCIDOS DE LEWIS CATIONICOS 
Sabemos que todos os cátions metálicos interagem com moléculas de água, forman-
do cátions hidratados, íons em que o íon metálico é rodeado por moléculas de água 
(Figura 17.6). Nessas espécies, formam-se ligações covalentes coordenadas entre o cá-
tion metálico e um par de elétrons isolado do átomo de O de cada molécula de água. 
Por exemplo, um íon ferro(II), Fe2+, forma seis ligações covalentes coordenadas com 
a água: 
Fe2+ (aq) + 6 HPCe) ---+ [Fe(Hp)6P+(aq) 
Estruturas semelhantes formadas por cátions de metais de transição são geralmente 
bastante coloridas (Figura 17.6 e Seção 22.3). Os químicos chamam essas espécies de 
íons complexos ou, em virtude da ligação covalente coordenada, de complexos de 
coordenação. Vários deles são listados como ácidos na Tabela 17.3, e seu comporta-
mento será descrito mais detalhadamente na Seção 17.10 e no Capítulo 22. 
Assim como a água, a amônia é uma base de Lewisexcelente e combina-se com 
cátions metálicos para formar adutos (íons complexos), que frequentemente são 
bastante coloridos. Por exemplo, íons cobre(II), que são de cor azul-clara em uma 
olução aquosa (Figura 17.6), reagem com amônia, formando um aduto azul intenso 
com quatro moléculas de amônia ao redor de cada íon Cu2+ (Figura 17.7). 
Figura 17.7 O íon complexo ácido-
-base de Lewis [Cu(NH,).)2+. Aqui, 
adicionou-se amônia aquosa aCuSO. 
aquoso (a solução azul-clara no fundo 
do béquer). A pequena concentração 
de OH- em NH,(aq) formou inicial-
mente o sólido insolúvel azul-claro 
CU(OH)2 (o sólido no béquer). Com 
NH, adicional, entretanto, formou-se 
o íon complexo azul-escuro intenso (a 
solução no topo do béquer). O modelo 
no texto mostra o íon complexo cobre 
(II)-amônia. 
" 
732 Química Geral e Reações Químicas - Volume 2 
Cu 2+ (aq) + 4 NH3(aq)---+) [Cu(NH 3)41 2+(aq) 
azul-c/aro azul-escuro intenso 
H 
I 
Cu 2+. ___ :N- H 
I 
H 
Ligação covalente coordenada 
cobre-amônia 
o íon hidróxido, OH-, é também uma excelente base de Lewis e liga-se prontamente a cátions metálicos, formando hidróxidos 
metálicos. Uma característica importante da química de alguns hidróxidos metálicos é que eles são anfóteros. Um hidróxido metá-
lico anfótero pode se comportar como um ácido ou uma base (Tabela 17.6). Um dos melhores exemplos desse comportamento é o 
hidróxido de alumínio, Al(OH)3 (Figura 17.8). A adição de OH- a um precipitado de Al(OH)3 produz o íon solúvel [Al(OH)41-: 
Al(OH) 3(S) + OH-(aq) ~ [Al(OH)41-(aq) 
Ácido Base 
Se adicionarmos ácido ao precipitado de Al(OH)3' ele também se dissolverá. Porém, nesta reação, o hidróxido de alumínio atua 
como base: - • 
Al(OH\(s) + 3 Hp+(aq) ~ Al3+(aq) + 6 HP(t') 
Base Ácido 
ÁCIDOS DE LEWIS MOLECULARES 
o conceito ácido-base de Lewis explica o comportamento ácido de óxidos de não metais (Seção 5.3, Capítulo 5, voI. 1). Dois 
exemplos importantes de óxidos ácidos são o dióxido de carbono e o dióxido de enxofre: 
Tabela 17.6 
Hidróxido 
AI(OH)3 
Zn(OH)2 
Sn(OH\ 
Cr(OH)3 
0 = ( = 0 5 ç "' .. 
:0 O: 
Alguns Hidróxidos Metálicos Anfóteros Comuns 
Reação como Base 
AI(OH)/s) + 3 Hp+(aq) ( ) AP+(aq) + 6 HP(t') 
Zn(OHMs) + 2 Hp+(aq) ( ) Zn2+(aq) + 4 HP(t') 
Sn(OHMs) + 4 Hp+(aq) ( ) Sn4+(aq) + 8 HP(t') 
Cr(OH)/s) + 3 Hp+(aq) ( ) Cr3+(aq) + 6 HP(t') 
Reação como Ácido 
Al(OH)/s) + OH-(aq) ( ) [Al(OH)4J -(aq) 
Zn(OH)/s) + 2 OH-(aq) ( ) [Zn(OH)4J 2--( _ 
Sn(OH)is) + 2 OH-(aq) ( ) [Sn(OH)6J 2--( ~ 
Cr(OH)/s) + OH-(aq) ( ) [Cr(OH)4J -(aq 
Como o oxigênio é eletronegativo, os elétrons da ligação C-O no CO2 são polarizados para longe do carbono, em direção ao 
gênio. Isso faz com que o átomo de carbono torne-se ligeiramente positivo. A base de Lewis OH-, negativamente carregada. ~ 
atacar esse átomo para formar, no final, o íon bicarbonato. 
• CO2 em Solução Básica 
Essa reação é a primeira etapa na precipitação de 
CaCO] quando CO, é borbulhado em uma solução 
de Ca(OH), (Figura 16.2). 
De modo similar, S02 reage com OH- aquoso, para formar o íon HS03-. 
õ+ 
O- H 
/ . 
---+ O= C . . ':-0 :-
Capítulo 17 Princípios de Reatividade: A Química de Ácidos e Bases 733 
(a) Adição de 
NH 3(aq) 
(b) Adição de 
NaOH(aq) 
(c) Adição de HCl( aq) 
A adi~o de uma base forte (NaOH) 
a Al(OH)3 dissolve o precipitado. 
Aqui, o hidróxido de alumínio atua 
como um ácido de Lewis em relação à 
base de Lewis OH- e forma o sal de só-
dio solúvel do íon complexo [Al(OH)4-]' 
o Al(OH\ é dissolvido quando um ácido forte (HCl) é 
adicionado. Neste caso, o Al(OH)3 atua como base de 
Brrzlnsted e forma um sal solúvel de alumínio e água. 
o Al(OH)3 é dissolvido quando um ácido forte 
(HCl) é adicionado. Neste caso, o Al(OH)3 atua 
como base de Bn.msted e forma um sal solúvel 
de alumínio e água. 
Figura 17.8 A natureza anfótera de AI(OH)3' O hidróxido de alumínio é formado pela reação entre AI'+ aquoso e amónia. 
AI'+(aq) + 3 NH
3
(aq) + 3 H
2
0(1) ( ) AI(OH)3(s) + 3 NH: (aq) 
Reações entre AI(OH)3 sólido com NaOH e Hei aquosos demonstram que o hidróxido de alumínio é anfótero. 
Exercício 17.18 Ácidos e Bases de Lewis 
Descreva cada um dos seguintes itens como um ácido ou uma base de Lewis: 
(a) PH
3 
(b) BCl
3 
(c) H
2
S (d) HS-
Dica: em cada caso, desenhe a estrutura de Lewis da molécula ou íon. Existem pares de elétrons isolados no átomo central? Se 
houver, pode se tratar de uma base de Lewis. Falta um par de ,elétrons no átomo central? Em caso afirmativo, ele pode se compor-
tar como um ácido de Lewis. ' , " 
17.10 Estrutura Molecular, Ligações e 
Comportamento Ácido-Base 
Um dos aspectos mais interessantes da química é a correlação entre estrutura molecular, ligações e propriedades observadas. Aqui, 
torna-se útil analisar a conexão entre a estrutura e as ligações em alguns ácidos e suas forças relativas. 
P OR QUE O HF É UM ÁCIDO FRACO E O Hei É UM ÁCIDO FORTE? 
o HF é um ácido de Bronsted fraco em água, ao passo que outros ácidos hidrohálicos - HCI, HBr e HI aquosos - são todos 
ácidos fortes: 
HX(aq) + HP(C) ~ Hp+(aq) + X-(aq) 
Experimentos mostram que a força do ácido aumenta na ordem HF « HCI < HBr < HI. A força desses ácidos aumenta ao des-
cermos o Grupo 17, por várias razões, como a afinidade eletrônica entre o halo gênio e a energia de solvatação do ácido e do ânion. 
o entanto, ~ fator mais significativo que determina a força do ácido é a energia da ligação H-X: