QUIMICA GERAL INORGANICA V - FUNÇÕES INORGANICAS E TEORIAS DE ACIDOS ASES

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Química Geral e 
Inorgânica Aplicada 
à Farmácia
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof. Dr. Fernando Perna
Revisão Textual:
Prof. Me. Claudio Brites
Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
• Introdução;
• Funções Inorgânicas;
• Outras Definições de Ácidos e Bases.
• Reconhecer as funções inorgânicas e as suas características;
• Conhecer as principais teorias ácido-base.
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
Funções Inorgânicas; 
Teorias Ácido-Base
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas: 
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos 
e sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você tam-
bém encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão sua 
interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e de 
aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
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de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Introdução
São conhecidos milhões de substâncias químicas, que apresentam as mais diversas 
características. Em toda essa variedade, é possível encontrar substâncias com proprie-
dades similares, denominadas propriedades funcionais. Famílias de substâncias que 
possuem propriedades químicas semelhantes são denominadas funções. Em Química 
Inorgânica, as funções mais importantes são os ácidos, as bases, os sais e os óxidos.
As similaridades nas propriedades químicas originam-se de semelhanças estrutu-
rais. Assim, substâncias que pertencem à mesma função química devem ter alguma 
semelhança estrutural – um átomo ou conjunto de átomos em comum que lhes 
confere as propriedades observadas.
Funções Inorgânicas
Ácidos
A palavra ácido deriva do latim acidus = azedo, em referência ao seu sabor. 
Substâncias ácidas são conhecidas desde a Antiguidade, como o vinagre, o leite 
coalhado e o suco de limão; provavelmente a mais antiga delas seja o ácido acético.
Os ácidos são substâncias facilmente encontradas no dia a dia. Por exemplo, po-
dem ser encontradas no vinagre (ácido acético), sucos de frutas (uva – ácido tartárico, 
maçã – ácido málico, laranja – ácido cítrico), refrigerantes (ácido carbônico e, às vezes, 
ácido fosfórico), alguns medicamentos (ácido acetilsalicílico – Aspirina®, ácido hialurô-
nico), no suco gástrico (ácido clorídrico) e baterias de automóveis (ácido sulfúrico).
Importante!
Os ácidos são substâncias muito importantes, com uma grande variedade de aplicações 
industriais. O volume de produção de ácido sulfúrico é um indicador do nível de atividade 
econômica de um país.
Você Sabia?
O químico francês Nicolas Lémery foi um dos primei-
ros a desenvolver uma teoria sobre os ácidos, em 1680, 
afirmou que a acidez de uma substância seria causada 
pelo fato de os ácidos serem constituídos por “corpúscu-
los pontiagudos” (Figura 1).
Lavoisier acreditava que os ácidos se originassem da 
mistura entre óxidos de não-metais e água. Em 1776, 
afirmou que todos os ácidos deveriam conter oxigênio 
em suas estruturas; embora errada, essa foi a primeira 
tentativa de caracterizar os ácidos quimicamente.
Figura 1 – Concepção de 
Lémery de uma partícula de 
uma substância ácida; as partes 
pontiagudas seriam responsáveis 
pelo sabor picante característico
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
8
9
Por volta de 1810, o químico britânico Humphry Davy demonstrou que o 
ácido clorídrico (HCl) é constituído apenas por hidrogênio e cloro, contrariando 
a afirmação de Lavoisier de que todos os ácidos deveriam conter oxigênio; fez a 
mesma observação para os ácidos sulfídrico (H2S) e telurídrico (H2Te) e sobre os 
demais ácidos de halogenídricos1 então conhecidos. Contudo, Davy não formu-
lou uma teoria ácido-base, acreditando que a acidez não dependesse de nenhum 
elemento específico.
Importante!
O ácido clorídrico foi produzido pela primeira vez em torno do ano 800 pelo alquimista 
árabe Jābir Ibn Hayyān, conhecido como o pai da Química árabe, ao reagir o cloreto de 
sódio com ácido sulfúrico:
2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl
Você Sabia?
Com base em trabalhos sobre a composição química de ácidos orgânicos, o 
cientista alemão Justus Freiherr von Liebig propôs, em torno de 1838, que um 
ácido seria uma substância contendo hidrogênio que poderia ser substituído por 
um metal, numa alusão à reação característica de ácidos (dissolução de metais). 
A definição de Liebig, completamente empírica, permaneceu em uso por quase 
50 anos.
O conceito de que o hidrogênio era o responsável pelo comportamento ácido 
foi amplamente aceito, mas a existência de substâncias hidrogenadas não ácidas, 
como o amoníaco (NH3) e o metano (CH4), não era explicada. Apenas no final do 
século XIX, o sueco Svante August Arrhenius apresentou a primeira explicação 
satisfatória para o comportamento dos ácidos.
Definição
Durante a elaboração da sua tese de doutorado, o cientista sueco Svante Au-
gust Arrhenius realizou diversas experiências com substâncias em meio aquoso e 
atribuiu as propriedades de acidez à presença do íon H+. Disso, originou-se a sua 
definição de ácido (1887):
Ácido de Arrhenius: “ácido é toda substância que em solução aquosa sofre 
ionização, produzindo como cátion exclusivamente o íon H+”.
Exemplos:
HCl + H2O → H3O
+ + Cl–
CH3CO2H + H2O → H3O
+ + CH3CO2
–
1 Ácidos de halogênios – HF, HCl, HBr e HI.
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UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Importante!
As teorias de Arrhenius enfrentaram grande resistência. A sua tese de doutorado sobre 
a dissociação iônica, apresentada em 1884 na Universidade de Uppsala (Suécia), que o 
levou à sua definição de ácidos e bases, quase foi rejeitada, sendo aprovada com a nota 
mínima. Entretanto, extensões desse trabalho lhe valeram o Prêmio Nobel de Química 
de 1903.
Você Sabia?
Como o cátion H+ é um próton (núcleo de hidrogênio), ele não é estável em 
solução; assim, o próton associa-se a uma molécula de água, formando o íon H3O
+ 
(hidrônio ou hidroxônio):
H+ + H2O → H3O
+
Por simplicidade, costuma-se escrever H+ no lugar de H3O
+:
HCl(g) 
H O2� ��� H+(aq) + Cl–(aq)
CH3CO2H(l) 
H O2� ��� H+(aq) + CH3CO2–(aq)
Propriedades
Os ácidos possuem as seguintes características:
• têm sabor azedo;
• podem ser sólidos, líquidos ou gasosos (Figura 2);
Figura 2 – O ácido benzóico é um sólido cristalino (esquerda); o ácido sulfúrico 98% é um líquido incolor 
(centro); enquanto que uma solução concentrada de ácido clorídrico libera vapores da molécula (direita)
Fontes: Adaptado de Wikimedia Commons
• as suas soluções aquosas são condutoras de corrente elétrica;
• atuam sobre a coloração de indicadores ácido-base;
1011
• reagem com metais, liberando H2;
• reagem com bases, formando sal e água.
Indicadores ácido-base são substâncias que apresentam diferentes colorações quando em 
solução, dependendo da acidez do meio. Existe uma grande variedade de indicadores, que 
exibem diferentes cores que se alteram em diferentes graus de acidez (pH).
Ex
pl
or
Formulação e nomenclatura
A formulação de ácidos é feita combinando o cátion H+ com o ânion adequado. 
Para se obter o nome do ácido a partir do ânion, utiliza-se o conjunto de termina-
ções da Tabela 1.
Tabela 1 – Nomenclatura de ácidos
nome do ânion nome do ácido
. . . ito . . . oso
. . . ato . . . ico
. . . eto . . . ídrico
Exemplos:
• ânion: nitrito ⇒ ácido: nitroso
 ácido nitroso ⇒ H+ e NO2
− ⇒ HNO2
• ânion: carbonato ⇒ ácido: carbônico
 ácido carbônico ⇒ H+ e CO3
2− ⇒ H2CO3
• ânion: sulfeto ⇒ ácido: sulfídrico
 ácido sulfídrico ⇒ H+ e S2− ⇒ H2S
as moléculas dos ácidos 
são espécies químicas 
eletricamente neutras
A nomenclatura de ácidos formados a partir de ânions oxigenados de enxofre e 
de fósforo foge um pouco da regra (Tabela 2).
Tabela 2 – Nomenclatura de oxiácidos de fósforo e enxofre
ânion ácido
fórmula nome fórmula nome
H2PO2
– hipofosfito H3PO2 hipofosforoso
HPO3
2– fosfito H3PO3 fosforoso
PO4
3– fosfato H3PO4 fosfórico
SO3
2– sulfito H2SO3 sulfuroso
SO4
2– sulfato H2SO4 sulfúrico
S2O3
2– tiossulfato H2S2O3 tiossulfúrico
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UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
A rigor, a palavra “ácido” só deve ser usada após a formação dos íons; na forma pura, usa-se 
a nomenclatura de um derivado de hidrogênio. Por exemplo, em solução aquosa refere-se 
a HCl e HNO3 como ácido clorídrico e ácido nítrico, porém, quando puros, são denominados 
cloreto de hidrogênio e nitrato de hidrogênio. Contudo, essa distinção normalmente não é 
feita e, a substância é chamada de “ácido” estando ionizada ou não.
Ex
pl
or
Classificação
Os ácidos podem ser classificados segundo diferentes critérios, que levam em 
conta diferentes aspectos das moléculas.
Número de hidrogênios ionizáveis
O átomo de hidrogênio ionizável de um ácido é aquele que forma o íon H+ quan-
do a substância é colocada em meio aquoso:
HA 
H O2� ��� H+(aq) + A–(aq)
Em oxiácidos, o átomo de hidrogênio ionizável é necessariamente aquele ligado ao átomo 
de oxigênio.Ex
pl
or
• monoácidos ou monopróticos: possuem 1 hidrogênio ionizável
HCl, HCN, HNO2
• diácidos ou dipróticos: possuem 2 hidrogênios ionizáveis
H2CO3, H2SO4, H2Se
• triácidos ou tripróticos: possuem 3 hidrogênios ionizáveis
H3BO3, H3PO4, H3AsO4
• tetrácidos ou tetrapróticos: possuem 4 hidrogênios ionizáveis
H4B2O5, H4P2O7, H4SiO4
Importante!
ácido hipofosforoso ⇒ H3PO2 ⇒ monoácido
ácido fosforoso ⇒ H3PO3 ⇒ diácido
Importante!
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P POH OH
OHH
H H
O
ácido hipofosforoso
2 átomos de hidrogênio 
não ionizáveis
1 átomo de hidrogênio 
não ionizável
ácido fosforoso
O
Figura 3
Presença de oxigênio
A presença de átomos de oxigênio é um critério muito importante para a classi-
ficação dos ácidos; podem ser:
• hidrácidos ou não oxigenados
HF, H2S, HN3
• oxiácidos ou oxigenados
HBrO, H3PO4, H2C2O4
Presença de carbono
Considerando a presença de átomos de carbono, os ácidos podem ser divididos 
em duas categorias:
• orgânicos: apresentam carbono e na estrutura existe pelo menos um grupo 
carboxila ( C
O–
O
, também representado por –COOH ou –CO2H)
2
CH3CO2H, C6H5CO2H, HO2CCH2CO2H
• inorgânicos: não apresentam carbono na sua estrutura ou o carbono não 
forma nenhuma carboxila
HNO3, H2SeO4, HCN
Grau de ionização (força)
Todos os ácidos são compostos covalentes; porém, uma vez em água, formam-
-se os íons H+ e o ânion correspondente ao restante da molécula. O processo de 
formação de íons onde eles não existiam previamente é chamado ionização 
(Figura 4).
2 Existem outras classes de compostos orgânicos que também são ácidos, como os ácidos sulfônicos (RSO3H), os 
ácidos sulfínicos (RSO2H) e os ácidos fosfônicos [RP(O)(OH)2], porém, os ácidos carboxílicos (RCO2H) são os mais 
importantes (R representa uma cadeia carbônica qualquer).
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UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Figura 4 – ionização de moléculas de HCl em água; não existem íons antes da adição à água
Fonte: adaptado de socratic.org
A ionização de um ácido é um processo reversível:
H–A ⇌ H+ + A–
A forma de medir o quanto um ácido sofreu ionização é feita através do grau de 
ionização (α):
α = 
nº de mols ionizados
nº de mols dissolvidos
O grau de ionização de um ácido pode variar da seguinte maneira:
0 < α < 1 ou, percentualmente 0 < % de ionização < 100
Com base nesse critério, os ácidos são classificados em:
• fracos: α < 0,05
HCN: α = 0,00035 ou α = 0,035%; HClO: α = 0,0024 ou α = 0,24%3
• moderados: 0,05 ≤ α < 0,5
HCO2H: α = 0,17 ou α = 17%; HF: α = 0,31 ou α = 31%3
• fortes: α ≥ 0,5
H2SO4: α = 0,61 ou α = 61%; HCl: α = 0,92 ou α = 92%
3 Calculado, considerando soluções 0,05 mol/L a 25 °C.
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A mistura dos ácidos nítrico (HNO3) e clorídrico (HCl) concentrados na proporção molar de 
1:3 forma um líquido altamente corrosivo chamado água régia (do latim aqua regia = água 
real). Recebe esse nome porque pode dissolver os metais nobres ouro e platina (embora nem 
todos os metais).
A mistura de volumes iguais dos ácidos sulfúrico (H2SO4) e nítrico (HNO3) concentrados é de-
nominada mistura sulfonítrica. Corrosiva e oxidante, é utilizada em sínteses orgânicas e na 
limpeza de vidraria de laboratório.
Ex
pl
or
Para ácidos fracos, o grau de ionização varia com a temperatura e com a con-
centração da solução:
aumento da temperatura
diminuição da concentração
⇒ aumento do grau de ionização
Importante!
Quanto mais forte for um ácido, maior será a quantidade de íons H+ formada e, conse-
quentemente, maior será o seu grau de ionização.
Importante!
Na ausência de informações sobre o grau de ionização, existem regras empíricas 
simples que indicam a força de um ácido:
• hidrácidos:
 » fortes: HCl, HBr e HI
 » moderado ou semiforte: HF
 » fracos: os demais (HCN, HN3, H2S, H2Se)
• oxiácidos: considere um oxiácido com a fórmula geral no formato
HxEOy
 em que “y – x” representa o número de átomos de hidrogênio ionizáveis; assim:
 » y – x = 0: ácido fraco (HBrO, H3BO3)
 » y – x = 1: ácido moderado (HNO2, H3PO4)
 » y – x = 2: ácido forte (HIO3, H2SO4)
 » y – x = 3: ácido muito forte (HClO4, H4P2O7)
H2SO4 ⇒ y – x = 2 ⇒ ácido forte
H3PO4 ⇒ y – x = 1 ⇒ ácido moderado
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UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Importante!
H2CO3
H2SO3
H2S2O3
y – x = 1 ⇒ porém, são ácidos fracos
(são instáveis, sofrem decomposição)
〈H2CO3〉 → H2O + CO2
〈H2SO3〉 → H2O + SO2
〈H2S2O3〉 → H2O + SO2 + S
Importante!
A representação de substâncias entre colchetes, como feito acima, indica que elas são instá-
veis, decompondo-se pouco tempo depois de formadas.Ex
pl
or
Ácidos fracos têm associados a si uma constante de ionização (Ka); quanto mais 
favorável for a ionização, mais forte será o ácido e maior será o valor de Ka.
Ionização de ácidos polipróticos
Quando em água, ácidos polipróticos ionizam-se em etapas, liberando um íon 
H+ por vez. O processo é reversível, sendo descrito por uma constante de equilí-
brio Ka:
H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4– Ka1 = 7,1 × 10–3
H2PO4
– ⇌ H+ + HPO42– Ka2 = 6,3 × 10–8
HPO4
2– ⇌ H+ + PO43– Ka3 = 5,5 × 10–13
⇒
a ionização torna-se 
cada vez mais difícil
Bases
O termo base foi utilizado pela primeira vez em 1717 pelo químico francês Lou-
is Lémery como sinônimo do conceito alquímico de “matriz”4. O seu significado 
moderno é atribuído ao químico francês Guillaume-François Rouelle, o qual, em 
um texto de 1754 sobre sais, mencionava substâncias que formavam uma base 
não-volátil para a fixação de ácidos voláteis5, cancelando os seus efeitos corrosivos. 
A propriedade das bases como opostas aos ácidos havia sido postulada no século 
XVII pelo alquimista alemão Otto Tachenius.
4 Postuladoda Alquimia sobre a mulher, que seria o sagrado feminino com a responsabilidade de procriar – termo 
relacionado ao processo criativo em geral, não apenas à geração de filhos.
5 A maioria dos ácidos conhecidos no século XVIII eram líquidos voláteis ou “espíritos”, capazes de destilação.
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Em extensão à sua teoria sobre ácidos de 1680, Lémery afirmou que substâncias 
básicas seriam formadas por “corpúsculos” contendo poros de diferentes dimen-
sões (Figura 5).
Figura 5 – Concepção de Lémery de uma partícula 
de uma substância básica, caracterizada pela 
presença de poros de diferentes tamanhos
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
Lavoisier afirmava que bases resultavam da mistura de óxidos metálicos com 
água. Contudo, a primeira definição moderna de bases em termos estruturais foi 
concebida por Arrhenius.
A exemplo de o que ocorre com os ácidos, as bases também podem ser encon-
tradas no dia a dia: algumas frutas (banana, caju e caqui, que “amarram” na boca 
por diminuírem a salivação), antiácidos [Mg(OH)2 e Al(OH)3], produtos de limpeza, 
sabões, sabonetes e água de cal [Ca(OH)2].
O termo álcali, sinônimo de substância básica, foi criado no século VIII por Jābir Ibn-Hayyān. 
A palavra deriva do árabe al qalīy = cinzas, numa alusão à tradicional fonte de substâncias 
básicas (o extrato aquoso de cinzas de vegetais queimadas, chamado potassa, é composto 
principalmente por carbonato de potássio, que é moderadamente básico).
Ex
pl
or
Definição
As mesmas experiências que fundamentaram a definição de ácidos também 
levaram Arrhenius à definição de bases (1887):
Base de Arrhenius: “base é toda substância que em solução aquosa sofre disso-
ciação iônica, produzindo como ânion exclusivamente o íon OH–”.
Exemplos:
NaOH(s) 
H O2� ��� Na+(aq) + OH–(aq)
Ca(OH)2(s) 
H O2� ��� Ca2+(aq) + 2 OH–(aq)
As bases são formadas por cátions metálicos simples e pelo ânion hidroxila 
(OH−); a única base importante formada por um cátion não-metálico é o hidróxido 
de amônio (NH4OH).
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UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Propriedades
As bases possuem as seguintes características:
• têm sabor adstringente;6
• podem ser coloridas; quando isso acontece, a cor deve-se à presença de cá-
tions de metais de transição (link abaixo);
Tubos de ensaio contendo hidróxido de ferro(II) (esquerda), hidróxido de ferro(III) (centro) e 
hidróxido de cobre(II) (direita): http://bit.ly/2JDJBOAEx
pl
or
• as suas soluções aquosas são condutoras de corrente elétrica;
• atuam sobre a coloração de indicadores ácido-base;
• reagem com ácidos, formando sal e água.
Formulação e nomenclatura
Para escrever a fórmula de uma base, usa-se o ânion OH− combinado com o 
cátion adequado:
M(OH)x ⇒ hidróxido de . . . . . . . . . . .
nome de M
Exemplos:
• cátion: potássio ⇒ base: hidróxido de potássio
K+ e OH− ⇒ KOH
• cátion: alumínio ⇒ base: hidróxido de alumínio
Al3+ e OH− ⇒ Al(OH)3
• cátion: cobre(II) ⇒ base: hidróxido de cobre(II)
Cu2+ e OH− ⇒ Cu(OH)2
as bases são 
espécies químicas 
eletricamente neutras
Obs.: se o cátion metálico puder apresentar diferentes números de oxidação (ex., 
Cr+2+ e Cr3+, Fe2+ e Fe3+), esses devem ser indicados com algarismos romanos no 
nome da base; ex.: hidróxido de crômio(III).
Classificação
As bases podem ser classificadas segundo diferentes critérios:
6 Que aperta, contrai; que causa uma sensação de aperto da mucosa bucal.
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Número de íons hidroxila
• monobases: possuem 1 hidroxila
LiOH, NH4OH, AuOH
• dibases: possuem 2 hidroxilas
Sr(OH)2, Co(OH)2, Cd(OH)2
• tribases: possuem 3 hidroxilas
Bi(OH)3, Fe(OH)3, Ni(OH)3
• tetrabases: possuem 4 hidroxilas
Mn(OH)4, Sn(OH)4, Ti(OH)4
Solubilidade em água
A solubilidade em água é uma propriedade importante das bases, pois é a partir 
dela que os íons OH–, que definem uma base, são liberados; podem ser:
• muito solúveis: de metais alcalinos e de amônio
LiOH, RbOH, NH4OH
• pouco solúveis: de metais alcalino-terrosos, exceto Mg(OH)2
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2
• insolúveis: as demais, incluindo Mg(OH)2
Mg(OH)2, Bi(OH)3, Pb(OH)4
Grau de dissociação (força)
À exceção do hidróxido de amônio (NH4OH), 
todas as bases são compostos iônicos, forma-
das por um cátion metálico e pelo ânion OH–. 
Como observado por Arrhenius, ao se dissolve-
rem em água, liberam os seus íons no solvente. 
O processo de separação de íons já existentes 
é chamado dissociação (Figura 6).
A forma de medir o quanto uma base se dis-
sociou é feita através do grau de dissociação (α):
α = nº de mols dissociados
nº de mols dissolvidos
Figura 6 – Dissociação de um cristal 
de KOH em água; os íons K+ e OH– existem 
antes da adição em água
Fontes: Adaptado de Wikimedia Commons e socratic.org
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UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
O grau de dissociação de uma base pode variar da seguinte maneira:
0 < α < 1 ou, percentualmente 0 < % de dissociação < 100
Com base nesse critério, as bases são classificadas em:
• fortes: α ≥ 0,5 ⇒ bases solúveis [metais alcalinos e alcalino-terrosos, ex-
ceto Mg(OH)2]
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
A solução hidroalcoólica concentrada de hidróxido de potássio (KOH) é denominada potassa 
alcoólica. Extremamente tóxica e corrosiva, é usada em sínteses orgânicas, na fabricação de sa-
bões e fertilizantes e na remoção de restos de detergente e gorduras de vidraria de laboratório.
Ex
pl
or
• fracas: α < 0,5 ⇒ bases insolúveis [demais bases, incluindo Mg(OH)2] 
TlOH, Mg(OH)2, Cr(OH)3, Ti(OH)4; principal base fraca: NH4OH
Importante!
O NH4OH é a única base inorgânica que é solúvel em água e é fraca.
Quanto mais forte for uma base, maior será a quantidade de íons OH– formada e, conse-
quentemente, maior será o seu grau de dissociação.
Importante!
Sais
A humanidade faz uso de sais desde os seus primórdios: o principal deles é o clo-
reto de sódio (NaCl), usado no Império Romano para salgar e conservar alimentos, 
e até como forma de pagamento. Outros sais também eram de grande importância: 
no Antigo Egito, usava-se o natrão (mistura de Na2CO3, NaHCO3 e Na2SO4) no 
processo de mumificação e o sal amoníaco (NH4Cl) em rituais ao deus Amon; na 
Roma Antiga, usava-se o acetato de chumbo [(CH3CO2)2Pb] para adoçar vinho e 
frutas; na Idade Média, uma grande variedade de sais [KHCO3, PbCrO4, Bi(NO3)3, 
acetatos (cobre, chumbo), carbonatos (cálcio, cobre, chumbo, potássio, zinco), clore-
tos (amônio, estanho, mercúrio), sulfatos (amônio, bário, cálcio, cobalto, cobre, fer-
ro, sódio, zinco), sulfetos (bário, cobre, estanho, mercúrio, zinco) etc. era usada em 
diversos processos alquímicos; e, mais modernamente (até a 1a Guerra Mundial), o 
salitre (KNO3) era usado na produção de fertilizantes e explosivos.
Importante!
A palavra salário deriva do latim salarium, que significa “pagamento de sal” ou “pelo sal”. 
O termo vem do antigo Império Romano, pelo fato de que o sal (cloreto de sódio) tinha 
grande valor, pois era uma das poucas maneiras conhecidas de preservar a carne. Nesse 
contexto, era dado a soldados como parte do pagamento pelos seus serviços.
Você Sabia?
20
21
Muitos sais são (ou foram, em algum momento passado) usados como pigmen-
tos, como o amarelo (BiVO4 e PbCrO4), violeta [Co3(PO4)2], verde (CoZnO2), ver-
melho (HgS) etc.
Sais têm grande importância no dia-a-dia, encontrando aplicações em diversas 
áreas: culinária (NaCl e NaHCO3), produção de fertilizantes (KCl e sais de amônio – 
nitrato, sulfato e fosfato), medicina (BaSO4, como contraste para raio-X; diversos 
medicamentos na forma de sais de sódio e de potássio, principalmente), tratamen-
to de água (Al2(SO4)3, como agente coagulante; NaF ou Na2SiF6, na fluoretação; 
Ca(ClO)2, como desinfetante; Na2CO3, como corretor de acidez), em diversos pro-
cessos industriais etc.
Sais são compostos iônicos. Em sua tese de 1884, Arrhenius afirmou que, quan-
do dissolvidos, os sais se dissociariam em partículas carregadas, em parte do traba-
lho pelo qual ganhou o Prêmio Nobel de Químicaem 1903.
Definição
De acordo com Arrhenius, sal é um composto cujos íons subsistem após a rea-
ção entre um ácido e uma base.
Sal: “sal é toda substância que em solução aquosa sofre dissociação iônica, li-
berando pelo menos um cátion diferente de H+ e, pelo menos, um ânion diferente 
de OH–”.
Exemplos:
NaHCO3(s) 
H O2� ��� Na+(aq) + H+(aq) + CO32–(aq)
FeBr3(s) 
H O2� ��� Fe3+(aq) + 3 Br–(aq)
Propriedades
Os sais possuem as seguintes características:
• apresentam todos os sabores básicos: doce (acetato de chumbo), salgado (clo-
reto de sódio), amargo (sulfato de magnésio) e azedo (bitartarato de potássio); 
salgado e amargo são os sabores mais comuns;
• são sólidos cristalinos, com elevados pontos de fusão;
• podem ser coloridos; quando isso acontece, a cor se deve à presença de metais 
de transição tanto do cátion, quanto do ânion (Figura 7);
21
UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Figura 7 – Acima, coloração por conta do cátion: cloreto de cobalto(II) (vermelho) 
e sulfato de ferro(II) (verde-azulado); abaixo, coloração por conta do ânion: 
dicromato de amônio (laranja) e permanganato de potássio (violeta escuro)
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
• as suas soluções aquosas são condutoras de corrente elétrica;
• dependendo dos íons que os formam, podem alterar o pH da água.
Formação – reação de neutralização
Sais são o produto da reação entre ácidos e bases, denominada reação de 
neutralização.
ácido + base → sal + H2O
Importante!
A reação de neutralização recebe esse nome porque, quando ácido forte e base forte 
reagem em quantidades estequiométricas, todos os íons H+ reagem com todos os íons 
OH– para formar água. Como ambos os íons são totalmente consumidos, a solução final 
é neutra (pH = 7,0).
Você Sabia?
De acordo com Lémery (1680), “corpúsculos” ácidos e básicos se uniriam pelo 
bloqueio geométrico entre os pontos de partículas ácidas e os poros de partículas 
básicas, formando uma molécula (Figura 8).
Figura 8 – Concepção de Lémery para a reação entre uma substância ácida 
(partícula pontiaguda; esquerda) e uma substância básica (partícula porosa; 
centro), formando um produto pelo encaixe entre as partículas
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
Modernamente, uma reação ácido-base é entendida como a reação entre o cá-
tion H+ do ácido e o ânion OH– da base para formar água; os íons remanescentes 
compõem o sal (Esquema 1).
22
23
H+ + A– + C+ + OH– → C+ + A– + H2O
ácido 
ionizado
base 
dissociada
sal 
dissociado
Esquema 1 – Reação de neutralização entre ácido forte e base forte
Dependendo das quantidades de ácido e de base usadas, as reações podem ser:
• neutralização total: as quantidades de íons H+ provenientes do ácido e de 
íons OH– provenientes da base são iguais; não há excesso de nenhum dos 
dois reagentes
HClO2 + NH4OH → NH4ClO2 + H2O
2 H3AsO4 + 3 Sr(OH)2 → Sr3(AsO4)2 + 6 H2O
• neutralização parcial: as quantidades de íons H+ provenientes do ácido e 
de íons OH– provenientes da base não são iguais, havendo excesso de um 
dos reagentes
 » excesso de ácido: H2S + RbOH → RbHS + H2O ⇒ forma-se um sal ácido
 » excesso de base: HBr + Ca(OH)2 → Ca(OH)Br + 6 H2O ⇒ forma-se um 
sal básico
Formulação e nomenclatura
Para escrever a fórmula de um sal, combina-se o ânion com o cátion:
CxAy ⇒ . . . . . . . . . . . de . . . . . . . . . . .
nome de A nome de C
Exemplos:
• cátion: lítio; ânion: cloreto ⇒ sal: cloreto de lítio
Li+ e F− ⇒ LiF
• cátion: bismuto; ânion: nitrato ⇒ sal: nitrato de bismuto
Bi3+ e NO3
− ⇒ Bi(NO3)3
• cátion: ferro(II); ânion: fosfato ⇒ sal: fosfato de ferro(II)
Fe2+ e PO4
3− ⇒ Fe3(PO4)2
os sais 
são espécies 
químicas 
eletricamente 
neutras
Obs.: se o cátion metálico puder apresentar diferentes números de oxidação (ex., 
Cu+ e Cu2+, Ni2+ e Ni3+), esses devem ser indicados com algarismos romanos no 
nome do sal; ex.: fostato de cobre(II).
23
UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Classificação
Os sais podem ser classificados segundo diferentes critérios.
Presença de carbono
Considerando a presença de átomos de carbono, os sais podem ser divididos em 
duas categorias:
• orgânicos: apresentam carbono e na estrutura existe pelo menos:
 » um ânion carboxilato ( C
O–
O
, também representado por –COO– ou –CO2
–)7
CH3CO2NH4, C6H5CO2K, NaO2CCH2CO2Na
 » um cátion derivado de um composto orgânico, normalmente de uma amina 
(NR4
+)8
(CH3)3NHCl, C6H5NH3HSO4, BrNH3CH2CH2CH2CH2NH3Br
• inorgânicos: não apresentam carbono na sua estrutura ou o carbono não 
forma nenhum íon carboxilato
MgS, Cr(NO2)3, LiCN
Natureza ou tipo dos íons
• neutros ou normais: possuem apenas um cátion e um ânion
Cd(NO3)2, PbCrO4
• ácidos ou hidrogenossais: apresentam dois cátions, sendo um deles o H+
NaHCO3, Ca(H2PO4)2
• básicos ou hidroxissais: apresentam dois ânions, sendo um deles o OH–
Mg(OH)F, Bi(OH)2I
• duplos ou mistos: apresentam dois cátions diferentes de H+ ou dois ânions 
diferentes de OH–
AgFeBO3, Zn(NO3)CN
7 Outras classes de ácidos orgânicos também podem formar sais, como os sulfonatos (RSO3
–), os sulfinatos (RSO2
–) 
e os fosfonatos (RPO3
2–), porém, os carboxilatos (RCO2
–) são os mais importantes (R representa uma cadeia carbô-
nica qualquer).
8 Outras classes de compostos orgânicos também podem formar cátions estáveis, como os cátions sulfônio (R3S
+) e 
fosfônio (R4P
+), porém, os cátions amônio (R4N
+) são os mais importantes (R representa um átomo de hidrogênio 
ou uma cadeia carbônica qualquer).
24
25
Presença de água
Alguns sais podem incorporar moléculas de água em seus retículos cristalinos, 
chamada água de cristalização. Essas moléculas não estão ligadas quimicamente 
aos íons.
• hidratados ou hidratos: apresentam moléculas de água de cristalização na 
sua estrutura cristalina
CrBr3.4H2O, CoCl2.6H2O
• anidros: não possuem moléculas de água de cristalização na sua estrutura 
cristalina
CuCrO4, Hg(ONC)2
A água de cristalização pode ser removida mediante aquecimento:
CuSO4.5H2O(s) →
∆
 CuSO4(s) + 5 H2O(g)
Figura 9 – Estruturas cristalinas do sulfato de cobre hidratado (esquerda) e anidro (direita)
Fontes: Adaptado de Wikimedia Commons
Solubilidade em água
A solubilidade em água é uma propriedade importante dos sais; podem ser:
• solúveis: apresentam boa capacidade de se dissolverem em água, formando 
uma mistura homogênea
LiBr, AgNO3, FeSO4
• insolúveis: apresentam capacidade muito baixa de se dissolverem em água, 
formando uma mistura heterogênea
AgCl, BaSO4, NiS
25
UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
O comportamento de solubilidade dos sais pode ser resumido na Tabela 3.
Tabela 3 – Solubilidade de sais
íons comportamento geral principais exceções
1Aa, NH4
+ solúveis Li3PO4, KClO4, NH4ClO4
NO3
–, ClO3
– solúveis ——
ClO4
– solúveis K+, NH4
+
NO2
–, CH3CO2
– solúveis Ag+, Hg2
2+
F– solúveis 2Ab, Cu+, Pb2+, Hg2
2+
Cl–, Br– solúveis Ag+, Cu+, Pb2+, Hg2
2+
I– solúveis Ag+, Cu+, Pb2+, Hg2
2+, Hg2+
SO4
2– solúveis 2A (exceto Mg2+), Ag+, Pb2+, Hg2
2+
S2– insolúveis 1A, 2A, NH4
+
CO3
2–, PO4
3– insolúveis 1A (exceto Li+), NH4
+
demais insolúveis 1A, NH4
+
a 1A: metais alcalinos; b 2A: metais alcalino-terrosos
Condutividade elétrica
A capacidade de uma solução de sal em conduzir corrente elétrica é uma pro-
priedade muito importante. Substâncias que se dissolvem em água fornecendo íons 
à solução, e assim tornando-a condutora de eletricidade, são denominadas eletró-
litos. Os eletrólitos podem ser:
• eletrólitos fortes: as soluções aquosas são boas condutoras de eletricidade – 
formadas por sais solúveis em água
KNO3, NH4Cl
• eletrólitos fracos: as solução aquosas são más condutoras de eletricidade – 
formadas por sais insolúveis ou pouco solúveis em água
PbI2, HgCrO4
Pela sua definição, o conceito de eletrólito aplica-se também a ácidos e a bases, que igual-
mente liberam íons quando em solução aquosa.Ex
pl
or
Óxidos
Os óxidos são o produto da reação de diferenteselementos com o oxigênio; na 
natureza, esse oxigênio provém da atmosfera.
26
27
Importante!
O oxigênio livre era quase inexistente na Terra até o surgimento das primeiras bactérias 
fotossintéticas, há cerca de 3,5 bilhões de anos. O oxigênio assim formado combinou-se 
inicialmente com o ferro dissolvido nos oceanos, acumulando-se em quantidades signi-
ficativas na atmosfera apenas muito tempo depois, entre 3,0 e 2,3 bilhões de anos atrás.
Você Sabia?
Os óxidos estão ampla e abundantemente distribuídos no meio ambiente, sendo 
substâncias de grande importância: a água (H2O), o líquido da vida, é um óxido, 
bem como o gás carbônico (CO2), essencial para a fotossíntese. Diversos minérios, 
como a hematita (Fe2O3), a bauxita (Al2O3), a cassiterita (SnO2), a pirolusita (MnO2), 
o rutilo (TiO2) e a pechblenda (UO2) são óxidos. Por outro lado, o monóxido de 
carbono (CO) é um gás extremamente tóxico, mas muito importante na indústria 
siderúrgica, e óxidos de enxofre (SO2 e SO3) e de nitrogênio (NO2) são responsáveis 
pela chuva ácida. A maior parte da crosta terrestre é constituída por óxidos – sílica 
(SiO2) e alumina (Al2O3).
Óxidos são usados pela Humanidade desde os seus primórdios. Os pigmentos 
da família do ocre (diferentes formas de óxido de ferro – ferro em diferentes graus 
de oxidação, puro, hidratado ou combinado com outras substâncias), com tons que 
variam do amarelo ao marrom escuro, foram usados na elaboração de pinturas 
rupestres (Figura 10), surgidas há 40 mil anos, no final do período Paleolítico9.
Figura 10 – Acima, pigmentos da família do ocre (óxidos de ferro); abaixo, detalhe de pintura rupestre 
encontrada no Parque Nacional da Serra da Capivara (PI), produzida entre 25 e 17 mil anos atrás
Fontes: Adaptado de Wikimedia Commons
Na Idade Média, óxidos de diversos elementos (de antimônio, arsênio, cálcio, 
chumbo, cobalto, crômio, ferro, mercúrio, prata, zinco) eram usados na Alquimia. 
Muitos outros pigmentos também são óxidos, como o branco (TiO2), verde (Cr2O3), 
vermelho (Pb3O4) e azul (CoO).
9 O período Paleolítico (do grego palaiós = pedra e lithos = pedra), popularmente conhecido como idade da pedra 
lascada, é um período da pré-história caracterizado pelo desenvolvimento de ferramentas de pedra.
27
UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Algumas gemas, como a safira e o rubi, são formas modificadas de alumina 
(Al2O3), contendo impureza de ferro e crômio, respectivamente, enquanto a opala 
é uma forma hidratada de sílica (SiO2) (Figura 11).
Figura 11 – Safira (esquerda) e rubi (centro) são formas de óxido de alumínio (Al2O3) contendo impurezas 
que lhes conferem cores características; a opala (direita) é uma forma hidratada de sílica (SiO2)
Fontes: Adaptado de Wikimedia Commons
Definição
À exceção da maioria dos gases nobres (He, Ne, Ar e Kr), o oxigênio forma pelo 
menos um composto binário com cada elemento químico. Contudo, nem todos os 
compostos contendo oxigênio são classificados como óxidos.
Óxido: “óxido é um composto binário10 em que o oxigênio é o elemento mais 
eletronegativo”.
Exemplos:
Na2O Al2O3 SiO2 Cl2O7
Por essa definição, OF2 não é um óxido, sendo classificado como um fluoreto 
(Figura 12).
Figura 12 – H2O é um óxido, mas OF2
Fontes: Adaptado de Wikimedia Commons
Propriedades
Os óxidos possuem as seguintes características:
• normalmente são sólidos ou gases e, menos frequentemente, líquidos (link 
a seguir);
10 Substância formada por dois elementos químicos diferentes.
28
29
O dióxido de titânio é sólido: http://bit.ly/2Ljhfg2, a água é um líquido: http://bit.ly/2Lg8N13 
enquanto o dióxido de nitrogênio é um gás: http://bit.ly/2LiJ1Jh Ex
pl
or
• podem ser coloridos; quando isso acontece, normalmente (mas nem sempre), 
a cor se deve à presença de metais de transição (Figura 13);
Figura 13 – Acima, óxido de crômio(III) (verde) e óxido de ferro(III) (marrom); 
abaixo, óxido de bismuto (amarelo) e óxido de mercúrio(II) (vermelho)
Fontes: Adaptado de Wikimedia Commons
• em sua maioria, reagem com ácidos e/ou bases e água.
Formulação e nomenclatura
A formulação e a nomenclatura de óxidos dependem do elemento ao qual o 
átomo de oxigênio está ligado:
• óxidos de não-metais: combina-se o átomo –O– com elemento adequado E
ExOy ⇒ . . . . . . . . . . . óxido de . . . . . . . . . . .
prefixo
multiplicador
prefixo
multiplicador
+ nome de E
Exemplos: CO2: dióxido de carbono (o prexixo mono pode ser omitido);
N2O5: pentóxido de dinitrogênio.
Obs.: se E apresentar diferentes números de oxidação, esses devem ser indica-
dos com algarismos romanos no nome do óxido:
N2O3: trióxido de dinitrogênio ou óxido de nitrogênio(III);
N2O5: pentóxido de dinitrogênio ou óxido de nitrogênio(V).
• óxidos de metais: combina-se o ânion O2− com o cátion adequado
MxOy ⇒ óxido de . . . . . . . . . . .
nome de M
29
UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Exemplos:
• cátion: lítio; ânion: óxido ⇒ óxido: óxido de lítio
Li+ e O2− ⇒ Li2O
• cátion: alumínio; ânion: óxido ⇒ óxido: óxido de alumínio
Al3+ e O2− ⇒ Al2O3
os óxidos 
são espécies 
químicas 
eletricamente 
neutras
Obs.: se o cátion metálico puder apresentar diferentes números de oxidação (ex., 
Co2+ e Co3+, Ti2+ e Ti4+), esses devem ser indicados com algarismos romanos no 
nome do óxido; ex.: óxido de titânio(IV).
Classificação
Os óxidos podem ser classificados segundo diferentes critérios.
Tipo de ligação
Considerando a forma como o átomo de oxigênio se liga ao outro elemento, os 
óxidos podem ser divididos em duas categorias:
• iônicos: possuem o íon O2–, que está ligado a um cátion metálico por uma li-
gação iônica; existe grande diferença de eletronegatividade entre os elementos
CuO, Ag2O, Al2O3
• covalentes: o átomo de oxigênio está ligado covalentemente a um não-metal; 
a diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos não é grande
H2O, CO2, N2O3
Comportamento químico
A natureza do elemento que compõe o óxido é determinante no seu comporta-
mento químico:
• ácidos: formados por ametais, reagem com água, produzindo um ácido, e com 
bases, formando sal e água
P2O5, SO3, Cl2O
 reações: Cl2O + H2O → 2 HClO
SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O
Óxidos ácidos também são denominados anidridos, pois, formalmente, resultam da desi-
dratação de moléculas de ácidos.Ex
pl
or
30
31
• básicos: formados por metais, reagem com água produzindo uma base e com 
ácidos formando sal e água
K2O, CaO, CuO
 reações: Na2O + H2O → 2 NaOH
CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O
• anfóteros: podem reagir tanto com ácidos quanto com bases: na presença de 
um ácido, comportam-se como um óxido básico; na presença de uma base, 
comportam-se como um óxido ácido
ZnO, Al2O3 (principais), SnO, SnO2, PbO, PbO2, As2O3, As2O5, Sb2O3 e Sb2O5
 reações: ZnO + 2 HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + 2 NaOH → Na2ZnO2 + H2O
• mistos: comportam-se como se fossem resultado da combinação de dois óxidos 
de um mesmo elemento químico; se forem metálicos, têm fórmula geral M3O4
Fe3O4 (FeO + Fe2O3), Pb3O4 (2 PbO + PbO2), 
N2O4 (N2O3 + N2O5), Cl2O6 (Cl2O5 + Cl2O7)
 reações: Fe3O4 + 4 H2O → Fe(OH)2 + 2 Fe(OH)3
Fe3O4 + 8 HCl → FeCl2 + 2 FeCl3 + 4 H2O
Fe3O4 + 4 CO2 → FeCO3 + Fe2(CO3)3
N2O4 + H2O → HNO2 + HNO3
N2O4 + 2 KOH → KNO2 + KNO3 + 2 H2O
N2O4 + Li2O → LiNO2 + LiNO3
• neutros: não reagem com água, ácidos, bases ou outros óxidos (mas sofrem 
outros tipos de reações)
CO, NO, N2O
Importante!
O fato de serem classificados como óxidos neutros não significa que CO, NO e N2O sejam 
inertes: CO reage com O2 e outros óxidos (ex., Fe2O3) para formar CO2; NO reage pron-
tamente com Cl2 e com o O2 do ar, formando NO2; N2O é usado como comburente em 
motores de combustão interna e de foguetes, além de atacar a camada de ozônio.
Importante!
• peróxidos: apresentam em sua estrutura o íon peróxido (O2
2−); a reação com 
água ou com ácidos diluídos produz água oxigenada (H2O2)
Li2O2, Na2O2, K2O2, MgO2, CaO2 e BaO2
31
UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Nota:H2O2 é o único peróxido inorgânico covalente
 reações: CaO2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2O2
CaO2 + 2 HCl → CaCl2 + H2O2
Outras Definições de Ácidos e Bases
Limitações da teoria de Arrhenius
A teoria ácido-base de Arrhenius é de fácil compreensão, explicando com suces-
so a maioria dos fenômenos do dia a dia. No entanto, tem importantes limitações, 
havendo casos em que os conceitos de Arrhenius não se aplicam:
• aplica-se apenas a soluções aquosas;
• depende da presença de íons H+ e OH–;
• não explica por que alguns compostos, que não possuem átomos de hidrogê-
nio, produzem soluções aquosas ácidas (ex., CO2 e ZnCl2);
• não explica por que alguns compostos, que não possuem hidroxilas, produzem 
soluções aquosas básicas (ex., Na2CO3 e NH3);
Essas limitações mostraram ser necessário ampliar os conceitos de ácido e base.
Teoria ácido-base de Brönsted-Lowry
Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brönsted e o químico 
inglês Thomas Martin Lowry sugeriram, independentemente, uma nova definição 
para ácidos e bases:
Ácido de Brönsted-Lowry: “ácido é toda substância que, ao reagir, doa íons H+”.
Base de Brönsted-Lowry: “base é toda substância que, ao reagir, recebe 
íons H+”.
A definição de Brönsted-Lowry11 para ácidos não difere apreciavelmente da de-
finição de Arrhenius, mas elimina a limitação de solvente: a reação ácido-base 
de Brönsted é uma reação de transferência de prótons que pode acontecer em 
qualquer solvente:
HCl + H2O → H3O
+ + Cl–
HNO3 + H2SO4 → H2NO3
+ + HSO4
–
CH3CO2H + CH3O
– → CH3CO2
– + CH3OH
11 É muito comum referir-se a essa teoria apenas por teoria de Brönsted.
32
33
Ocorrida a reação, a substância que perdeu o próton é capaz de recebê-lo de vol-
ta, tornando-se assim uma base; similarmente, a substância que recebeu o próton 
pode vir a perdê-lo, constituindo-se assim em um ácido (Esquema 2).
ácido base
H2SO4 NH3 NH4 HSO4-+ +
ácido base
Esquema 2 – Reação ácido-base de Brönsted-Lowry mostrando a transferência 
de próton; uma vez que isso acontece, o ácido é convertido em uma base, e vice-versa
O processo envolve a reação entre um ácido e uma base fortes, que, ao trans-
ferirem o próton entre si, produzem, respectivamente, a base e o ácido fracos cor-
respondentes. Cada par de ácido/base na reação de Brönsted é chamado de par 
conjugado (Esquema 3).
A1 + B2 → A2 + B1
A1/B1: par conjugado 1 A2/B2: par conjugado 2
HC≡CH + NH2
– → HC≡C– + NH3
ácido 
forte
base 
forte
base 
fraca
ácido 
fraco
HC≡CH/HC≡C–
NH3/NH2
–
⇒ pares conjugados ácido/base
Esquema 3 – Segundo a teoria de Brönted-Lowry, a transferência de um próton ocorre 
entre ácido e base fortes, formando a base e o ácido fracos correspondentes; 
o ácido e a base correspondente são chamados de par conjugado
O conceito de sal não existe na teoria de Brönsted-Lowry; todas as reações envolvem apenas 
ácidos e bases.Ex
pl
or
Algumas substâncias podem agir tanto como ácidos quanto como bases, depen-
dendo da reação da qual participam; tais substâncias são denominadas anfipróti-
cas (Esquema 4).
H2O + C2H5O
– → OH– + C2H5OH ⇒ a água atua como ácido
H2O + HCl → H3O
+ + Cl– ⇒ a água atua como base
Esquema 4 – Exemplo de substância anfi prótica – a água pode tanto doar quanto receber um próton; 
o seu comportamento depende da força ácida ou básica relativa da substância com a qual reage
33
UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Na teoria ácido-base de Brönsted, a força de um ácido corresponde à sua tendên-
cia em doar H+, enquanto a força de uma base corresponde à sua tendência em rece-
ber H+; quanto mais forte for o ácido, mais fraca será a sua base conjugada (Tabela 4).
Tabela 4 – Forças relativas de ácidos e bases de Brönsted
ácido conjugado base conjugada
mais forte HClO4 ClO4− mais fraca
H2SO4 HSO4−
HCl Cl−
HNO3 NO3−
H3O+ H2O
H2SO3 HSO3−
HSO4− SO42−
HF F−
CH3COOH CH3COO−
H2S HS−
HSO3− SO32−
H2O OH−
HS− S2−
mais fraco OH− O2− mais forte
Fonte: Adaptado de Russell, 1981
Além de eliminar a limitação de solvente da teoria de Arrhrenius, a teoria de 
Brönsted-Lowry também explica as propriedades ácidas e básicas de substâncias 
que não possuem íons H+ nem OH–, por exemplo:
Zn2+ + H2O → [Zn(OH)]
+ + H+
NH3 + H2O → NH4
+ + OH–
Apesar desse sucesso, sendo muito útil para a análise de sistemas não aquosos, 
a teoria aplica-se apenas a reações que envolvem transferência de prótons (íons H+).
Teoria ácido-base de Lewis
Também em 1923, o químico norte-americano Gilbert Newton Lewis propôs 
uma definição mais abrangente de ácidos e bases, em termos de comportamento 
eletrônico:
Ácido de Lewis: “ácido é toda espécie química capaz de receber um par de 
elétrons”. Para que isso aconteça, a substância ácida deve possuir um átomo com 
orbitais vazios, que acomodarão os elétrons recebidos.
Base de Lewis: “base é toda espécie química capaz de doar um par de elé-
trons”. Isso implica em que uma espécie básica deve possuir pelo menos um par de 
elétrons não-compartilhado, que será doado ao ácido.
Pela sua natureza, a reação ácido-base de Lewis consiste na formação de uma 
ligação covalente (Esquema 5).
34
35
Esquema 5 – Em uma reação ácido-base, segundo a teoria de Lewis, o orbital vazio do ácido 
(A) acomoda o par de elétrons recebido da base (B), formando uma ligação covalente
Exemplos:
BF3 + NH3 → F3BNH3
AlCl3 + Cl
– → [AlCl4]
–
Em ambas as reações, as bases (o átomo de nitrogênio de NH3 e o ânion Cl
–) 
possuem pares de elétrons não compartilhados, que são doados aos ácidos (acomo-
dados pelos orbitais vazios de B e Al) para fazer a ligação covalente.
Comparação entre as teorias ácido-base
Segundo Arrhenius, a adição de um ácido à água produz o íon H+, que não exis-
te livre em solução, associando-se a uma molécula de água:
HA + H2O → H3O
+ + A–
Essa mesma reação pode ser interpretada como sendo a transferência de H+ da 
molécula de HA para a água, ou seja, trata-se de uma reação ácido-base de Bröns-
ted. Como todos os ácidos de Arrhenius comportam-se como HA, pode-se concluir 
que os ácidos de Arrhenius também se comportam como ácidos de Brönsted. É 
importante ressaltar que o oposto não é verdadeiro: existem ácidos de Brönsted que 
não são ácidos de Arrhenius, como o acetileno (HC≡CH).
O íon H+ corresponde a um átomo de hidrogênio ionizado; portanto, possui um 
orbital s vazio que pode acomodar o par de elétrons da água (Esquema 6).
Esquema 6 – Transferência de um par de elétrons não-compartilhado 
do átomo de oxigênio da água para o orbital vazio do íon H+
Essa é a descrição de uma reação ácido-base de Lewis. Todas as reações de 
Brönsted implicam na transferência de H+ de uma substância para outra, portanto, 
conclui-se que todos os ácidos de Brönsted também são ácidos de Lewis. A exem-
plo de o que acontece com a teoria de Arrhenius, o inverso não é verdadeiro: nem 
todos os ácidos de Lewis são ácidos de Brönsted, como é o caso do BF3.
35
UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Raciocínio análogo pode ser feito com relação às bases: bases de Arrhenius tam-
bém são bases de Brönsted, bases de Brönsted também são bases de Lewis, mas 
o oposto nem sempre é verdade. Essas correlações podem ser representadas pelo 
diagrama da Figura 14.
Figura 14 – Correlação entre as teorias ácido-base: ácidos e bases de Arrhenius 
também são ácidos e bases de Brönsted, e ácidos e bases de Brönsted também são 
ácidos e bases de Lewis; contudo, o inverso não é necessariamente verdade
Fonte: Acervo do conteudista
Existem outras teorias ácido-base, que se baseiam princípios diferentes dos já discutidos: 
a definição pelo sistema solvente analisa a influência do soluto na concentração dos íons 
provenientes da autoionização do solvente; a teoria de Lux-Flood envolve a reação de trans-
ferência do íon óxido (O2−), de modo análogo à transferência de H+ na teoria de Brönsted-
-Lowry; a teoria de Usanovich trata da transferência de espécies com carga elétrica; a teoria 
de Pearson baseia-se na polarizabilidade das espécies químicas.
Ex
plor
As três teorias ácido-base discutidas nesta unidade são usadas, aplicando-se 
aquela mais apropriada ao sistema que estiver sendo analisado.
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37
Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Sites
Calistry – Degree of Dissociation & pKa of Weak Acid
Este site calcula o grau de ionização de um ácido fraco a partir da sua constante de 
ionização e da sua concentração em mol/L; é possível verificar o efeito sobre o grau 
de ionização de um ácido variando a sua concentração (em inglês).
http://bit.ly/2OIV9G6
 Vídeos
Aqueous Acids in Action
Animação que compara, de forma simplificada, os comportamentos de alguns ácidos 
de Arrhenius em água (em inglês; é possível acionar legendas com tradução automática 
para o português).
https://youtu.be/kcPjY9cQpWs
Base in Water
Animação que compara, de forma simplificada, os comportamentos de algumas bases 
de Arrhenius em água (em inglês; é possível acionar legendas com tradução automática 
para o português).
https://youtu.be/jq1xrJCXH-k
Animation Neutralization Reaction
Animação que mostra, em um nível microscópico, a ocorrência de uma reação de 
neutralização (em inglês; é possível acionar legendas com tradução automática para 
o português).
https://youtu.be/uXJ-DfJkJhA
Videum – Health and Wellness Videos – Lewis Acid-Base Theory
Animação que mostra, em um nível microscópico e de forma bastante didática, reações 
ácido-base sob o ponto de vista das teorias de Brönsted-Lowry e de Lewis (em inglês).
http://bit.ly/2OWl8tZ
 Leitura
Basicidade e Acidez, da Pré-História aos Dias Atuais
Revista Virtual de Química, v. 7, n. 3. 2015 – Basicidade e Acidez, da Pré-História 
aos Dias Atuais. O artigo apresenta alguns aspectos históricos sobre os conceitos de 
acidez e basicidade.
http://bit.ly/2OFpS6O
Teorias Ácido-Base no Século XX
Química Nova na Escola, n. 9, maio. 1999 – Teorias Ácido-Base no Século XX. 
O artigo apresenta as diferentes teorias ácido-base propostas durante o século XX, 
mostrando como evoluem e como estão relacionadas entre si.
http://bit.ly/2OG6JBU
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UNIDADE Funções Inorgânicas; Teorias Ácido-Base
Referências
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2013.
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice 
Hall, 2005.
ENCYCLOPÆDIA BRITANNICA. Oxide – chemical compound. Disponível em: 
<https://www.britannica.com/science/oxide>. Acesso em: 20 maio 2019.
FRANCO, D. S. Química – Cotidiano e Transformações 1. 1. ed. São Paulo: 
FTD, 2016.
JENSEN, W. B. The Origin of the “Term Base”. Journal of Chemical Education , 
v. 83, n. 8, p. 1130-1131. 2006.
KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. M. Química Geral e Reações Químicas. v. 2. 
9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016.
RUSSELL, J. B. Química Geral. v. 2. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994.
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