Teorias Ácido-Base

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Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
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Teorias Ácido-Base 
Já aprendemos quais são as funções inorgânicas importantes dentro da Química, mas vamos 
retomar duas delas: os ácidos e as bases. Tínhamos aprendido que ácidos são aqueles compostos cuja 
fórmula começa com hidrogênio e base, aqueles que possuem hidroxila no final. Entretanto, vamos 
estender estas definições, porque vários outros compostos e espécies têm o mesmo comportamento 
dos ácidos e bases comuns que já vimos, mesmo sem ter estes indicativos em suas fórmulas. Para 
compreender e saber identificar o que é um ácido e uma base é necessário então compreender as 
teorias ácido-base desenvolvidas ao longo da história da química e a primeira delas é a teoria de 
Arrhenius, abordada a seguir. 
9.1. Teoria ácido-base de Arrhenius. 
Segundo a teoria de Arrhenius, um ácido é qualquer substância que, em solução aquosa, 
libera íons H+. Simultaneamente, ele descreve também que uma base é a substância que libera íons 
OH-. Veja os exemplos abaixo: 
HCl � H+(aq) + Cl-(aq) Ácido de Arrhenius 
NaOH � Na+(aq) + OH-(aq) Base de Arrhenius 
Assim, vimos pelas reações acima que coincide nosso entendimento anterior de que 
compostos contendo hidrogênio no inicio da fórmula são ácidos, mas agora não simplesmente 
porque os contém, mas sim porque estes são liberados em solução aquosa como prótons (H+). O 
mesmo raciocínio vale para as bases. Vale lembrar que esta teoria foi a primeira teoria ácido-base 
desenvolvida e é válida somente para SOLUÇÕES AQUOSAS. Ela é bem simples e basta 
observarmos o termo à direita (produtos) e identificar se há a presença de prótons (H+) ou de 
hidroxilas (OH-) para classificarmos o reagente (termo à esquerda) como ÁCIDO (quando libera H+ 
em água) ou como BASE (quando libera OH- em água), sem precisar da definição anterior, muito 
simplista e que nos causará transtornos para outros ácidos que não contém o hidrogênio no inicio da 
fórmula (os ácidos orgânicos, como o ácido acético CH3COOH), contido no vinagre, por exemplo) 
ou bases que não possuem hidroxilas em sua fórmulas, como a amônia (NH3), por exemplo. O ácido 
acético é considerado ácido não porque tem hidrogênio no inicio da fórmula, como é óbvio que não 
o tem, mas porque libera prótons em água, enquanto a amônia, mesmo sem a hidroxila na sua 
fórmula é capaz de produzi-la, por provocar a quebra da molécula de água, capturando o próton e 
deixando a hidroxila livre. Veja as reações abaixo: 
CH3COOH ↔ CH3COO-+ H+ Ácido, porque produz prótons na solução aquosa. 
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Base, porque produz hidroxilas na solução aquosa. 
9.2. O íon Hidrônio. 
Em situações reais, o próton nunca está livre em solução aquosa e é fácil imaginar porque, já 
que a molécula de água possui dois pares de elétrons isolados sobre o oxigênio que atraí qualquer 
carga positiva livre, como é o caso do próton. Mas vamos abordar este evento com mais calma e 
meticulosidade. Primeiro, lembramos que a molécula de água tem dois dipolos elétricos, cuja 
resultante vetorial é um dipolo elétrico que cria uma constante dielétrica na molécula, dando a ela a 
capacidade separar cargas elétricas. 
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Por isso, a molécula de água é dita polar (tem pólos positivo e negativo), o que traz 
conseqüências nas propriedades químicas desta substância, como a formação de pontes de 
hidrogênio, que é uma interação intermolecular (cria forças de atração entre as moléculas de água). 
Lembramos que as moléculas de água exibem pontes de hidrogênio (intermoleculares) e as ligações 
químicas O-H (intramoleculares). Isso mostra que a molécula de água é capaz de atrair uma outra 
molécula de água pelo fato do oxigênio (muito eletronegativo) atrair cargas parcialmente positivas 
(hidrogênio da água vizinha), como mostrado na figura a. Mostra também que esta atração da 
molécula de água poderá ser por qualquer carga positiva ou negativa, dependendo de sua orientação 
espacial, (o lado do oxigênio se atrai por cátions e o lado dos hidrogênios se atraem por ânions), 
como nas dissoluções de sais, como visto na figura b. 
a) b) 
Os ácidos de Arrhenius liberam prótons em água, que são cátions. Então, estes prótons são 
imediatamente atraídos para um dos pares de elétrons isolados que há no oxigênio, fixando de igual 
maneira aos outros dois já presos e formando o íon hidrônio (H3O+), como a figura abaixo. 
 
A ligação O-H representada por um traço reto está no plano do 
papel, a representada por um triângulo está com o hidrogênio acima do 
papel (mais perto de seu rosto) e a representada com tracejado está mais 
longe da sua vista, abaixo do plano do papel. É uma representação 3D 
utilizada em Estereoquímica. O sinal positivo é da estrutura inteira, pois 
em todos os átomos (2 H e 1 O) há um próton a mais em relação aos 
elétrons. Mas, como há 3 ligações químicas (compartilhamento de elétrons) 
não se pode afirmar onde exatamente está faltando o elétron. 
Mas, o íon hidrônio, por sua vez, pode atrair outras moléculas de água, formando o íon 
hidrônio hidratado e isso vale para outros cátions hidratados em água também. A figura abaixo 
mostra uma geometria diferente da tetragonal da água pura. Ela mostra uma geometria trigonal 
plana, porque a espécie central é o íon hidrônio e não mais a água. Como os três prótons têm cargas 
parciais iguais positivas (+ 1/3), eles terão a mesma capacidade de atrair três moléculas de águas 
pelo lado do oxigênio apenas (lado parcialmente negativo), ficando hidratada. Esta estrutura do íon 
hidrônio é conhecida como hidrônio hidratado e é mostrada abaixo. Repare que as ligações O-H 
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intramoleculares têm uma distância de 0,98 Å, enquanto que as ligações O-H intermoleculares tem 
distâncias bem maiores (1,61 Å), mostrando que as forças intramoleculares são muito mais fortes 
que as forças intermoleculares. 
 
Agora você pode se perguntar porque um outro próton não se liga no outro par de elétrons 
isolado que sobrou sobre o oxigênio do íon hidrônio, já que havia dois pares de elétrons isolados e 
apenas um deles serviu para atrair o próton. A resposta é que quando o primeiro próton se atraca na 
molécula, gerando o íon hidrônio, a espécie inteira (ou seja, o íon hidrônio agora formado) adquiriu 
uma carga positiva, virando, ele inteiro, um cátion. Assim, o próximo próton (positivo também, é 
lógico) que poderia chegar pra se pegar no par de elétrons descompromissado é então repelido 
violentamente, pois o íon hidrônio como um todo também é positivo. 
Então, antes de saltarmos a outra teoria ácido base, aperfeiçoamos a teoria de Arrhenius, 
primeiro. Logo, pela teoria de Arrhenius, podemos entender um ácido da seguinte maneira também: 
HCl + H2O � H3O+(aq) + Cl-(aq) Ácido de Arrhenius 
Agora, um ácido é definido como qualquer substância que em solução aquosa produz íons 
hidrônio H3O+, hidratado ou não. A definição de base continua a mesma. 
 
9.2. Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry. 
Primeiro, vamos direto ao a definição e depois explicaremos melhor. Pela teoria de Brønsted-
Lowry, um ácido é a substância que doa próton, enquanto a base recebe próton, não sendo 
necessária a solução aquosa. Esta teoria foi necessária pelo fato de haver inúmeras outras situações 
em que o solvente não é a água. Esta definição serve agora para qualquer solvente prótico(solvente 
que contém hidrogênio dissociável), como a amônia (NH3) e o ácido sulfúrico (H2SO4). Veja a 
reação entre o ácido acético e a amônia líquida, onde (l) é líquido e (am) é a amônia líquida. 
CH3COOH(l) + NH3(l) ↔ CH3COO-(am) + NH4+(am), 
Por mais que na equação do HCl em água pudesse ser usada a teoria de Arrhenius, para a reação do 
ácido acético ela não serve mais. Primeiro, porque não há água envolvida e, segundo, porque não há 
espécies H+, H3O+ ou OH- envolvidas, para que possamos classificar os reagentes como ácido ou 
base. Lembrando: Qualquer sistema que não seja aquoso, não pode utilizar a definição Ácido-Base 
de Arrhenius, mas não é por isso, que as substâncias deixam de ser ácidas ou básicas. 
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Mas a teoria de Brønsted-Lowry trouxe uma série de conclusões e permitiu o entendimento 
de equilíbrio químico de uma maneira surpreendente. Como a água pode se dissociar em H+ e OH-, 
sempre que houver água haverá estas espécies no meio, o que torna a água tanto básica quanto ácida 
simultaneamente, o que não tem sentido. Assim, precisamos melhorar incluir aqui uma definição 
para soluções ácidas e básicas e incluir o conceito de solução neutra. Do ponto de vista de uma 
solução, será ácida a solução em que a concentração de H+ for maior do que a de OH-, básica quando 
a concentração de OH- for maior do que a de H+ e neutra, quando a concentração de H+ e de OH- 
forem iguais. Assim, se a água H2O for entendida como HOH (H+ + OH-), então sempre que ela se 
dissociar irá produzir a mesma quantidade de H+ e OH-, sendo neutra sempre que estiver pura. Mas, 
por outro lado, se a água pura tem concentrações iguais destes dois íons, qualquer desequilíbrio, 
como a inclusão de qualquer composto que traga umas das espécies de H+ ou OH- ou que retire uma 
delas do equilíbrio da água, irá fazer com que a solução se torne ácida ou básica, pois a igualdade 
será desfeita. 
Segundo a teoria de Brønsted, quando uma molécula de água aceita um próton de uma 
molécula de ácido (tal como o HCl ou o HCN) para formar o íon H3O+, a água se comporta como 
uma base, pois é ela recebe um próton. Entretanto, uma molécula de água pode se comportar como 
ácido, doando um próton para um composto, como na reação NH3 + H2O ���� NH4+ + OH-. Repare 
que neste caso, nem poderíamos imaginar que haveria um ácido nesta reação se não fosse a teoria de 
Brønsted. Dizemos então que a água é anfiprótica, significando que pode agir como ambos, doador e 
receptor de prótons ou anfótera (ácido ou base, dependendo do meio). Mas atente-se para a 
definição: ela não é definitivamente ácida ou básica, ela será ácida se houver quem receba um próton 
dela e será básica se houver quem doe um próton para ela, o que vale dizer que seu caráter ácido ou 
básico dependerá sempre do meio em que ela estiver. 
Mas vamos ainda mais longe, já que a água é anfiprótica. Se ela pode transferir prótons para 
qualquer espécie que esteja apta a receber prótons e ela mesma é apta a recebê-los, então ela pode 
reagir com ela mesma, ou seja, as moléculas de água torçam prótons entre si, quando pura. A reação 
é muito rápida e o equilíbrio abaixo está sempre presente em água e soluções aquosas. Esta é uma 
das mais surpreendentes implicações das definições de ácidos e bases de Brønsted e a que permitiu a 
definição do conceito de pH, que veremos mais adiante. Mas, veremos a reação de equilíbrio da 
autoprotólise da água abaixo: 
2 H2O(l) ���� H3O+(l) + OH-(l) 
Este tipo de reação, na qual uma molécula transfere prótons para outra molécula da mesma 
classe, é chamada de autoprotólise. Como a ligação O-H é forte, devemos suspeitar que a proporção 
transferida é muito pequena. A constante de equilíbrio é dada pelo produto da concentração dos 
produtos dividido pelo produto das concentrações dos reagentes, como abaixo: 
2
2
3
O][H
]][OHO[H −+
=K
 
Em soluções diluídas (as únicas que consideramos), o solvente (água) está em grande 
excesso. Assim, podemos desconsiderar o denominador da relação. A expressão resultante é 
chamada de constante de autoprotólise da água (Kw) e é escrita como: 
Kw = [H3O+].[OH-] 
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Como toda teoria substituinte que preste, esta também deve contemplar a teoria anterior nas 
explicações de sucesso, além de explicar outros fenômenos que esta não explicava. Assim, a teoria 
ácido-base de Brønsted explica também a reação do HCl em água. Quando uma molécula de HCl 
dissolve-se em água, ela doa um próton para a molécula de água. Dizemos que o HCl fica 
deprotonado, enquanto a água fica protonada. Como essencialmente todas as moléculas de HCl 
doam seus prótons para a água, o HCl é classificado como um ácido forte. 
HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) 
 
Um outro ácido que transfere seus prótons para a água é o ácido cianídrico (HCN). 
Entretanto, apenas uma fração das moléculas de HCN doa seus prótons. Assim, no equilíbrio, 
ambos, moléculas de HCN e íons CN- estão presentes. Como somente uma fração de moléculas de 
HCN doa seus prótons, o HCN é classificado como um ácido fraco em água. Escrevemos o 
equilíbrio de transferência de prótons como abaixo. Repare que agora a seta tem dois sentidos. 
HCN(aq) + H2O(l) � H3O+(aq) + CN-(aq) 
A definição de Brønsted também inclui a possibilidade de que um íon seja um ácido. Por 
exemplo, um íon hidrogenocarbonato ou bicarbonato HCO3-, uma das espécies presentes em águas 
naturais, pode agir como um doador de prótons fraco, formando o carbonato. 
HCO3-(aq) + H2O(l) � H3O+(aq) + CO32-(aq) 
Um exemplo de uma base de Brønsted é um íon óxido, tal como no óxido de cálcio CaO. 
Quando o CaO dissolve-se em água, a forte carga negativa do pequeno íon O2- puxa um próton da 
molécula de água vizinha. 
O2-(aq) + H2O(l) → 2OH-(aq) 
Pela aceitação de um próton, o íon óxido fica protonado. O íon óxido forma uma ligação 
covalente coordenada com o próton pelo fornecimento de dois elétrons da ligação e torna-se o íon 
hidróxido. Todo íon óxido aceita um próton em água, então o O2- é uma base forte. Em outras 
palavras, a transferência de prótons para íons óxidos é completa em água. Muitos compostos que 
contém nitrogênio são também bases, porque o par isolado de elétrons do átomo de nitrogênio pode 
atrair um próton, como no exemplo da amônia dissolvida em água. Algumas moléculas aceitam 
prótons das moléculas de água e o equilíbrio abaixo é estabelecido. 
NH3(aq) + H2O(l) � NH4+(aq) + OH-(aq) 
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O par isolado de elétrons no átomo de N na molécula neutra NH3 tem um poder muito menor 
de puxar o próton que a carga negativa dupla do íon óxido, que é uma base forte. Assim, a amônia é, 
então, um exemplo de uma base fraca. Todas as aminas são bases fracas em água. As aminas são 
compostos orgânicos de nitrogênio, um exemplo é a metilamina, CH3NH2. A diferença da amônia 
para as aminas é que uma das ligações onde estava o hidrogênio é ocupada por um carbono. 
 
As aminas são compostos orgânicos nitrogenados presentes em corpos d’água, como fruto da 
decomposição animal e vegetal e são bases fracas em água também. Um exemplo de amina é a 
metilamina, H3C-NH2, cuja diferença para a amônia é que uma das ligações onde estava o 
hidrogênio é ocupada por um grupo metila ligado através do seu carbono., mas o par de elétrons 
livre do nitrogênio continuaapto a receber o próton, por isso as aminas são bases de Brønsted. Por 
outro lado, muito compostos orgânicos quando entram em decomposição se oxidam a ácidos 
carboxílicos. Um exemplo de ácido carboxílico é o ácido acético (CH3-COOH). Os ácidos 
carboxílicos são ácidos fracos e o próton do grupo OH é o que se desprendem da molécula. Observe 
que estes dois compostos orgânicos, metilamina e ácido acético também podem ser descritos pela 
teoria de Arrhenius, segundo as equações abaixo: 
a) b) 
Estruturas da metilamina Estrutura do ácido acético 
CH3NH3(aq) + H2O(l) � CH3NH4+(aq) + OH-(aq) ||| CH3COOH(l) + H2O(l) � CH3COO-(aq) + H3O+(aq) 
 
A transferência de prótons em solução atinge o equilíbrio rapidamente e, para todos os ácidos 
e bases fracos, devemos considerar a reação inversa da transferência de prótons, bem como a reação 
direta. Por exemplo, o íon CN- produzido quando o HCN perde o próton para a água, pode aceitar 
um outro próton, de uma outra molécula de água protonada, para formar o HCN novamente. Assim, 
de acordo com a definição de Brønsted, o cianeto CN- é uma base “conjugada” do HCN. Em geral, 
uma base conjugada é a espécie à esquerda quando um ácido doa um próton. De acordo com esta 
definição, o carbonato CO32- é a base conjugada do bi carbonato HCO3- e o óxido O2- é a base 
conjugada da hidroxila OH-. Como o HCN é um ácido que pode ser entendido como formado pela 
união de um próton a um íon cianeto, ele é o ácido “conjugado” da base CN-. Em geral, um ácido 
conjugado é uma espécie formada quando a base aceita um próton. 
 
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conjugada baseÁcido próton Doa  →
 
conjugado ácidoBase próton Aceita  →
 
Prótons podem ser transferidos de ácidos para bases até mesmo na fase gasosa, na ausência 
de um solvente. Por exemplo, os gases cloreto de hidrogênio e amônia reagem pela transferência de 
um próton quando são misturados. Eles produzem um pó fino de cloreto de amônio, freqüentemente 
visto cobrindo superfícies em laboratórios de química: 
HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s) 
Mas talvez, seja difícil observar a transferência de próton neste caso, pois há um só produto, 
o NH4Cl(s). Entendendo de ligações iônicas e covalentes, seria fácil ver que o próton foi doado para a 
amônia, gerando os íon amônio (NH4+) e cloreto (Cl-). Como não há solvente nenhum para separá-
los, eles permanecem juntos e, como a maioria dos compostos iônicos, formam um sólido. O próton 
foi doado sim, apesar de omitido pela fórmula expressa na equação. Mas, se apresentarmos a teoria 
ácido-base de Lewis, então podemos compreender isso mais facilmente sem ter que imaginar 
ligações iônicas e covalentes omitidas. As reações de transferência de prótons podem ser entendidas 
como um tipo especial de reação ácido-base de Lewis. 
 
9.3. Teoria ácido-base de Lewis. 
A teoria ácido-base de Lewis representa as reações de transferência de prótons como apenas 
um tipo especial de reação ácido-base de Lewis. Pela teoria de Lewis, um ácido é um receptor de par 
de elétrons e uma base é uma doadora de par de elétrons. Um próton (H+), por exemplo, é um 
receptor de um par de elétrons e, portanto, um ácido de Lewis. Isso porque, um próton só se apega a 
determinadas moléculas se houver um par de elétrons livres, como no oxigênio da água, no 
nitrogênio da amônia , etc. Um ácido de Brønsted é fornecedor de um ácido de Lewis particular, um 
próton. Uma base de Brønsted é um tipo especial de base de Lewis, uma substância que pode utilizar 
um par de elétrons isolados para atrair um próton. Muitos íons de metais, como os alcalinos terrosos 
e os metais de transição: ferro II, cobre II, cromo III, etc, atuam como ácido de Lewis. Como são 
cátions eles são atraídos por pares de elétrons em uma série de compostos (os ligantes). A absorção 
de minerais é favorecida quando estão na forma de quelato (complexados) e muitos aminoácidos, 
enzimas e vitaminas são quelatos. Veja algumas reações de complexação ou ácido-base de Lewis. 
AgCl(s) + 2 NH3(aq) →→→→ [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl-(aq). Dissolve o precipitado insolúvel de AgCl. 
FeCl3(s) + 6 H2O(aq) →→→→ [Fe(H2O)6]+3(aq) + 3 Cl-(aq). Ocorre em meio ácido (HCl). 
[Fe(H2O)6]+3(aq) + SCN-(aq) →→→→ [Fe(H2O)5.SCN]+2(aq). Forma uma solução vermelho sangue. 
Abaixo, observamos uma estrutura heme (complexo metal quelato parte da hemoglobina) e 
as estruturas da clorofila a e b. O íon ferroso (Fe II) e o magnésio (Mg II) atuam como ácidos de 
Lewis, recebendo o par de elétrons posicionados sobre os átomos de nitrogênios das moléculas 
ligantes, que atuam como base de Lewis. 
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Resumo das teorias ácido-base. 
Teoria Ácido Base Obs sobre o 
solvente 
Arrhenius Gera íon hidrônio H3O
+
 em 
água. 
Gera íon hidroxila OH- em 
água. 
Somente para 
soluções aquosas. 
Doador de prótons. Receptor de prótons. 
Bronsted-
Lowry Se solução aquosa, gera um 
ácido de Arrhenius tb. 
Se o receptor de prótons for 
hidroxila, base de Arrhenius tb. 
Somente para 
solventes próticos, 
incluindo a água. 
Receptor de par de elétrons. Doadora de par de elétrons. 
Lewis 
Se for o próton que recebe o 
par de elétrons, é um ácido de 
Bronsted-Lowry tb. 
Se for solução aquosa, é um 
ácido de Arrhenius tb. 
Se par de elétrons doado para o 
próton, base de Bronsted tb. 
Se for solução aq. e a hidroxila a 
doadora, base de Arrhenius tb. 
Universal. Qualquer 
solvente. É capaz de 
definir um ácido e 
uma base em 
qualquer situação. 
 
 
 
 
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Exercícios Resolvidos 
 
1) Qual é o ácido conjugado do OH-?; (b) a base conjugada do HPO42-? R.: H2O e PO43-. 
 
2) Qual é o ácido conjugado do H2O; (b) a base conjugada do NH3? R.: H3O+ e NH2-. 
 
3. Assinale a letra a para ácido e b para base com relação a substância sublinhada nas reações 
abaixo. Assinale também os números 1, 2 e/ou 3 para a teoria que pode explicar o caráter ácido 
ou básico, respectivamente para Arrhenius (1), Bronsted-Lowry (2) e Lewis (3). Obs: é possível 
mais de uma opção no item teoria. 
Reação Caráter Teoria 
HNO2(aq) + H2O(l) � H3O+(aq) + NO2-(aq) a b 1 2 3 
HCl(g) + NH3(g) � NH4Cl(s) a b 2 3 
Cu2+(aq) + 4NH3(aq) � Cu(NH3)2+ a b 3 
 
Resposta: Pela teoria de Arrhenius, um ácido é aquele composto que, em água, produz prótons (H+) 
ou íons hidrônio (H3O+), enquanto uma base produz íons hidroxilas (OH-). Pela teoria de Bronsted-
Lowry, um ácido á aquele composto que doa prótons e base é o que recebe. Pela teoria de Lewis, 
ácido é aquele que recebe um par de elétrons, enquanto a base é a doadora do par de elétrons. Assim, 
Baseado nas respostas acima se tem que: a teoria de Lewis explica todas, sem exceção. Mas, 
abordaremos cada uma em particular: 
 
HNO2(aq) + H2O(l) ⇔⇔⇔⇔ H3O+(aq) + NO2-(aq) 
1 – O HNO2 se dissocia em água e produz íons hidrônio (ácido de Arrhenius). 
2 – O HNO2 doa um próton para água (ácido de Brosted-Lowry). 
3 – O próton do HNO2 recebe o par de elétrons da água (ácido de Lewis). 
 
HCl(g) + NH3(g) ���� NH4Cl(s) 
1 – Não há água e a teoria de Arrhenius não se aplica. 
2 – A NH3 recebe um próton do HCl, formando o íon amônio (positivo), o que atrai o íon cloreto (negativo) 
que perdeu o próton. Como não há água solvente, eles se juntam para formar um sólido (base de Brosted). 
3– O par de elétrons da NH3 recebe o próton liberado do HCl (base de Lewis). 
 
Cu2+(aq) + 4NH3(aq) ⇔⇔⇔⇔ Cu(NH3)2+ 
1 – Não há água e a teoria de Arrhenius não se aplica. 
2 – Não há transferência de prótons e a teoria de Brosted-Lowry não se aplica. 
3 – A NH3 doa o par de elétrons para o íon cúprico (base de Lewis). 
 
 
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4. A água sofre autoprotólise, onde a proporção entre as espécies dissociadas e a água 
molecular é uma constante, denominada Kw, cujo valor a 25°C é de 1,0.10-14. Mostre a equação 
de autoprotólise e desenvolva a expressão de equilíbrio para o Kw. 
2 H2O(l) ⇔⇔⇔⇔ H3O+(aq) + OH-(aq) 
Resposta: A constante de equilíbrio é montada fazendo-se a razão entre o produto das concentrações 
dos produtos pelo produto das concentrações dos reagentes, como segue abaixo. Mas, pode ser 
simplificada, pois a concentração da água molecular é uma constante, já que ela é solvente. 
]][OHO[H
O][H
]][OHO[H
32
2
3 −+
−+
==wK 
5. Na teoria de Bronsted-Lowry, que define um ácido como um doador de prótons e uma base 
como receptora de prótons, há o conceito de ácido e base conjugados. Preencha a tabela 
abaixo, baseado nesta teoria. Em negrito são as respostas. 
Ácido conjugado Espécie Base conjugada 
H2PO4- HPO4-2 PO4-3 
NH4+ NH3 NH2
-
 
H2O OH
-
 Não há 
Não há H3O+ H2O 
HNO2 NO2
-
 Não há 
 
Resposta: Ácido conjugado é aquele que ganhou um próton da espécie em questão, tendo agora um 
próton a perder. Base conjugada é aquela que perdeu um próton da espécie em questão, estando 
agora apta a ganhar um próton. Atente para a carga, pis menos um próton significa diminuir a carga, 
ou seja, se é -2, passa a -3, se é +2, passa a + 1, etc...Assim, baseado na tabela acima, assinalamos: 
Na primeira linha, tem-se o dihidrogenofosfato (H2PO4-), que está assinalado como ácido conjugado 
da espécie em questão. Isto porque o dihidrogenofosfato tem um próton a mais que a espécie em 
questão, que só pode ser aquela com um próton a menos que o seu ácido conjugado, ou seja, é o 
hidrogenofosfato (HPO4-2). Sendo o HPO4-2 a espécie em questão, sua base conjugada será aquela 
com um próton a menos que ele, logo, é o fosfato (PO4-3). 
Na segunda linha, tem-se a amônia como espécie em questão e é apresentada também sua base 
conjugada, o amideto (NH2-), que possui um próton a menos que a amônia. O ácido conjugado da 
amônia será aquele com um próton a mais que ela, o íon amônio (NH4+). Já na terceira linha, tem-se 
o íon hidroxila (OH-) como espécie em questão e há a informação de que ela não possui base 
conjugada, pois a hidroxila não tem próton para perder e dar origem a uma base conjugada a partir 
dela. Mas, ela pode ganhar um próton e gerar um ácido conjugado, que será a água (H2O), que tem 
um próton a mais que a hidroxila. 
Na quarta linha, tem-se o íon hidrônio como espécie em questão. Esta espécie não pode ganhar mais 
prótons, portanto não há ácido conjugado para ele. Sua base conjugada, no entanto, será aquela com 
um próton a menos que o hidrônio, ou seja, a água (H2O). O mesmo vale para a quinta linha, com o 
nitrito como espécie em questão. Ele não pode perder prótons, pois não os tem, portanto não há base 
conjugada para ele. Seu ácido conjugado, por sua vez, será aquele com um próton a mais que ele, ou 
seja, será o ácido nitroso (HNO2).