Teoria Acido e Base

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FUNÇÕES QUÍMICAS 
 
1 - Introdução 
 
 Nas ligações vimos que os átomos se 
combinam para formarem as substâncias quími-
cas, que podem ser iônicas, moleculares ou me-
tálicas. 
 Essas substâncias são classificadas em 
orgânicas ou inorgânicas de acordo com a pre-
sença ou não do elemento químico carbono. 
 Os compostos que apresentam o elemen-
to químico carbono, como o metano (CH4), ál-
cool etílico (C2H5OH), sacarose (C12H22O11) e 
outros, são classificados como orgânicos e estu-
dados na química orgânica. Os compostos for-
mados pelos demais elementos químicos, como 
a água (H2O), ácido sulfúrico (H2SO4), hidróxi-
do de sódio (NaOH), óxido de cálcio (CaO), e 
outros, são classificados como inorgânicos e são 
estudados na química inorgânica. 
 
Obs.: os compostos, como CO, CO2 H2CO3, 
Na2CO3 e outros, contém carbono mas são estu-
dados na química inorgânica. 
 O número de substâncias conhecidas 
atualmente é muito grande e para facilitar o seu 
estudo se faz necessário classificá-las em grupos 
de acordo com suas propriedades químicas. 
 De acordo com suas propriedades quí-
micas os compostos são classificados em grupos 
ou funções químicas. 
 Função química é um conjunto de 
substâncias que apresentam propriedades quí-
micas semelhantes. 
 Na química inorgânica temos quatro 
principais funções químicas, que são: ácido, 
base, sal e óxido. 
 A nomenclatura e formulação dessas 
funções serão feitas através da tabela de cátions 
e ânions. 
TABELA DOS PRINCIPAIS CÁTIONS 
Monovalentes Divalentes Trivalentes Tetravalentes 
H
+
  hidrogênio Mg2+  magnésio Al3+  alumínio 
 
Li
+
  lítio Ca2+  cálcio Bi3+  bismuto 
Na
+
  sódio Sr2+  estrôncio B3+  boro 
K
+
  potássio Ba2+  bário Cr3+  cromo 
Rb
+
  rubídio Ra2+  rádio 
Cs
+
  césio Cd2+  cádmio 
Ag
+
  prata Zn2+  zinco 
NH4
+
  amônio 
Cu
+
  cobre I Cu2+  cobre II 
 
Au
+
  ouro I Au3+  ouro III 
Hg2
2+
  mercúrio I Hg2+  mercúrio II 
 Fe
2+
  ferro II Fe3+  ferro III 
 Ni
2+
  níquel II Ni3+  níquel III 
 Co
2+
  cobalto II Co3+  cobalto III 
 Sn
2+
  estanho II Sn4+  estanho IV 
 Pb
2+
  chumbo II Pb4+  chumbo IV 
 Mn
2+
  manganês II Mn4+  manganês IV 
 Pt
2+
  platina II Pt4+  platina IV 
Obs.: Quando um elemento formar cátions com números de cargas diferentes, costuma-se utilizar o 
sufixo OSO para o cátion de menor número de carga e o sufixo ICO para o de maior número de carga. 
2 
 
TABELA DOS PRINCIPAIS ÂNIONS 
Monovalentes Bivalentes Trivalentes Tetravalentes 
H
- 
  hidreto O
2-
  óxido N
3-
  nitreto [Fe(CN)6]
 4-
  ferrocianeto 
OH
-
  hidróxido S
2-
  sulfeto PO4
3- 
 (orto)fosfato SiO4
4-
  ortossilicato 
F
-
  fluoreto SO3
2- 
  sulfito BO3
3-
  borato P2O7
4-
  pirofosfato 
Cl
-
  cloreto SO4
2-
  sulfato AsO3
3- 
  arsenito As2O7
4-
  piroarseniato 
Br
-
  brometo S2O3
2-
  tiossulfato AsO4
3-
  arseniato Sb2O7
4-
  piroantimoniato 
I
-
  iodeto CO3
2-
  carbonato SbO3
3-
  antimonito 
CN
-
  cianeto CrO4
2-
  cromato SbO4
3-
  antimoniato 
ClO
-
  hipoclorito Cr2O7
2-
  dicromato [Fe(CN)6]
3-
 ferricianeto 
ClO2
-
  clorito SiO3
2-
  metassilicato 
ClO3
-
  clorato HPO3
2-
  fosfito 
ClO4
-
  perclorato MnO4
2-
  manganato 
BrO
-
  hipobromito 
BrO3
-
  bromato 
IO
-
  hipoiodito 
IO3
-
  iodato 
IO4
-
  periodato 
NO2
-
  nitrito 
NO3
-
  nitrato 
CNO
-  cianato 
MnO4
-
  permanganato 
H2PO2
-
  hipofosfito 
PO3
-
  metafosfato 
H3CCOO
-
  acetato 
 
 
2 - Estudo dos Ácidos 
 
2.1 - Conceito de Arrhenius. 
 Ácido é toda substância que em água se 
ioniza produzindo como cátion somente o íon 
H
+
. 
 O íon H
+
 é responsável pelas proprieda-
des que caracterizam os ácidos, e que veremos 
posteriormente. 
Obs.: O átomo de hidrogênio que, em solução 
aquosa, se transforma em H
+
 é denominado de 
hidrogênio ionizável ou hidrogênio ácido. 
 
 Equações de ionização: 
 
a) HCl H+ + Cl
b) HCN H+ + CN
-
-
H2O
H2O
c) H2SO4 H
+ + SO4
d) H3PO4 H
+ + PO4
-
-2
3
3
2
H2O
H2O
 
e) H4SiO4 H
+ + SiO4
-44
H2O
 
 
 
 
3 
 
H2O
H2O
H2O
f) HNO3 
g) H2CrO4 
h) H3BO3 
i) H4P2O7 
H2O
 
 O conceito de ácido segundo Arrhenius, 
deveria ser alterado pois sabe-se, atualmente, 
que o íon H
+
 não existe livre em solução aquosa 
e sim na forma de íon H3O
+
 (hidrônio ou hidro-
xônio), conforme equação: 
 
H
+
 + H2O  H3O
+
 
 
 
 
 Então, as equações de ionização acima 
seriam melhor representadas por: 
Exemplos: 
a) ionização do HCl. 
 
+
HCl H+ + Cl-
H + H2O H3O
HCl + H2O H3O + Cl
água
{ +
+ -
+
 
 
b) ionização do HCN 
 
+
HCN H+ + CN-
H + H2O H3O
HCN + H2O H3O + CN
água
{ +
+ -
+
 
 
c) ionização do H2SO4 
 
+
 H2SO4 2 H
+ + SO4
 2 H + 2 H2O 2 H3O
H2SO4 + 2 H2O 2 H3O + SO4
água
{ +
+
+
2-
2-
 
 
 
 
d) ionização do H3PO4 
 
+
 H3PO4 3 H
+ + PO4
 3 H + 3 H2O 3 H3O
H3PO4 + 3 H2O 3 H3O + PO4
água
{ +
+
+
3-
3-
 
 
e) ionização do H4SiO4 
 
+
 H4SiO4 4 H
+ + SiO4
 4 H + 4 H2O 4 H3O
H4SiO4 + 4 H2O 4 H3O + SiO4
água
{ +
+
+
4-
4-
 
 
f) ionização do HNO3 
 
 
 
 
g) ionização do H2CrO4 
 
 
 
 
h) ionização do H3BO3 
 
 
 
 
i) ionização do H4P2O7 
 
 
 
 
Observação: 
 Quando um ácido apresenta dois ou mais 
de hidrogênios ionizáveis, sua ionização se dará 
por etapas, ou seja, a liberação destes não ocor-
re de forma direta e sim em etapas. 
Exemplos: 
a) ionização em etapas do H2SO4 
 
H
2
SO
4
 H
+
 + HSO
4
 ( etapa)
HSO
4
 H
+
 + SO
4
 ( etapa)2- -
-
- 1
2
a
aágua
água
H
2
SO
4
 2 H+ + SO
4 
 (total)2
água
{+
 
 
ou 
 
4 
 
{
-
+
H
2
SO
4
 + H
2
O H
3
O
+
 + HSO
4
 ( etapa)
HSO
4
 + H
2
O H
3
O
+
 + SO
4
 ( etapa)2- -
- 1
2
a
a
H
2
SO
4 
+ 2 H
2
O 2 H
3
O
+
 + SO
4 
 (total)
2
 
 
b) ionização em etapas do H2S 
 
 
 
 
 
c) ionização do em etapas do H3PO4 
 
 
 
2.2 - Classificação dos ácidos 
 A classificação dos ácidos pode ser: 
 
a) Quanto à volatilidade. 
 Os ácidos, sendo todos compostos mole-
culares, podem ser encontrados no estado sólido 
(H3BO3), líquido (H2SO4) ou gasoso (HCl), nas 
condições ambientes. 
Os ácidos que apresentam pontos de e-
bulição elevados como H2SO4 (340
o
C) e H3PO4 
(220
o
C) são consideradosfixos. Os que apresen-
tam pontos de ebulição baixos, como HNO3 
(86
o
C) e os gasosos como HCl, HCN, e outros, 
são considerados voláteis. 
 
b) Quanto a presença ou não de oxigênio. 
 Hidrácidos: são ácidos que não apresen-
tam oxigênio na molécula. 
Exemplos: 
HCl, HBr, H2S, HCN. 
 Oxiácidos: são ácidos que apresentam 
oxigênio na molécula. 
Exemplos: 
HNO3, H2SO4, H3PO4, H2CO3. 
 
c) Quanto ao número de hidrogênios ionizá-
veis ou hidrogênios ácidos. 
 Monoácidos: são ácidos que apresentam 
apenas um hidrogênio ionizável por molécula. 
 
Exemplos: 
HCl, HBr, HNO3, HCNO, H3PO2. 
 Diácidos: são ácidos que apresentam 
dois hidrogênios ionizáveis por molécula. 
 
Exemplos: 
H2S, H2SO4, H2MnO4, H3PO3. 
 Triácidos: são ácidos que apresentam 
três hidrogênios ionizáveis por molécula. 
 
Exemplos: 
H3PO4, H3AsO4. 
 Tretrácidos: são ácidos que apresentam 
quatro hidrogênios ionizáveis por molécula. 
 
Exemplos: 
H4P2O7, H4[Fe(CN)6]. 
 Nos hidrácidos todos os hidrogênios são 
ionizáveis e para os oxiácidos, são ionizáveis os 
hidrogênios ligados a átomos de oxigênio. 
 
d) Quanto ao grau de ionização (força). 
 Grau de ionização () de um ácido é a 
relação entre o número de moléculas ionizadas 
(ni) pelo número total de moléculas dissolvidas 
(nd). 
 
Exemplo: 
 Para o HCl, a cada 100 moléculas dis-
solvidas, 92 se ionizam. Logo, 
 
 
 O grau de ionização () normalmente é 
expresso em percentagem, por isso o  do HCl é 
igual a 92%. 
 
 De acordo com o grau de ionização dos 
ácidos, podemos classificá-los em: 
 Ácidos Fortes: são ácidos que apresen-
tam   50%. 
 
Exemplos: 
HI ( = 97%) HClO4 ( = 97%), 
HCl ( = 92%) H2SO4 ( = 61%). 
 Ácidos Moderados ou Semifortes: são 
ácidos que apresentam 5% <  < 50%. 
 
 
5 
 
Exemplos: 
HF ( = 8,1%) H3PO4 ( = 27%). 
 
 Ácidos Fracos: são ácidos que apresen-
tam   5%. 
 
Exemplos: H2CO3 ( = 0,06%) 
 HCN ( = 0,002%). 
 
 Um modo mais prático para se determi-
nar a força dos ácidos comuns, é através das 
regras de Pauling, onde temos: 
 Hidrácidos: são fortes os ácidos HI, 
HBr, HCl. O HF é moderado e os demais hidrá-
cidos são fracos. 
 Oxiácidos: a força dos oxiácidos pode 
ser determinada pela diferença entre o número 
de átomos de oxigênio e o número de átomos de 
hidrogênios ionizáveis na molécula. Quanto 
maior for a diferença, maior será a força do áci-
do. 
 
 n de n de hidrogênios
 oxigênios ionizáveis
o_ _o
( )() -
> 1 (ácido forte)
= 1 (ácido moderado)
< 1 (ácido fraco) 
 
Obs.: O H2CO3 apresenta a diferença entre o 
número de oxigênios e hidrogênios ionizáveis 
igual a 1, mas é um ácido fraco por que se de-
compõe facilmente, de acordo com equação: 
 H2CO3  H2O + CO2 
 
Exemplos: 
a) HClO4 
(4 oxigênios) - (1 hidrogênio) = 3 (forte). 
 
b) H2SO4 
(4 oxigênios) - (2 hidrogênios) = 2 (forte). 
 
c) H3PO4 
(4 oxigênios) - (3 hidrogênios) = 1 (moderado). 
 
d) H3BO3 
(3 oxigênios) - (3 hidrogênios) = 0 (fraco) 
 
e) HMnO4 
 
 
 
f) HNO3 
 
 
 
 
g) HClO3 
 
 
 
 
H2CO3 
 
 
 
 
2.3 - Nomenclatura e Formulação. 
 Existem várias maneiras de nomear e 
formular os ácidos. A que adotaremos é através 
da tabela de ânions. A tabela apresenta o nome 
dos ânions com terminação ato, eto ou ito, mas 
o nome dos ácidos apresenta terminação ídrico, 
ico ou oso. 
 Para se determinar a nomenclatura dos 
ácidos, devemos encontrar o ânion correspon-
dente, na tabela de ânions, e trocar a terminação 
conforme o quadro abaixo. 
 
TERMINAÇÃO 
ÂNION ÁCIDO 
 ATO ICO 
ETO ÍDRICO 
ITO OSO 
 Encontrando o ânion correspondente e 
trocando a terminação, o nome do ácido é dado 
por: 
 
Ácido ...........(terminação do ânion trocada) 
 
 
Obs.: Uma maneira prática para encontrar o 
ânion correspondente é através da sua carga, 
que é igual ao número de hidrogênios ionizáveis 
existentes por molécula do ácido. 
 
Exemplos: 
Escrever o nome dos seguintes ácido. 
 
a) HNO3 
6 
 
Este ácido apresenta 1 hidrogênio ioni-
zável, por isso, temos o ânion NO3
-
 (monovalen-
te). Na tabela de ânions, encontramos o NO3
-
 
com o nome nitrato. Trocando a terminação 
(ATO por ICO) temos o nome Nítrico. Então o 
nome da substância HNO3, é ácido nítrico. 
 
b) H2S  ácido sulfídrico (proveniente do â-
nion bivalente sulfeto) 
 
c) HClO2  ácido cloroso (proveniente do 
ânion monovalente clorito) 
 
d) HBr  
 
e) HCN  
 
 
f) H2SO4  
 
 
g) H2CO3  
 
 
h) H3PO4  
 
 
i) H3BO3  
 
 
j) HClO  
 
 
l) H3AsO3  
 
 
 Para a formulação dos ácidos utilizamos 
o procedimento inverso da nomenclatura, ou 
seja, troca-se a terminação do ácido pela termi-
nação do ânion correspondente e localiza-o na 
tabela de ânions. Acrescenta-se tantos hidrogê-
nios quanto for a carga do ânion. 
 
 H+ + Ax- HxA 
 ânion ácido 
 
Exemplos: 
Escrever a fórmula dos seguintes ácidos: 
a) ácido nitroso: o ânion correspondente é o 
nitrito (NO2
-
) e o número de hidrogênios que 
devemos acrescentar é 1, logo a fórmula do 
ácido é HNO2. 
 
b) ácido iodídrico: HI (ânion correspondente é 
o iodeto  I-) 
 
c) ácido arsênico: H3AsO4 (ânion correspon-
dente é o arseniato  AsO4
3-
) 
 
d) ácido clórico: 
 
 
e) ácido ciânico: 
 
f) ácido permangânico: 
 
 
g) ácido sulfídrico: 
 
 
h) ácido fluorídrico: 
 
 
i) ácido antimônico: 
 
 
 Os prefixos: orto, meta e piro utilizados 
na nomenclatura, estão relacionados com o grau 
de hidratação dos ácidos. 
 O prefixo orto, meta e piro são usados 
para os ácidos que apresentam, respectivamente 
maior, menor e intermediário grau de hidrata-
ção. 
 A fórmula dos ácidos meta e piro, po-
dem ser determinadas através do ácido orto. 
 
 
meta = orto - H2O 
piro = 2 orto - H2O 
 
 
 
Exemplos: 
a) Ácido metafosfórico: 
 H3PO4 - H2O = HPO3 
ác. (orto)fosfórico ác. metafosfórico 
 
b) Ácido pirofosfórico: 
 2 H3PO4 - H2O = H4P2O7 
 ác. (orto)fosfórico ác. pirofosfórico 
7 
 
 Alguns ácidos são muito utilizados no 
nosso estudo, por esta razão procure memorizar 
o nome e a fórmula dos seguintes ácidos. 
 HF  ácido fluorídrico. 
HCl  ácido clorídrico. 
HBr  ácido bromídrico. 
HI  ácido iodídrico. 
H2S  ácido sulfídrico. 
HCN  ácido cianídrico. 
HNO3  ácido nítrico. 
H2SO4  ácido sulfúrico. 
H2CO3  ácido carbônico. 
H3PO4  ácido fosfórico. 
H3BO3  ácido bórico 
 
2.4 - Propriedades dos Ácidos. 
a) Os ácidos são compostos moleculares, e po-
dem se apresentar no estado sólido, líquido 
ou gasoso, nas condições ambientes. 
 
b) Os ácidos em solução aquosa conduzem cor-
rente elétrica devido a ionização. 
 
c) Ação sobre indicadores ácido-base. 
Indicadores Coloração (meio ácido) 
Fenolftaleína Incolor 
Metilorange vermelha 
Tornassol vermelha 
Azul de bromotimol amarela 
 
d) Os ácidos reagem com metais menos reativos 
que o hidrogênio da série de reatividade dos 
metais, liberando gás hidrogênio. 
 
e) Os ácidos reagem com carbonatos liberando 
gás carbônico. 
 
f) Os ácidos neutralizam as bases.2.5 - Fórmula Estrutural dos Oxiácidos. 
 Para montar a fórmula estrutural de um 
oxiácido (HxEOy) devemos considerar as se-
guintes regras: 
a) Identificar o elemento central (E). 
 
b) Colocar os oxigênios em volta do elemento 
central (E). 
 
c) Ligar hidrogênio a oxigênio na forma 
HO. Exceção: H3PO3 e H3PO2. 
 
d) Ligar o grupo HO ao elemento central. 
 
e) Caso o elemento central não tenha completa-
do o número de ligações covalentes permitidas, 
de acordo com o grupo da tabela periódica a 
que pertence, ligar o um dos oxigênios rema-
nescentes com dupla ligação. Se estiver comple-
to fazer ligação(ões) dativa(s) com o(s) oxigê-
nio(s). 
 
Exemplo: 
a) Construir a fórmula estrutural do H3PO4. 
Considerando o H3PO4 onde o P(Família 
5A) é o elemento central, devendo fazer 3 liga-
ções covalentes simples de acordo com o grupo 
da tabela periódica que o mesmo pertence. Os 4 
oxigênios devem estar em volta do P. Ligar os 
H aos oxigênios formando o grupo H
___
O
___
, 
ligando este ao P através de ligações simples a 
fim de obter o octeto de cada átomo. 
 
 O
H O P O H
 O
 H
 
 
 O
H O P O H
 O
 H
 
Como o P já tem o octeto completo, devemos 
montar assim uma ligação dativa entre o oxigê-
nio e o P. O
H O P O H
 O
 H
 
 
b) Construir a fórmula estrutural do H2SO4. 
 
 
 
 
c) Construir a fórmula estrutural do HNO3 
 
 
8 
 
 
d) Construir a fórmula estrutural do H2CO3. 
 
 
 
 
e) Construir a fórmula estrutural do HNO3. 
 
 
 
 
f) Construir a fórmula estrutural do HClO4. 
 
 
 
 
h) Construir a fórmula estrutural do H3PO3. 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1) Escrevas as equações de ionização total dos 
seguintes ácidos: 
 a) H2SO4 
 
 
 
 b) H3PO4 
 
 
 
 c) H3 [Fe(CN)6] 
 
 
 
 d) H2CO3 
 
 
 
2) Classifique os ácidos abaixo quanto a pre-
sença de oxigênio, número de hidrogênios ioni-
záveis e força. 
a) HBr 
______________________________________
______________________________________ 
 
b) HClO 
______________________________________
______________________________________ 
 
c) H2S 
______________________________________
______________________________________ 
 
d) HNO3 
______________________________________
______________________________________ 
 
e) H4As2O7 
______________________________________
______________________________________ 
 
f) HCIO4 
______________________________________
______________________________________ 
 
g) H3PO4 
______________________________________
______________________________________ 
3) Cite três propriedades dos ácidos. 
R.:____________________________________ 
______________________________________
______________________________________ 
 
4) Qual a característica dos ácidos cujos nomes 
terminam por ídrico. 
R.:____________________________________ 
______________________________________ 
 
5) Em cada um dos grupos, disponha os ácidos 
em ordem crescente de força: 
a) H2S, HI, HF 
______________________________________
______________________________________ 
 
b) HNO3, HNO2 
______________________________________
______________________________________ 
 
c) HClO4, HClO3, HClO2, HClO 
______________________________________
______________________________________ 
 
d) HClO4, H2SO4, H3PO4, HClO 
______________________________________
______________________________________ 
 
 
9 
 
 
6) Dê o nome dos seguintes ácidos: 
a) H3PO2 ___________________________ 
b) H4P2O7 ___________________________ 
c) HF ___________________________ 
d) H3BO3 ___________________________ 
e) H3PO3 ___________________________ 
f) H2S ___________________________ 
g) HIO2 ___________________________ 
h) HCN ___________________________ 
i) HNO3 ___________________________ 
j) H3AsO4 ___________________________ 
l) H4Fe(CN)6 ___________________________ 
 
7) Escreva a fórmula dos seguintes ácidos: 
a) ácido sulfúrico _____________________ 
b) ácido nitroso _____________________ 
c) ácido hipofosforoso _______________ 
d) ácido fosfórico _____________________ 
e) ácido iódico _____________________ 
f) ácido periódico _____________________ 
g) ácido nítrico _____________________ 
h) ácido manganoso _____________________ 
i) ácido carbônico _____________________ 
j) ácido brômico _____________________ 
k) ácido metafosfórico _______________ 
l) ácido hipocloroso _____________________ 
m) ácido sulfuroso _____________________ 
n) ácido cianídrico _____________________ 
o) ácido arsênico _____________________ 
p) ácido pirofosfórico ____________________ 
q) ácido ciânico _____________________ 
 
 
7) Dê a fórmula molecular e a estrutural dos 
ácidos : 
 
a) ácido iódico 
 
 
 
 
 
 
b) ácido sulfúrico 
 
 
 
 
c) ácido carbônico 
 
 
 
 
 
d) ácido nitroso 
 
 
 
 
 
e) ácido nítrico 
 
 
 
 
 
f) ácido perclórico 
 
 
 
 
 
g) ácido sulfuroso 
 
10 
 
 
 
8) Por que o ácido hipofosforoso (H3PO2) e o 
ácido fosforoso H3PO3), apesar de possuírem 
três hidrogênios nas respectivas moléculas, 
não são triácidos? Justifique através da fór-
mula estrutural. 
 
 
 
 
 
 
9) Em que condições os ácidos conduzem cor-
rente elétrica? Justifique a sua resposta e-
xemplificando através da equação de ioniza-
ção. 
______________________________________
______________________________________ 
______________________________________
______________________________________ 
 
10) Complete a tabela abaixo, seguindo o exemplo do ânion brometo: 
 
Ânion Ácido Classificação 
Nome do 
ânion 
Fórmula do 
ânion 
Nome do 
ácido 
Fórmula do 
ácido 
Presença de 
oxigênio 
Número de 
H
+
 
Força 
brometo Br
-
 Ác. bromídrico HBr hidrácido monoácido forte 
 SO4
2-
 
 ác. nítrico 
 H2CrO4 
 CNO
-
 
fosfato 
 ác. iódico 
 H3BO3 
 MnO4
-
 
cianeto 
 HNO2 
hipoclorito 
 ClO2
-
 
 ác. clórico 
 HClO4 
sulfito 
 F
-
 
 ác. brômico 
 HBrO 
hipoiodito 
 S
2-
 
 ác. iódico 
11 
 
 
 
3 - Estudo das Bases 
 
3.1 - Conceito de Arrhenius. 
 Base é toda substância que em água se 
dissocia, produzindo como ânion, somente o íon 
OH
-
. 
 O íon OH
-
, denominado de hidróxido, é 
responsável pelas propriedades que caracteri-
zam as bases. 
 
Equações de dissociação: 
a) NaOH Na+ + OH-
b) Ca(OH)2 Ca
2+ + 2 OH-
c) Al(OH)3 Al
3+ + 3 OH-
d) KOH
e) Ba(OH)2
f) Fe(OH)3
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
 
 
3.2 - Classificação das bases. 
 
a) Quanto ao número de OH
-
. 
 
 Monobases: apresentam apenas um OH
-
. 
Exemplos: 
 NaOH, KOH, NH4OH. 
 
 
 Dibases: apresentam dois OH
-
. 
Exemplos: 
 Ca(OH)2, Ba(OH)2, Mg(OH)2. 
 
 
 Tribases: apresentam três OH
-
. 
Exemplos: 
 Al(OH)3, Fe(OH)3. 
 
 
 Tetrabases: apresentam quatro OH
-
. 
Exemplos: 
 Sn(OH)4, Pb(OH)4. 
 
b) Quanto à solubilidade em água. 
 
 
 Solúveis: são as bases de metais alcali-nos e amônio. 
Exemplos: NaOH, KOH, NH4OH. 
 
 
 Pouco solúveis: são as bases de metais 
alcalinos terrosos. 
Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2, Mg(OH)2. 
 
 
 Insolúveis: são todas as demais bases. 
Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3, Sn(OH)4. 
c) Quanto à Força. 
 Fortes: bases muito dissociadas. São 
bases fortes dos metais alcalinos e alcalinos 
terrosos: (cálcio, bário e rádio). 
Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2. 
 
 Fracas: bases pouco dissociadas. São as 
demais bases. 
Exemplos: AgOH, Zn(OH)2, Al(OH)3, NH4OH. 
 
3.3 - Nomenclatura e formulação. 
 Como as bases são formadas por um 
cátion geralmente metálicos e por um ânion 
(OH), a nomenclatura e a formulação das bases 
são determinadas através da tabela de cátions. 
 
Nomenclatura: 
 
 
 
Hidróxido de ...................................... 
nome do cátion 
 
 
Exemplos: 
a) NaOH  hidróxido de sódio 
b) AgOH  hidróxido de prata 
c) Fe(OH)3  hidróxido de ferro III 
d) Cu(OH)2  
e) LiOH  
f) Sn(OH)4  
 
Obs.: A amônia NH3, conhecida como amonía-
co é um composto molecular e gasoso que ao 
dissolver-se em água sofrem ionização produ-
zindo como ânion o íon OH
-
. O produto da rea-
ção da amônia com água forma um composto 
que pode ser representado por NH4OH, denomi-
nado de hidróxido de amônio (este só existe em 
água). O fenômeno pode ser representado pela 
equação: 
 
 
NH3(g) + H2O(l) NH4(aq) + OH(aq)
-+
NH4OH 
 
12 
 
Formulação: 
 
 Procura-se o cátion correspondente na 
tabela e acrescenta-se um número OH
-
., igual a 
carga do cátion. 
 
Mex+ + OH- Me(OH)x 
 
 
Exemplos: 
a) Hidróxido de lítio: 
 cátion: Li
+
 (monovalente) 
 n
o
 de OH
-
.= 1 OH
-
 
 fórmula da base: LiOH 
 
b) Hidróxido de bário: 
 cátion: Ba
2+
 (divalente) 
 n
o
 de OH
-
. = 2 OH
-
 
 fórmula da base: Ba(OH)2 
 
c) Hidróxido de alumínio: 
 
 
 
 
d) Hidróxido de ferro III: 
 
 
 
 
e) Hidróxido de zinco: 
 
 
 
 
f) Hidróxido de ouro III: 
 
 
 
 
g) Hidróxido de magnésio: 
 
 
 
 Algumas bases são muito utilizados no 
nosso estudo, por esta razão procure memorizar 
o nome e a fórmula das seguintes bases: 
 
 
NaOH  hidróxido de sódio 
KOH  hidróxido de potássio 
NH4OH  hidróxido de amônio 
Ca(OH)2  hidróxido de cálcio 
Mg(OH)2  hidróxido de magnésio 
Al(OH)3  hidróxido de alumínio 
Cu(OH)2  hidróxido de cobre II 
AgOH  hidróxido de prata 
Fe(OH)3  hidróxido de ferro III 
3.4 - Propriedades das bases. 
 
a) As bases, em geral, são iônicas por isso 
quanto ao estado físico são sólidos, exceto o 
NH4OH que só existe em solução aquosa.. 
 
b) Ação das bases sobre indicadores: 
 
 meio meio 
indicadores ácido básico 
fenolftaleína incolor vermelha 
metilorange vermelha amarela 
tornassol vermelha azul 
azul de bromotimol amarela azul 
 
c) As bases neutralizam os ácidos. 
 
d) A maioria das bases metálicas quando aque-
cidas se decompõem em óxido e água. As 
bases dos metais alcalinos resistem ao aque-
cimento e podem ser fundidas. 
Exemplos: 
a) Cu(OH)2  CuO + H2O 
b) Ca(OH)2  CaO + H2O 
Obs.: O NH4OH se decompõem, segundo a e-
quação: 
NH4OH  NH3 + H2O 
 
e) As bases conduzem corrente elétrica em so-
lução aquosa. As bases de metais alcalinos, 
também conduzem no estado fundido. 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1) Escreva a equação de dissociação iônica das 
bases: 
a) hidróxido de lítio 
 
13 
 
 
b) hidróxido de magnésio 
 
 
c) hidróxido ferro III 
 
 
d) hidróxido de zinco 
 
 
e) hidróxido ouro III 
2) Cite três propriedades das bases. 
R.:____________________________________
______________________________________
______________________________________ 
 
3) Classifique quanto à força, número de OH- e 
à solubilidade em água, as seguintes bases: 
 
a) Pb(OH)2 
 
 
b) KOH 
 
 
c) Mn(OH)4 
 
 
d) Sr(OH)2 
 
 
e) Fe(OH)3 
 
 
f) Co(OH)3 
 
 
 
4) Obtenha a fórmula das seguintes bases: 
a) hidróxido de sódio 
 
 
b) hidróxido níquel III 
 
 
c) hidróxido de magnésio 
 
 
d) hidróxido de estanho II 
 
 
e) hidróxido de zinco 
 
 
f) hidróxido de mercúrio II 
 
 
g) hidróxido prata 
 
 
h) hidróxido de estanho IV 
 
 
i) hidróxido cobre II 
 
 
j) hidróxido de cádmio 
 
 
5) Dê os nomes das bases: 
a) KOH _________________________ 
 
b) Ba(OH)2 _________________________ 
 
c) Mg(OH)2 _________________________ 
 
d) Bi(OH)3 _________________________ 
 
e) LiOH _________________________ 
 
f) Be(OH)2 _________________________ 
 
g) Al(OH)3 _________________________ 
 
h) Cr(OH)3 _________________________ 
 
i) NH4OH _________________________ 
 
j) AgOH _________________________ 
 
 
6) Dê o nome das seguintes bases empregando 
os sufixos oso e ico para os cátions: 
a) Fe(OH)2 _________________________ 
 
b) Cu(OH)2 _________________________ 
 
c) Pt(OH)4 _________________________ 
 
d) Sn(OH)4 _________________________ 
 
e) Ni(OH)3 _________________________ 
 
f) Fe(OH)3 _________________________ 
14 
 
 
g) CuOH _________________________ 
 
h) Co(OH)2 _________________________ 
 
i) AuOH _________________________ 
 
j) Hg2(OH)2 _________________________ 
l) Au(OH)3 _________________________ 
 
m) Ni(OH)2 _________________________ 
 
 
10) Complete a tabela abaixo, seguindo o exemplo do hidróxido de lítio: 
 
Nome da base Fórmula da base Solubilidade Número de OH
-
 Força 
Hidróxido de lítio LiOH solúvel monobase forte 
 Ca(OH)2 
Hidróxido de prata 
 Al(OH)3 
Hidróxido de magnésio 
 Fe(OH)2 
Hidróxido de ouro III 
 KOH 
Hidróxido de cádmio 
 NH4OH 
Hidróxido de zinco 
 CuOH 
Hidróxido de bário 
 Pb(OH)4 
Hidróxido de sódio 
 Sr(OH)2 
Hidróxido de césio 
 Ra(OH)2 
Hidróxido de ferro III 
 Hg(OH)2 
Hidróxido de rubídio 
 Ni(OH)3 
Hidróxido de ouro I 
 Co(OH)3 
45