Ácidos, bases, sais e óxidos

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ÁCIDOS, BASES, SAIS E ÓXIDOS 
 
INTRODUÇÃO 
 
Com o avento de novas tecnologias, o estudo da química tem sido efetuado de 
forma a contribuir para a descoberta de muitas substâncias. Com isso, faz-se necessária a 
ramificação no que concerne a classificação de tais substâncias descobertas para facilitar seu 
estudo e compreensão de suas características. Para isso, as substâncias devem ser agrupadas, 
dependendo de uma série de parâmetros, de acordo com suas características físicas e químicas 
em espécies de famílias, assim como ocorre com a organização dos elementos na Tabela 
Periódica. Tal forma de organização permite facilitar o seu estudo bem como compará-las 
com outras substâncias. 
Portanto, as famílias nas quais as substâncias são agrupadas são as Funções 
Químicas, que abrangem todas as substâncias que possuem propriedades funcionais comuns 
entre si. Dependendo da classe de compostos que é alvo de estudos, as funções podem 
pertencer à Química Orgânica ou à Química Inorgânica. Na Química Orgânica existem 
variadas funções, dentre elas, álcoois, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos, entre outras. As 
substâncias pertencentes a cada família são classificadas de acordo com a presença do grupo 
funcional que possuem. Já na Química Inorgânica, também ocorre a segregação das 
substâncias em classes de compostos que possuem características em comum. As principais 
funções da Química Inorgânica são os Ácidos, as Bases, os Sais e os Óxidos. Tais funções 
serão alvo de estudo no presente trabalho. 
Para que as Funções Inorgânicas possam ser mais bem compreendidas, faz-se 
necessária uma explicação, mesmo que sucinta, de alguns conceitos e teorias importantes. 
 
 
1.TEORIA DA DISSOCIAÇÃO IÔNICA DE ARRHENIUS 
 
Svante August Arrhenius foi um químico sueco nascido em 1859 e propôs a 
conhecida Teoria da Dissociação Iônica que, verificada por ele, mostrava que algumas 
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soluções aquosas são perfeitamente capazes de conduzir corrente elétrica como, por exemplo, 
uma solução aquosa de NaCl (cloreto de sódio). Esta solução é passível de condução de 
eletricidade uma vez que, quando o referido sal é dissolvido em água, sua estrutura cristalina é 
“desmontada” e, como a natureza da ligação entre o sódio (Na) e o cloro (Cl) é iônica, as 
moléculas da água provocam a ruptura desta estrutura cristalina e os íons Na
+
 (cátion) e Cl
-
 
(ânion) se tornam mais livres para se movimentarem no meio. Logo, o sal NaCl é um 
eletrólito que, em solução aquosa, apresenta-se como íons, que são partículas eletricamente 
carregadas. (FELTRE, 2004) 
Porém, Arrhenius também percebeu que certas substâncias, mesmo em solução 
aquosa, não possuem a propriedade de se apresentarem como eletrólitos, logo, tais substâncias 
são chamadas de não-eletrólitos por não serem eficazes na condução de corrente elétrica. Este 
é o caso, por exemplo, da sacarose (C12H22O11) que, em meio aquoso, apresenta-se como uma 
substância neutra, ou seja, sem carga, o que a torna impossibilitada de conduzir corrente 
elétrica. (FELTRE, 2004) 
É um importante ressaltar que, os não-eletrólitos são substâncias moleculares, ao 
passo que os eletrólitos podem tanto serem moleculares como, também, substâncias iônicas. 
Quando o cloreto de sódio está em meio aquoso ocorre, justamente, a separação dos íons (Na
+
 
e Cl
-
), a chamada dissociação iônica ou eletrolítica. (FELTRE, 2004) 
 
 
2.IONIZAÇÃO E GRAU DE IONIZAÇÃO 
 
Considerando-se outra substância, o HCl por exemplo. Tal composto, quando em 
solução aquosa tem a segregação dos íons em H
+ 
e Cl
-.
 A este fenômeno dá-se o nome de 
ionização. Para que se possa medir se um eletrólito é forte ou fraco, contamos com o auxílio 
de uma simples equação: 
α = número de moléculas ionizadas/ número de moléculas dissolvidas 
Para eletrólitos fortes, o valor de α deverá estar entre 50 e 100%. Para eletrólitos 
moderados, este valor pode oscilar entre 5 e 50%. Já para eletrólitos fracos, os valores de α 
são inferiores a 5%. 
 
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3. ÁCIDOS 
 
Muitas substâncias presentes em nosso dia a dia são substâncias consideradas 
ácidas. Tais substâncias, para que possam se assim consideradas devem apresentar algumas 
características em comum. Entre estas características podem se destacar: 
 Sabor ácido: frutas como laranja, limão abacaxi, dentre outras, apresentam uma 
acidez característica. Tal acidez pode ser sentida em virtude da presença de íons H
+ 
que 
entram em contato com as células presentes na língua e permitem a sensação desta acidez. 
 Presença de Hidrogênio: muitas substâncias ácidas (se não todas) apresentam 
um ou mais átomos de hidrogênio no lado esquerdo de sua fórmula molecular. Porém, tal 
afirmativa não abrange todas as substâncias. Dois bons exemplos são a água (H2O) e o 
peróxido de hidrogênio (H2O2). Como exemplos de substâncias ácidas, de acordo com esta 
característica, tem-se o H2SO4 (ácido sulfúrico), HCl (ácido clorídrico), H3PO4 (ácido 
fosfórico), entre outros. 
 Ácidos reagem com metais liberando gás hidrogênio (H2): substâncias ácidas, 
quando colocadas com metais que apresentam facilidade de reagir, formam, como um dos 
produtos da reação, o hidrogênio gasoso. Como exemplo: 
 
2HCl + Zn ZnCl2 (aq) + H2 (g) 
 
 Ácidos reagem com bases: de acordo com estudos, comprovou-se que 
substâncias ácidas são capazes de reagirem com substâncias básicas formando, como produtos 
da reação, sal e água. Como no exemplo: 
 
HCl + NaOH NaCl + H2O 
 
Logo, o ácido clorídrico, quando colocado na presença de uma base, no caso 
hidróxido de sódio, reage e produz o cloreto de sódio (sal) e água. 
 Condução de corrente elétrica: como mencionado anteriormente, substâncias 
capazes de se ionizarem em solução aquosa podem conduzir corrente elétrica. Substâncias 
ácidas, quando dissolvidas em água, formam soluções condutoras de eletricidade. Isto se deve 
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ao fato de que, quando em meio aquoso, os ácidos liberam seu cátion (H
+
) e seu respectivo 
ànion, o que torna a solução apta para a condução de corrente elétrica. 
 Reação com indicadores: segundo MACEDO E CARVALHO (2000), “[...] 
indicadores são substâncias que revelam a presença de cátions de hidrogênio livres em 
solução. [...]”. Muitas substâncias podem funcionar como indicadores, como a fenolftaleína, 
suco de repolho roxo, papel de tornassol, etc. No caso específico do papel tornassol, quando o 
mesmo é colocado em solução ácida, torna-se avermelhado. Isto pode ser explicado porque 
“[...] os íons H+ do meio ácido reagem com suas moléculas, mudando o arranjo de seus 
átomos, e, como consequência, há uma mudança na coloração do indicador.” (MACEDO E 
CARVALHO, 2000) 
Já o indicador fenolftaleína torna-se incolor na presença de solução ácida. 
 
3.1 Ácidos de Arrhenius 
O cientista Arrhenius (o mesmo que propôs a Teoria da Dissociação Iônica) 
elaborou o seguinte conceito em relação às substâncias ácidas: 
“Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como íon 
positivo o cátion hidrogênio (H
+).” 
Logo, por terem em comum pelo menos um hidrogênio ionizável em meio 
aquoso, o H+ é tido como o radical funcional dos ácidos. 
No entanto, segundo FELTRE (2004), “Atualmente sabe-se que a definição de 
Arrhenius não é rigorosamente correta. Na verdade, em solução aquosa, o cátion H
+
 se une a 
uma molécula de água formando o íon H3O
+
, chamadohidrônio ou hidroxônio”. 
 
H
+
 + H2O H3O
+ 
 
 
3.2 Classificação dos Ácidos 
Os ácidos podem se classificados de acordo com algumas de suas características: 
 
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3.2.1Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: 
 Monoácidos: liberação, durante a ionização, de apenas um íon H
+
. Ex.: HCl. 
 Diácidos: liberação, durante a ionização, de 2 H
+
 por molécula. Ex.: H2SO4. 
 Triácidos: liberação, durante a ionização, de 3 H
+
 por molécula. Ex.: H3PO4. 
 Tetrácidos: liberação, durante a ionização, de 4 H
+
 por molécula.Ex.: H4P2O7. 
Vale a ressalva que os ácidos que apresentam dois ou mais hidrogênios ionizáveis 
também são conhecidos como poliácidos e que tais íons não são liberados em solução de uma 
única vez. 
 
3.2.2. Presença ou não de oxigênio na molécula: temos hidrácidos, que são os 
ácidos que não apresentam o átomo de oxigênio em sua molécula. Ex.: HCl, HF, HBr. Já os 
oxiácidos possuem ao menos um átomo de oxigênio em sua molécula. Ex.: H2SO4, HNO3, 
H3PO4. 
 
3.2.3. De acordo com a força ácida: esta é a facilidade ou não com que os ácidos 
liberam em solução seus íons H
+
. Com base nisso, os ácidos podem ser: 
 Fortes: se o percentual de ionização (α) é maior que 50. 
 Moderados: quando o percentual de ionização está entre 5 e 50. 
 Fracos: são aqueles cujo α é menor do que 5. 
Dentre os hidrácidos, os mais fortes são: HI, HBr, HF, H2S, HCN, etc. (MACEDO 
E CARVALHO, 2000). 
Já em oxiácidos, determina-se a força subtraindo-se o número de oxigênios pelo 
de hidrogênios. Caso o valor esteja entre 2 e 3, é forte; caso este seja 1, o ácido é fraco. Vale 
ressaltar que o ácido carbônico (H2CO3) não segue tal regra e se ioniza fracamente. 
 
3.3 Nomenclatura 
A nomenclatura dos ácidos varia de acordo com a presença ou ausência de 
oxigênio na molécula: 
 
3.3.1 Hidrácidos: terminação ÍDRICO 
ácido + nome do ânion + ídrico. 
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Ex.: HCl: ácido clorídrico; HCN: ácido cianídrico. 
 
3.3.2 Oxiácidos 
 Apenas um óxido é formado: 
ácido + nome do elemento + ico 
Ex.: H2CO3: ácido carbônico 
 Quando há a possibilidade de formação de 2 oxiácidos: 
ácido + nome do elemento + ico (maior nox) ou oso (menor nox) 
Ex.: HNO3: ácido nítrico; HNO2: ácido nitroso. 
 Havendo possibilidade de formação de 3 ou mais oxiácidos: 
ácido per + elemento + ico 
ácido + elemento + ico 
ácido + elemento + oso 
ácido hipo + elemento + oso 
Ex.: HClO4: ácido perclórico; HClO3: ácido clórico; HClO2: ácido cloroso; HClO: 
ácido hipocloroso. 
 
3.4. Alguns ácidos e suas aplicações 
 
3.4.1. Ácido clorídrico (HCl): é um dos componentes do suco gástrico presente 
no estômago. É um ácido altamente corrosivo cujo vapor é tóxico. Apresenta-se como um gás 
de alta solubilidade em água. É largamente empregado na produção de corantes e produtos de 
limpeza, como o ácido muriático, que não contém HCl puro. Pode ser produzido em escala 
industrial: 
 
H2 + Cl2 2HCl 
 
ou em laboratório, 
 
2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + HCl 
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3.4.2. Ácido fluorídrico (HF): produzido a partir do minério fluorita, CaF2, é um 
líquido incolor e bastante corrosivo. 
 
CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2HF 
 
O HF é utilizado para decoração de objetos de vidro, pois é corrosivo, atacando a 
sílica. (FELTRE, 2004) 
 
3.4.3. Ácido sulfúrico (H2SO4): é líquido incolor e corrosivo, sendo pouco 
volátil. Pode ser produzido por processo catalítico, onde, a sequência das reações é a seguinte: 
 
 Queima de enxofre: S + O2 SO2 
 Oxidação do SO2: 2SO2 + O2 2SO3 
 Reação do SO3 com água: SO3 + H2O H2SO4 
 
É amplamente utilizado na produção de plásticos, celulose, tintas, no 
refino de petróleo, em bateria de automóveis, entre outros. (FELTRE, 2004). 
 
3.4.4. Ácido nítrico (HNO3): é solúvel em água, corrosivo e tóxico. A nível 
industrial é produzido a partir da amônia: 
 
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 
2NO + O2 2NO2 
3NO2 + H2 2HNO3 + NO 
 
Amplamente utilizado no fabrico de explosivos, medicamentos e na composição 
química de fertilizantes. 
 
3.4.5. Ácido Cianídrico (HCN): nos Estados unidos, era amplamente utilizado 
nas câmaras de gás para executar indivíduos condenados à morte. Também é empregado na 
indústria de plásticos, corantes, acrílicos, entre outros. É também conhecido como ácido 
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prússico ou, ainda, cianureto de hidrogênio, é um ácido fraco e pode ser encontrado tanto no 
estado líquido como gasoso, sendo bastante volátil. Foi descoberto em 1782, pelo químico 
Scheele na Prússia, que o sintetizou a partir do azul da Prússia, portanto o nome ácido 
prússico, amplamente utilizado antigamente. 
“É sintetizado principalmente pela reação de metano com amônia e oxigênio, a 
altas temperaturas, tendo a platina como agente catalisador da reação, produzindo água, além 
do próprio ácido.” (CARDOSO, 2011) 
 
3.4.6. Ácido carbônico (H2CO3): é empregado na indústria de bebidas, estando 
presente nos refrigerantes e águas gaseificadas. É formado quando da reação da água com o 
gás dióxido de carbono: 
 
CO2 + H2O H2CO3 
 
3.4.7. Ácido fosfórico (H3PO4): utilizado como aditivo em alguns refrigerantes 
e, também, utilizado na composição química de fertilizantes na agricultura. 
 
3.4.8. Ácido acético ácido etanóico (CH3 - COOH): ácido constituinte do 
vinagre. É amplamente utilizado na síntese de vários compostos. Segundo FOGAÇA (2010) 
 
[...] o método mais comum de obtenção do ácido acético puro é exatamente por 
meio da fermentação do etanol presente em soluções alcoólicas, principalmente no 
vinho. Essa oxidação do etanol é conseguida pela ação de micro-organismos, como 
bactérias do gênero Acetobacter e Clostridium acetobtylicum. Já no processo de 
fermentação, a ação é normalmente do fungo Mycoderma aceti, que produz a 
enzima alcooloxidase, que atua como catalisadora nessa reação. 
 
 
 
4.BASES 
 
São também conhecidas como hidróxidos, e são substâncias que, segundo 
Arrhenius: 
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“[...] por dissociação iônica, liberam, como íon negativo, apenas o ânion 
hidróxido (OH-), também chamado de oxidrila ou hidroxila.” (FELTRE, 2004). 
As substâncias básicas também se dissociam em íons em solução aquosa. Como 
exemplo, tem-se o NaOH (hidróxido de sódio) que, e solução aquosa, se ioniza em Na
+
 e OH
-
. 
As bases possuem, portanto, o grupo hidróxido como grupo funcional. Algumas 
de suas características também incluem: 
 São capazes de formarem soluções condutoras de eletricidade, pois se ionizam 
(apenas bases líquidas); 
 Apresentam (algumas) sabor amargo ou adstringente, caracterizado pelo íon 
OH; 
 Reagem com indicadores: Tornassol, deixando-o vermelho em contato com 
substância básica, ou fenolftaleína, tornando-se avermelhada ou rósea. 
 
4.1. Classificação das bases 
De acordo com algumas características, a bases podem ser assim classificadas: 
 
4.1.1. Quanto ao número de hidroxilas presentes: 
 Monobase: aquela que possui apenas uma hidroxila. (NaOH, KOH) 
 Dibase: apresenta 2 íons OH-. (Ca(OH2), Mg(OH)2) 
 Tribase: apresenta3 hidroxilas. (Al(OH)3, Fe(OH)3) 
 Tetrabase: possui 4 íons OH-. (Sn(OH)4, Pb(OH)4) 
 
4.1.2. Em relação à solubilidade 
Segundo MACEDO E CARVALHO (2000), “A solubilidade está relacionada à 
condução de corrente elétrica numa solução básica. Será mais solúvel a base que melhor 
conduzir eletricidade.”. Portanto, as bases (em relação à solubilidade m água) podem ser: 
 Solúveis: são as bases de metais do grupo 1A (metais alcalinos) e a amônia. 
Ex.: LiOH, KOH, NaOH. 
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 Pouco solúveis: as bases constituídas de matais do grupo 2A (metais alcalino 
terrosos). Ex.: Ca(OH)2, Sr(OH)2. 
 Insolúveis: são as bases dos demais grupos da tabela periódica. Ex.: Ni(OH)3, 
Pb(OH)4, Fe(OH)3 
 
4.1.3. Em relação à força básica: quanto mais solúvel em água, maior a força 
básica. 
 Bases fortes são as os metais dos grupos 1 e 2A; 
 Bases fracas são as dos demais grupos. 
 
4.2. Nomenclatura 
 Caso o elemento forme apenas uma base: 
hidróxido de + nome do elemento 
Ex.: NaOH:hidróxido de sódio. 
 Se o elemento formar 2 bases, leva-se em consideração o nox: 
hidróxido de + nome do elemento + ico (maior nox) ou oso (menor nox) 
Ex.: Fe(OH)3: hidróxido férrico; Fe(OH)2: hidróxido ferroso. 
Também é possível utilizar apenas o número de oxidação do elemento, indicado 
por algarismo romano: 
Fe(OH)3: hidróxido de ferro III 
Fe(OH)2: hidróxido de ferro II. 
 
4.3. Algumas bases importantes 
 
4.3.1. Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2): apresenta-se como sólido branco e 
moderadamente solúvel. É conhecido como cal hidratada, extinta ou apagada. 
É bastante empregada na construção civil, agricultura (inseticidas) e no tratamento 
de águas e esgotos. 
 
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4.3.2. Hidróxido de sódio (NaOH) é a famosa soda cáustica. Apresenta-se como 
sólido branco e bastante corrosiva. Utilizada na fabricação de desentupidores de pias, na 
preparação de sabão, na purificação de derivados de petróleo, etc. 
Em escala industrial, sua síntese é feita por eletrólise de solução aquosa de NaCl: 
 
2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2 
 
4.3.3. Hidróxido de amônio (NH4OH) é uma solução aquosa de NH3 (amônia): 
 
NH3 + H2O NH4OH 
 
Empregado como produto de limpeza, na produção de gás de refrigeração e na 
síntese do ácido nítrico (HNO3). 
 
4.3.4. Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2): utilizado como laxante e antiácido, 
apresenta-se como um sólido branco, pouco solúvel em água. É, muitas vezes, obtido da 
mistura entre o hidróxido de cálcio em água numa proporção de 7% em massa. 
 
4.3.5. Hidróxido de alumínio (Al(HO)3): composto sólido, que se apresenta na 
foram de cristais brancos, ocorrendo naturalmente na forma do mineral gipsita. Esta base pode 
ser preparada em laboratório pela precipitação de soluções de sais de alumínio. 
 
 
5. SAIS 
 
Muitos sais são encontrados na natureza, porém, muitos outros podem ser 
sintetizados a partir da reação entre um ácido e uma base. Os sais estão presentes em nosso 
dia a dia, tais como o NaCl (cloreto de sódio), o NaHCO3 (bicarbonato de sódio), o 2CaSO4 
H2O (sulfato de cálcio hidratado), dentre outros. 
Os sais geralmente apresentam sabor salgado e, quando dissolvidos em água, 
sofrem dissociação iônica. Porém, muitos são insolúveis em água. Aqueles que e dissolvem 
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em água são passíveis de condução de corrente elétrica, quanto mais solúvel, maior a 
condutividade. Os sais apresentam, ainda, estrutura cristalina definida. 
Segundo FELTRE (2004), 
 
Os sais também são muito usados nas indústrias químicas. O sal comum (NaCl) é 
muito usado na fabricação de soda cáustica (NaOH), do gás cloro (Cl2) e hidrogênio 
(H2). Outro exemplo importante é o do calcário (CaCO3) usado na fabricação da cal 
(CaO), do vidro, do cimento, como fundente em indústrias metalúrgicas, etc. 
 
A definição de Sal pode ser assim descrita: 
“Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H+ 
e um ânion diferente do OH-.” 
Os sais também são oriundos de reações ácido-base, onde o cátion é oriundo da 
base e o ânion do ácido. Segundo a definição, temos como exemplos CaClBr, NaCl. 
Ca(OH)Cl, entre outros. 
 
5.1. Nomenclatura dos sais 
Normalmente, o nome de um sal é derivado da base e do ácido que lhe deram 
origem. Assim, de acordo com a terminação do ácido: 
ácido + ídrico, oso, ico + sal eto, ito, ato. 
Com base nisto, o nome do sal é dado da seguinte maneira: 
nome do ácido de origem + eto, ito, ato + nome do cátion da base 
Como exemplo, segundo FELTRE (2004), 
 
HCl + NaOH NaCl + H2O 
 
Onde o ácido clorídrico reage com o hidróxido de sódio, produzindo o cloreto de 
sódio e água. 
 
HNO2 + KOH KNO2 + H2O 
 
Onde o ácido nitroso reage com hidróxido de potássio, produzindo nitrato de 
potássio e água. 
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2H3PO4 + 3Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + 6H2O 
 
Onde o ácido fosfórico reage com o hidróxido de cálcio, produzindo fosfato de 
cálcio e água. 
 
5.2. Solubilidade 
Os sais normais apresentam solubilidade, de acordo com suas características, 
segundo FELTRE (2004). 
 Nitratos, Cloratos e acetatos: são solúveis; 
 Cloretos, Brometos, Iodetos: são solúveis com exceção do Ag
+
, Hg2
2+
 e Pb
2+
; 
 Sulfatos: são solúveis com exceção do Ca
2+
, Sr
2+
, Ba
2+
, e Pb
2+
; 
 Sulfetos: são insolúveis, à exceção do Li
+
, Na
+
, K
+
, Rb
+
, Cs
+
, NH4
+
, Ca
2+
, Sr
2+
, 
Ba
2+
; 
 Outros sais: são insolúveis, à exceção do Li
+
, Na
+
, K
+
, Rb
+
, Cs
+
, NH
4+
. 
 
5.3. Hidrogeno-sais e Hidróxi-sais 
Segundo MACEDO E CARVALHO (2000), “São sais obtidos de reações em que 
o íon hidrogênio ou íon hidróxido aparece intercalado ao cátion e ânion da fórmula do sal.” 
 
5.3.1. Hidrogeno-sal: tem, em sua estrutura, um ou mais hidrogênios ligados ao 
cátion da base e ânion do ácido. O nome do respectivo sal é fornecido a partir da quantidade 
de hidrogênio. Ex.: NaHSO4: mono-hidrogeno sulfato de sódio; KHPO4: di-hidrogeno fosfato 
de potássio. 
 
5.3.2. Hidróxi-sal: semelhante a nomenclatura anterior, porém, diz respeito a 
quantidade de hidroxilas. Ex.:Ca(OH)Cl: mono-hidróxi cloreto de cálcio; Pb(OH)3NO3: ti-
hidróxi nitrato de chumbo. 
 
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5.4. Alguns sais conhecidos 
 
5.4.1. Cloreto de sódio (NaCl): importante na conservação de carnes e obtido da 
água do mar. Industrialmente é utilizado na produção do NaOH, H2 e Cl2: 
 
2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2 
 
5.4.2. Carbonato de sódio (Na2CO3): empregado na fabricação do vidro é 
conhecido como soda ou barrilha. 
 
Na2CO3 + CaCO3 + SiO2 vidro (silicato de sódio e cálcio) 
 
Também e utilizado na indústria de corantes, produção de sabão e detergentes, 
indústrias têxteis e siderúrgicas, tratamento de piscinas, entre outros. 
 
5.4.3. Hipoclorito de sódio (NaOCl): utilizado no branqueamento de roupas e 
para o tratamento de banheiros. Também é utilizado na desinfecção de vegetais. 
 
5.4.4. Bicarbonato de sódio – NaHCO3 (hidrogenocarbonato de sódio): em 
virtude de reagir com o ácido clorídrico presente no suco gástrico, é amplamente utilizado 
como antiácidoestomacal. A reação é a seguinte: 
 
NaHCO3 + HCl NaCl + H2O + CO2 
 
5.4.5. Nitrato de sódio (NaNO3): Segundo FOGAÇA (2012), 
 
Esse sal é conhecido como salitre do Chile, porque ele é encontrado em abundância 
em grandes depósitos naturais nos desertos chilenos. É muito empregado para 
produzir fertilizantes e na fabricação de pólvora negra. É também usado como 
conservante de carnes enlatadas e defumadas. 
 
 
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5.4.6. Sulfato de cálcio (CaSO4): muito utilizado na construção civil e, na 
medicina, em imobilização ortopédica. Na forma hidratada é o gesso, porém, na forma anidra 
constitui a matéria prima para o giz. 
 
 
6.ÓXIDOS 
 
Uma definição de óxidos, segundo FELTRE (2004) é “Óxidos são compostos 
binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.” 
Portanto, o único elemento mais eletronegativo que o oxigênio é o flúor, por isso, 
o flúor combinado com oxigênio como nos compostos OF2, O2F2 não são óxidos, mas sim 
fluoretos de oxigênio. 
 
6.1. Nomenclatura dos óxidos 
A nomenclatura depende da natureza do óxido: 
 
6.1.1.Óxidos básicos: são aqueles que, reagindo com substâncias ácidas 
produzem sal e água. Também podem reagir com água originando uma base. Segundo 
FELTRE (2004), “Os óxidos básicos são formados por metais com números de oxidação 
baixos (+1, +2, ou +3). São compostos sólidos, iônicos, que encerram o ânion oxigênio (O
2-
) e 
apresentam pontos de fusão e de ebulição elevados. Os óxidos dos metais alcalinos e alcalinos 
terrosos reagem com água; os demais óxidos básicos são pouco solúveis em água. 
A nomenclatura de tais óxidos é feita da seguinte maneira: 
óxido de + nome do elemento 
Ex.: Na2O: óxido de sódio 
Porém, caso o elemento possa formar 2 óxidos: 
óxido + nome do elemento + ico (maior nox) ou oso (menor nox) 
Ex.: Fe2O3: óxido férrico 
FeO: óxido ferroso. 
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21 
 
Sendo formados mais de 2 óxidos, pode ser utilizado algarismo romano para 
indicar o nox do elemento: 
Fe2O3: óxido de ferro III 
FeO: óxido de ferro II 
Ainda é possível indicar número de oxigênios e o número do elemento: 
Fe2O3: trióxido de diferro. 
 
6.1.2.Óxidos ácidos ou anidridos 
são aqueles que reagem com água formando ácidos. 
 
SO3 + H2O H2SO4 
 
Estes óxidos são formados por não metais (sendo gasosos) ou por metais de alto 
número de oxidação. Ex.: CrO3, MnO3. Também são solúveis em água. 
São, também, chamados anidridos por serem uma espécie de “ácido sem água”. 
O nome de tais óxidos pode ser assim representado: 
anidrido + nome do elemento + ico (maior nox) ou oso (menor nox) 
Ex.: SO3: anidrido sulfúrico 
SO2: anidrido sulfuroso 
Caso o elemento forme apenas um nox, a terminação é ico: CO2: anidrido 
carbônico. 
 
6.1.3. Óxidos anfóteros: são aqueles que se comportam tanto como óxidos ácidos 
como ora como óxidos básicos. Estes só reagem ou com ácidos fortes ou com bases fortes. 
 
Básico: ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O 
Ácido: 2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O 
 
Os óxidos anfóteros apresentam nomenclatura iguais a dos óxidos básicos e 
apresentam como principais características serem sólidos solúveis em água e iônicos. 
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22 
 
Quando o metal pode formar muitos óxidos, seu caráter vai de básico para ácido, 
passando por anfótero, de acordo com o aumento do número do nox. 
CrO: básico 
Cr2O3: anfótero 
CrO3: ácido 
 
6.2. Óxidos indiferentes: são tidos como neutros que não reagem com água, 
bases ou ácidos. Geralmente são gasosos. Ex.: CO, NO2, NO. 
 
6.3. Os óxidos mistos são aqueles que se apresentam como se fossem formados 
por 2 outros óxidos, sendo do mesmo elemento químico. Ex.: Fe3O4 equivale a FeO. 
Segundo FELTRE (2004), “São sempre óxidos metálicos, sólidos e de estrutura 
iônica.” A nomenclatura preferida neste caso é: 
Fe3O4: tetróxido de triferro. 
 
6.4. Peróxidos são óxidos que são capazes de reagir com a água ou ácidos 
(diluídos) produzindo o peróxido de hidrogênio. Ex.: 
 
Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2 
 
Na nomenclatura, faz-se uso da palavra peróxido: Na2O2: peróxido de sódio. 
São utilizados, segundo MACEDO E CARVALHO (2000), “[...] em escala 
industrial como alvejantes de tecidos, polpa de celulose, etc. São oxidantes poderosos e, 
quando em contato com redutores, originam rações violentas que chegam a provocar lesões.” 
 
6.5. Outros óxidos 
 
6.5.1. Óxido de cálcio (CaO) é a cal virgem, que reage com água e com ácidos. É 
empregada na construção civil, produção de vidro, tratamento de águas e esgotos. 
 
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23 
 
6.5.2. Dióxido de carbono (CO2) pode ser sintetizado de várias maneiras, como 
na queima do carvão. É solubilizado nos refrigerantes e águas gaseificadas. 
 
6.5.3. Óxido de magnésio (MgO): ao ser misturado com água dá origem ao 
hidróxido de magnésio (chamado leite de magnésia). 
 
6.5.4. Óxido de silício (SiO2): é o óxido mais abundante da crosta terrestre e é 
conhecido como sílica. Obtido a partir da areia e também encontrado em diversos minerais 
como, por exemplo, quartzo, ametista e topázio. 
 
 
CONCEITOS MODERNOS DE ÁCIDOS E BASES 
INTRODUÇÃO 
 
A Química, como ciência experimental, não mantém seus conceitos, fórmulas, 
teorias e postulados de forma estática, ou seja, de forma a não serem passíveis de alterações 
no curso das descobertas. Logo, com o advento de novas tecnologias que auxiliam nos 
estudos dos que se dedicam à esta fascinante ciência, é possível perceber que ocorrem, 
constantemente, descobertas passíveis de comprovação científica experimental que permitem 
aprimorar conceitos ou reconstruí-los de forma que se tornem mais atuais. 
Um exemplo de teorias, que passaram por modificações ao longo da história 
devido à dedicação dos cientistas, foram as Teorias Ácido-Base. Os conceitos do que são 
estas substâncias, características, aplicações, reações possíveis entre outros, foi modificada de 
forma a contemplar diversas substâncias. 
Segundo BROWN (2003), 
 
Os ácidos e bases são importantes em inúmeros processos químicos que ocorrem em 
nosso redor, desde processos industriais até processos biológicos, desde reações no 
laboratório até aquelas em nosso ambiente. O tempo necessário para um objeto 
metálico imerso em água se corroer, a habilidade do ambiente aquático dar suporte à 
vida de peixes e plantas, o destino de poluentes remoídos do ar pela chuva e até 
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24 
 
mesmo a velocidade de reações que mantêm nossa vida, todos dependem de maneira 
crítica da acidez e basicidade das soluções. Uma grande parte da química pode ser 
entendida em termos de reações ácido-base. 
 
Logo, são de suma importância o estudo e aprofundamento dos ácidos e bases 
para que se possa compreender uma série de fenômenos químicos do dia-a-dia. 
Conceitos mais modernos surgiram após as teorias propostas pelo químico sueco 
Svante August Arrhenius. Dentre tais conceitos, têm-se os de Bronsted, Lowry e Lewis. É 
justamente para discorrer sobre tais conceitos que o presente estudo se coloca. 
 
1.ÁCIDOS E BASES DE LEWIS 
Segundo SOLOMONS (2000), 
 
A teoria de ácido-base foi consideravelmente ampliada por G.N. Lewis em 1923. 
Atacando ao que ele chamava de “o culto ao próton”, Lewis propôs que ácidossão 
definidos como receptores de par de elétrons e bases são definidas como doadoras 
de par de elétrons. 
 Na teoria de ácido-base de Lewis, o próton não é o único ácido; muitas outras 
espécies também são ácidas [...]. 
 
 Logo, observa-se que a definição de Lewis no que concerne aos ácidos é bastante 
ampla, pois permite que uma série de substâncias atuem como ácidos. Com esta definição, é 
possível que, durante uma reação, uma substância ácida esteja presente, contudo, não seja 
observada a transferência do próton (íon H
+
), como ocorre com a definição de Arrhenius, que 
diz que substâncias ácidas são aquelas que liberam um íon H
+
 no meio reacional. Observa-se, 
ainda, que a teoria de Arrhenius acerca dos ácidos e bases é passível de aplicação apenas em 
soluções aquosas, ou seja, para reações que ocorrem na presença de água. 
Ainda segundo as definições de Lewis, uma substância pode ser considerada 
básica quando possui ao menos um par de elétrons disponíveis para conseqüente doação. 
Desta forma, pode atuar recebendo um próton ou outro íon deficiente em elétrons. Segundo 
SOLOMONS (2000), 
 
A teoria de Lewis, por causa de sua ampla definição de ácidos, permite incluir na 
teoria ácido-base todas as reações de Bronsted-Lowry e, como veremos, muitas 
outras.” 
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25 
 
Qualquer átomo deficiente de elétrons pode atuar como um ácido de Lewis. Muitos 
compostos contendo elementos do grupo 3ª, como boro e alumínio, são ácidos de 
Lewis porque átomos do grupo 3ª têm apenas um sexteto de elétrons em sua camada 
mais externa. Muitos outros compostos que têm átomos com orbitais vazios também 
atuam como ácidos de Lewis. Haletos de zinco e fero (III) (haletos férricos) são 
frequentemente usados como ácidos de Lewis[...] 
 
Segundo ATKINS (2010), em relação às bases de Lewis, 
 
 Quando uma base de Lewis doa um par de elétrons a um ácido de Lewis, as duas 
espécies partilham um par de elétrons a partir de uma ligação covalente coordenada. 
Um próton (H+) é um aceitador de par de elétrons e, portanto, um ácido de Lewis, 
porque ele pode unir-se a (“aceitar”) um par de elétrons isolado de uma base de 
Lewis. Em outras palavras, um ácido de Bronsted é fornecedor de um ácido de 
Lewis particular, o próton [...] Da mesma forma, uma base de Bronsted é um tipo 
especial de base de Lewis, uma substância que pode utilizar um par de elétrons 
isolados para formar uma ligação covalente com um próton. Por exemplo, o íon 
óxido é uma base de Lewis. Ele forma uma ligação covalente coordenada com o 
próton, um ácido de Lewis, fornecendo o par de elétrons da ligação. 
 
A amônia, por exemplo, é uma base de Lewis e, em meio aquoso: 
 
NH3 + H2O NH
4+
 + OH
-
 
 
Para ATKINS (2010), 
 
A definição de Lewis para bases também é mais ampla do que a definição de 
Bronsted. Todas as bases de Bronsted são também bases de Lewis, mas nem toda 
base de Lewis é base de Bronsted. Por exemplo, o monóxido de carbono é uma base 
de Lewis importante por suas reações com metais, mas não é uma base de Bronsted 
porque não aceita prótons. 
 
É interessante notar que, na teoria de Arrhenius para ácido-base, a base é a 
substância que possui o aceitador de prótons. Já na teoria de Lewis, o ácido é o prótn, sendo 
que, na teoria de Bronsted, “[...] a substância que fornece o próton é o ácido [...]” (Atkins, 
2010). 
 
2.ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS 
No século XIX acreditava-se que todas as substâncias classificadas como ácidos 
apresentavam em sua composição o íon H
+
. Com base nesta crença, o químico sueco Svante 
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26 
 
August Arrhenius, elaborou suas teorias acerca de substâncias ácidas e substâncias básicas. 
Para este cientista, as bases são aquelas que, em meio aquoso, liberam íons hidroxila (OH
-
) e, 
substâncias ácidas são aquelas que, também em meio aquoso, reagem liberando o chamado 
próton, íons H
+
. Inclusive, o sabor azedo dos ácidos se deve à presença desses íons H+ e, em 
relação às propriedades das bases, devem-se à presença da hidroxila (OH
-
). 
Segundo BROWN (2003), 
 
 [...] Mais tarde o conceito de Arrhenius de ácido e base veio a ser expresso da 
seguinte maneira: os ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, 
aumentam a concentração de íons H+. De forma semelhante, as bases são 
substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons OH-
. 
 
Como exemplo de um ácido de Arrhenius tem-se o HBr, um ácido forte que, em 
solução aquosa, produz íons cátions (H+) e ânions (Br-): 
 
HBr(g) + H2O H
+
(aq) + OH
-
 
 
Já o hidróxido de sódio (NaOH) é uma substância que constitui um bom exemplo 
de uma base de Arrhenius, haja visto que a mesma, em meio aquoso, dissocia-se liberando 
íons Na+ e OH- em solução: 
 
NaOH + H2O Na
+
 + OH
-
 
 
 
3.ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED-LOWRY 
 
Arrhenius propôs, com seus conceitos, que ácidos e bases, para dissociarem-se em 
seus respectivos íons, devem, necessariamente, estarem em meio aquoso. Logo, as teorias do 
químico sueco foram se tornando, como o passar dos tempos, muito limitadas. Para resolver 
estas limitações, outros cientistas propuseram teorias mais abrangentes, ou seja, que não 
necessitassem da presença do meio aquoso para a verificação da acidez ou da basicidade de 
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27 
 
uma substância. Dois destes cientistas que contribuíram grandemente para a elaboração de 
conceitos mais abrangentes foram Johannes Bronsted e Thomas Lowry. 
O químico dinamarquês Johannes Bronsted propôs, no ano de 1923, que ácidos 
são substâncias passíveis de doarem prótons. Em contrapartida, segundo os conceitos 
propostos por Bronsted, bases são substâncias que, independente de estarem ou não em meio 
aquoso (tal como os ácidos), são capazes de receber um próton (H+) oriundo do ácido. 
Segundo ATKINS (2010), “O termo próton nessas definições refere-se ao íon hidrogênio, H+. 
Um ácido é uma espécie que contém um átomo de hidrogênio ácido, isto é, um átomo de 
hidrogênio que pode ser transferido na forma do núcleo, o próton, a outra espécie, que age 
como base.” Logo, os conceitos elaborados por Bronsted acerca dos ácidos e bases levam em 
consideração a doação (no caso de substâncias ácidas) e o recebimento (no caso das bases) de 
prótons, independentemente do meio ser aquosos ou não. 
Enquanto Bronsted propunha suas teorias acerca dos ácidos e bases, outro 
químico também realizava, concomitantemente aos estudos de Bronsted, proposições no que 
concerne às substâncias que podem comportar-se como ácidos ou bases. Este químico era o 
inglês Thomas Lowry e chegou às mesmas conclusões que Johannes Bronsted: ácidos são 
doadores de prótons e bases são substâncias aceitadoras de prótons. Logo, em virtude da 
concomitância das proposições de ambos os cientistas, esta teoria acerca dos ácidos e bases 
que se baseia na transferência de prótons é conhecida como teoria de Bronsted-Lowry. 
É importante verificar que um ácido de Bronsted-Lowry não perde um próton 
simplesmente. Ele deve estar na presença de uma substância que atue como base, para que, 
por fim, possa doar o seu hidrogênio ácido, ou seja, ocorra a transferência do ácido. Portanto, 
um ácido de Bronsted-Lowry só pode assim se comportar se houver outra substância no meio 
reacional que possa se comportar como base. Como exemplo de reação ácido-base que não 
ocorre em meio aquoso e segue, portanto, a definição de Bronsted-Lowry, é a reação entre o 
ácidoclorídrico (HCl) com a amônia (NH3): 
 
HCl + NH3 Cl
- 
+ NH4
+
 
 
Onde, no exemplo acima, o HCl atua como ácido, doando um próton. Porém, tal 
substância só pode assim se comportar em virtude da presença do NH3, que atua como base, 
recebendo o próton. 
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28 
 
Em meio aquoso, quando se tem um ácido doando um próton para a água (que 
atua como base recebendo o mesmo), tem-se a formação do íon hidrônio: 
 
HCl + H2O H3O
+
 + Cl
-
 
 
Segundo BROWN (2003), “Os químicos usam H+(aq) e H3O
+
(aq) de maneira 
intercambiável para representar a mesma coisa, ou seja, o próton hidratado responsável pelas 
propriedades características da soluções aquosas de ácidos. [...] o íon H3O
+
(aq) representa 
melhor a realidade.” 
Um exemplo interessante, segundo BROWN (2003), onde uma mesma substância 
se comporta como base tanto de Arrhenius como de Bronsted-Lowry é a reação entre a 
amônia e a água: 
 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
Neste caso, a amônia é uma base de Bronsted-Lowry por estar apta a receber um 
próton da água, que atua como ácido. O NH3 também é visto como uma base de Arrhenius por 
aumentar a concentração de íons OH
-
 na solução. Já molécula de água é um ácido de 
Bronsted-Lowry, pois doa m próton. 
Em relação à força dos ácidos, para a teoria de Bronsted-Lowry, segundo 
ATKINS (2010), 
 
Um ácido forte está completamente desprotonado em solução. Um ácido fraco está 
parcialmente em solução. A força de um ácido depende do solvente e um ácido que 
é forte em água pode ser fraco em outro solvente e vice-versa. [...], porém, 
praticamente todas as reações em organismos vivos e muitas reações em laboratório 
ocorrem em água, a menos que seja especificado o contrário [...]. 
 
Também há substâncias que podem se comportar como ácido em determinadas 
reaçõe e como bases em outras. Tais substâncias são chamadas de anfóteras. Segundo 
BROWN (2003), “[...] Uma substância anfótera age como base quando combinada com algo 
bem mais ácido que ela própria e como ácido quando combinada com algo bem mais básico 
que ela.” 
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29 
 
As beses de Bronsted-Lowry têm como característica possuir um par de elétrons 
livres (ao menos um) para que o próton aceito possa se ligar. O íon óxido (O
2-
) é uma base 
forte, pois está carregado negativamente. Quando comparada à amônia (NH3) percebe-se que 
esta é uma base fraca, pois é eletricamente neutra. Ao receber íon H
+
 o óxido (O
2-
) se torna 
protonado. 
Segundo ATKINS (2010), “Uma base forte está completamente protonada em 
solução. Uma base fraca está parcialmente protonada em solução. Como no caso dos ácidos, a 
força da base depende do solvente. Uma base forte em água pode ser fraca em outro solvente 
ou vice-versa. [...]”. 
 
3.1. Pares ácido-base conjugados 
 
Haja vista que, em uma reação na qual se tem um equilíbrio ácido-base, tem-se a 
transferência dinâmica do próton. Como exemplo hipotético, tem-se a seguinte reação: 
 
HX(aq) + H2O(l) X
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
 
Verificando-se a reação da esquerda para a direita (reação direta), percebe-se que 
a substância hipotética HX atua como ácido de Bronsted-Lowry, pois doa um próton para a 
água (que atua como base de Bronsted-Lowry). Porém, ao ser observada a reação que ocorre 
da direita para a esquerda (a reação inversa), vê-se que o íon hidrônio (H3O
+
) é ácido de 
Bronsted-Lowry, uma vez que cede um próton para o íon X
-
 (que atua como base de 
Bronsted-Lowry). 
Segundo BROWN (2003), 
 
Um ácido e uma base como HX e X-, que diferem apenas na presença ou ausência de 
um próton, são chamados par ácido-base conjugado. Cada ácido tem uma base 
conjugada, formada pela remoção de um próton de seu ácido. Por exemplo, OH- é a 
base conjugada de H2O, e X
- é a base conjugada de HX. Analogamente, cada base 
tem associada a ela um ácido conjugado, formado pela adição de um próton à base. 
Assim, H3O
+ é o ácido conjugado de H2O, e HX é o ácido conjugado de X
-.” 
 
Como exemplos de pares ácido-base conjugados, temos as seguintes reações 
(dentre muitas): 
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30 
 
 
HNO2(aq) + H2O(l) NO2
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
Onde: HNO2 é o ácido; 
 H2O é a base; 
NO2
-
 é a base conjugada; 
H3O
+
 é o ácido conjugado. 
Analogamente, na reação abaixo: 
 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
Onde: NH3 é a base; 
H2O é o ácido; 
NH4
+ 
é o ácido conjugado; 
OH
-
 é a base conjugada. 
Pode-se observar, ainda, que em cada reação a água (H2O) possui características 
distintas: na reação desta com o HNO2, a mesma atua como base; já na reação entre água e 
amônia (NH3), a primeira atua como ácido. Logo, a água apresenta caráter anfótero. 
 
3.2. Ácidos de Bronsted: Força 
 
Para que se expresse a força de um ácido de Bronsted faz-se uso da chamada 
constante de ionização ácida, representada por Ka. Como exemplo para uma reação de u ácido 
em meio aquoso, o cálculo de Ka é feito do seguinte modo: 
 
 
 
 
 
 
Onde: Ka = produto das concentrações (elevados aos seus respectivos coeficientes 
estequiométricos), dividido pelo produto dos reagentes (também elevados aos seus 
respectivos coeficientes estequiométricos). Vale a ressalva que, na equação de Ka, 
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31 
 
concentrações de substâncias sólidas e gasosas não entram na expressão. Para a água, sua 
concentração é constante, não havendo necessidade de ser expressa na reação. 
Quando o valor de for Ka >> 1 (muito maior que 1), indica que o ácido está 
bastante desprotonado, logo, o ácido é forte. Porém, para Ka << 1 (muito menor que 1), tem-
se um ácido pouco dissociado, o que implica um ácido fraco. 
 
3.3. Bases de Bronsted: Força 
Analogamente a constante de acidez (Ka) para indicar a força de ácidos, háa 
chamada constante de basicidade (Kb) para indicar a força de bases. 
Para uma reação de uma base, como a amônia, por exemplo, em água, 
 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
a constante de basicidade é dada por: 
 
 
 
 
 
 
Onde Kb será o produto das concentrações dos produtos da reação (todos elevados 
aos seus respectivos coeficientes estequiométricos), dividido pelo produto das concentrações 
dos regentes (elevados aos seus respectivos coeficientes estequiométricos). Concentrações de 
substâncias sólidas e gasosas não são expressas na equação. 
Ao se obter um valor de Kb >> 1, tem-se uma base muito protonada, o que 
implica que a mesma é forte. Porém, quando Kb << 1, a base será fraca, pois estará pouco 
protonada. 
A água, na ausência de substâncias ácidas e básicas, se autoioniza. Tal fenômeno 
é conhecido como autoprotólise. 
 
2H2O(l) H3O
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
Logo, Kw = [H3O+][OH-] 
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32 
 
 
Experimentalmente, Kw apresenta um valo igual a 1,00 x 10-14 (a 25°C). Logo, 
poucas moléculas de água estão ionizadas. 
 
 
4.ÁCIDOS E BASES MOLES E DUROS 
 
A definição de ácidos e bases moles e duros surgiu através dos estudos do 
químico americano Ralph G. Peason, nascido e Chicago em 1919. Pearson fez a classificação 
dos ácidos e bases em “moles” e “duros” de acordo com a química de compostos de 
coordenação, uma vez que certos gruposde ligantes, segundo o observado por ele em seus 
estudos, tinham tendência de preferirem reagir com determinados metais. Já outros grupos de 
ligantes apresentam tendência de coordenar outros metais. (AJUDA QUÍMICA, 2009) 
A classificação de R.G. Pearson ficou assim determinada: 
 ÁCIDOS “DUROS” incluem os íons metálicos. São os metais alcalinos, 
alcalinos terrosos e metais que apresentam elevado estado de oxidação, baixa 
eletronegatividade e tamanho pequeno. Como exemplo tem-se: Eu
3+
, Ca
2+
, 
Na
+
, Mg
2+
, Sc
3+
, La
3+
, Ce
4+
, K
+
, Co
3+
, Ti
4+
, Cr
3+
, Fe
3+
, Li
+
, Be
2+
, Sr
2+
, Zr
4+
, 
Cr
6+
, Mn
2+
, Mn
7+
, Sn
4+
, Si
4+
, As
3+
, Ga
3+
, N
3+
, Cl
3+
, Cl
7+
, I
5+
, I
7+
, entre outros. 
 BASES “DURAS” são as espécies que possuem elevada eletronegatividade, 
baixa polarizabilidade e que, como é o caso das bases de Lewis, doam elétrons. 
Como exemplos: F
-
, NH3, O
2-
, H2O, SO4
2-
, NO3
-
, ClO4
-
, CO3
2-
, OH
-
, RNH2, 
CH3COO
-
, PO4
3-
, N2H4, ROH, RO
-
, R2O, etc. 
 ÁCIDOS “MOLES” também podem ser chamados de ácidos “macios” são 
espécies com baixo estado de oxidação, baixa capacidade polarizante, tamanho 
grande. Incluem Pd
2+
, Pt
2+
, Pt
4+
, Cu
+
, Ag
+
, Au
+
, Cd
2+
, Hg
+
, Hg
2+
, CH3Hg
+
, Tl
+
, 
CH2, O, Cl, Br, I, N, RO., RO2. 
 BASES “MOLES” ou bases “macias” incluem as espécies que recebem 
elétrons e que possuem alto poder polarizante e baixa eletronegatividade. 
Exemplos são: H
-
, R
-
,C2H4, C6H6, CN
-
, CO, SCN
-
, I
-
, R3P, R2S, RS
-
, R3As. 
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33 
 
Tem-se, de açodo com esta classificação de R.G. Pearson, que ácidos duros têm 
preferência de reagir com bases duras. Já os ácidos moles reagem com bases moles. No 
primeiro caso, a ligação que se forma possui um caráter iônico. Já a ligação entre um ácido 
mole e uma base mole apresenta caráter covalente. 
Os conceitos de ácidos e bases duros e moles são relativos, podem variar. Os 
ácidos intermediários incluem Fe
2+
, Co
2+
, Ni
2+
, Cu
2+
, Zn
2+
, NO
+
, Sb
3+
, SO2, Pb
2+
, Os
2+
. Já as 
bases intermediárias englobam NO2
-
, SO3
2-
, Br
-
, N2, N3
-
, C6H5NH2, C5H5N. 
 
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