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MODELOS GERAIS ÁCIDO-BASE 
 
 
 Hoje em dia existem diversas definições sobre ácidos e bases, dentre as 
quais 03 se destacam no ensino médio. Elas são devidas ao químico sueco 
August Svante Arrhenius em 1884; ao dinarmaquês Johannes Nicolaus 
Bronsted e o inglês Thomas Martin Lowry em 1923 e o terceiro pelo físico-
químico estado unidense Gilbert Newton Lewis (1875 – 1946) também em 
1923, data da publicação de seu livro “ Valência e Estrutura dos Átomos e 
Moléculas”, onde ele expõe a sua definição de ácidos e bases. 
 
Definição de Arrhenius: 
 
Um ÁCIDO é uma substãncia que, quando adicionada à água, produz íons 
H3O+ (hidrônio) ou, mais simplificado, H+ (próton, hidrogênio) 
 
Uma BASE é uma substância que, quando adicionada à água, produz íons OH- 
(hidroxila) 
 
 Assim, ácido sulfúrico (H2SO4 – presente nas baterias dos carros), ácido 
acético (CH3COOH – vinagre), ácido cítrico (HOOCCH2C(OH)COOHCH2COOH 
– Limão, laranja...) ácido carbônico (H2CO3 - coca-cola) são ácidos como 
mostram as seguintes reações: 
 
H2SO4(aq) → HSO4-(aq) + H+ (aq) ( eq. 1) 
CH3COOH (aq) → CH3COO-(aq) + H+ (aq) ( eq. 2) 
HO2CCH2COHCO2HCH2CO2H(aq) → HO2CCH2COHCO2HCH2COO-(aq) + H+ (aq) (eq.3) 
H2CO3(aq) → HCO3-(aq) + H+ (aq) (eq. 4) 
 
 Bem como hidróxido de sódio (NaOH-soda cáustica), hidróxido de 
amônio ( H4OH) e hidróxido de magnésio ( Mg(OH)2 - antiácidos) são bases. 
 
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) (eq. 5) 
NH4OH(aq) → NH4+(aq) + OH-(aq) (eq. 6) 
Mg(OH)2(aq) → Mg2+(aq) + 2OH-(aq) (eq. 7) 
 
 Este modelo apresenta, entretanto, uma desvantagem. Ele restringe de 
maneira drástica o número de reações que consideradas como ácido-base. 
 Ao longo dos anos foram propostos outros modelos, como o de 
Brønsted-Lowry. Este define uma reação ácido-base como aquela na qual há 
uma transferência de próton de uma espécie para outra. 
O ÁCIDO é a espécie que libera (ou doa) o íon H+ 
 
BASE é aquela que aceita (ou recebe) este íon. 
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Ex.: veja a reação: 
 
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) (eq. 8) 
 
 Aparentemente, não há quem receba o H+ doado pelo HCl. Mas o 
receptor existe e é a água na qual o HCl encontra-se dissolvido: 
 
HCl(aq) + H2O → H3O+(aq) + Cl-(aq) (eq. 9) 
 
 Aqui a água atua como uma base segundo este modelo. Explicando 
melhor, que o modelo de Arrhenius, a sua ionização em água. Agora veja a 
reação: 
 
HCO-3(aq) + H2O → H2CO3(aq) + OH-(aq) (eq. 10) 
 
 Aqui, o íon bicarbonato recebe o H+ proveniente da água ( é, a água 
atua como ácido). A seguinte reação também é verdadeira: 
 
HCO-3(aq) + H2O → CO32-(aq) + H3O+(aq) (eq. 11) 
 
 De acordo com as equações acima, a água pode atuar tanto como base 
como ácido 
 
H2O + H2O → H3O+ + OH- (eq. 12) 
 
 Agora você entende a ionização da água quando estudamos pH, não é? 
 Nestas reações descritas acima, pode-se notar espécies químicas que 
diferem apenas por um H+. Denominamos estas espécies como par ácido-base 
conjugados. 
 A espécie formada a partir de um ácido pela perda de um íon hidrogênio 
é chamada base conjugada daquele ácido. Já a formada a partir de uma base 
pelo ganho de um íon hidrogênio é o ácido conjugado daquela base. Assim: 
 
 perde H+ 
ÁCIDO CONJUGADO BASE CONJUGADA 
 ganha H+ 
 
ex. : HCl(aq) + NH3(aq) → NH4+(aq) + Cl-(aq) (eq. 13) 
 
 
Ácido conjugado Base conjugada 
HCl Cl- 
NH4+ NH3 
 
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 Ver-se bem que o modelo de Bronsted-Lowry amplia o de Arrhenius 
porém, é restrito em um importante aspecto. Aplica-se apenas às reações 
envolvendo transferência de íons hidrogênio. Para que uma espécie seja 
definida como ácido neste modelo, deve conter, pelo menos, um átomo de 
hidrogênio ionizável. 
 
 Já o terceiro modelo, o de Lewis, remove esta restrição: 
 
Ácido é a espécie que aceita um par de elétrons numa dada reação, 
 
Base é a espécie que doa este par de elétrons. 
 
 De um ponto de vista estrutural, o conceito de base de Lewis não difere 
muito do conceito anterior.Para que uma espécie receba um íon hidrogênio 
(base de B-L) ela deve possuir, pelo menos, um par de elétrons livres. Por 
exemplo: 
 :PH3 / :NH3 / H2Ö: / :¨F:- podem receber um H+ , formando 
 
PH4+ / NH4+ / H3O+ / HF logo, o conceito de Lewis não muda de modo 
significativo o número de espécies que se comportam como base. Entretanto, o 
conceito de ácido aumenta consideravelmente o número de espécies com esta 
característica. Substâncias que aceitem um par de elétron podem ser um íon 
hidrogênio, um metal carregado positivamente, uma molécula com octeto 
incompleto... 
 
H+ + H2O: → H3O+ (eq. 14) 
Zn2+ + 4:NH3(aq) → Zn(NH3)42+ (eq. 15) 
BF3 + :NH3 → F3B-NH3 (eq. 16) 
 
 
 
Modelo Ácido Base 
Arrhenius Fornece H+ para água Fornece OH- para água 
Bronsted-Lowry Doador de íons H+ Receptor de ions H+ 
Lewis Receptor de par de elétron Doa par(es) de elétron(s) 
 
 
CARACTERÍSTICAS ÁCIDO-BASE DE SAIS: 
 
 As propriedades ácido-base de um sal dependem do comportamento de 
seus íons. Alguns íons não exercem efeito sobre a concentração de H+ na 
solução.Denomina-se tais íons como neutros. Porém, outros íons são capazes 
de variar a concentração de H+ para mais ou para menos que 10-7 M (valor 
para o qual a solução é neutra à 25 ºC). 
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 Os íons neutros são aqueles derivados de ácidos e bases fortes, tais 
como Cl- , NO3- , ClO4- , Li+, Na+, K+. 
 
Um ácido (ou base) forte ioniza-se segundo a reação: 
 
HA  H+ + A- 
BOH  B+ + OH- 
 
A tendência do sentido inverso destas reações são muito (muito, muito...) 
baixas. Ou seja, eles (quando em solução) não tendem a combinar-se com H+ 
ou OH-. 
 Os ânions básicos são aqueles provenientes de ácidos fracos. 
 
Um ácido fraco tem a seguinte equação: 
 
HA H+ + A- 
 
 O equilíbrio desta reação está deslocado para a esquerda. Logo, um 
ânion A- adicionado a uma solução tenderá a combinar-se com íons H+, 
tornando o meio com maior quantidade de OH- (básico). Íons ácidos são todos 
os cátions, com exceções dos alcalinos e alguns alcalinos terrosos, e os ânions 
de poliácidos (1ª ionização). 
 
Resumidamente: 
 Neutro Básico Ácido 
Ânion Cl- NO3- 
Br - ClO4- 
F- HCO3- 
PO43- CN- 
HSO4- 
H2PO4- 
Cátion Li+ Na+ 
K+ Ba2+ 
Não há Mg2+ Al3+ NH4+ 
Mn+ ( transição) 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS 
 
- À presença de oxigênio na molécula 
 
Hidrácidos são todos os ácidos que não contêm oxigênio, por exemplo: HF, 
HCl. 
 
Oxiácidos são todos os ácidos que possuem oxigênio em sua composição, por 
exemplo: H2SO4. 
 
GRAU DE IONIZAÇÃO (FORÇA) – ÁCIDOS 
 
Hidrácidos 
Fortes: HCl, HBr e HI (somente) 
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Moderado: HF apenas 
Fracos Os demais 
 
Oxiácidos 
Faz-se o cálculo: [número de Oxigênio – número de H+] se a diferença 
for: 
0 – ácido fraco 
1 – ácido moderado 
2- ou mais - ácido forte 
 
 Exemplos: 
 
H3BO3 (3-3 = 0) ácido fraco 
H2SO3 (3-2 =1) ácido moderado 
H2SO4 (4-2= 2) ácido forte 
 
GRAU DE IONIZAÇÃO (FORÇA) – BASES 
 
Fortes 
Formadas de por metais alcalinos e alcalinos-terrosos: KOH, LiOH, Ca(OH)2, 
Mg(OH)2... 
Fracas 
Todas as demais: AgOH, NH4OH, Fe(OH)2, Al(OH)3 ... 
 
 
O CONCEITO DE PH 
Quando [H+]=[OH-], a concentração de cada uma destas espécies é 
1,0×10-7M, a 25ºC. Nestas condições diz-se que a solução se encontra a pH 
neutro. 
O pH é definido como o inverso do logaritmo da concentração de H+: 
 
Por esta definição, o pH neutro define-se como sendo numericamente 
igual a 7 (sem unidade). Quando [H+]<[OH-], a solução terá um pH superior a 7 
e diz-se que é básica ou alcalina. Quando [H+]>[OH-], a solução tem um 
pH inferior a 7, dizendo-se que é uma solução ácida. 
Pela definição dada acima, é possível estabelecer uma escala numérica 
de pH que vai de 1 a 14. De notar que quando o pH sobe de um valor, na 
realidade a solução de pH maior é dez vezes mais básica, devido à natureza 
logarítmica da escala. Dois valores de diferença correspondem a uma diferença 
de cem vezes, três valores a mil vezes, etc. 
De referir que também é possível estabelecer uma escala de pOH, de 
forma similar à de pH. No entanto, esta não é vulgarmente usada porque em 
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processos biológicos refere-se normalmente a presença ou ausência de 
prótons, sendo a escala de pH mais prática para o efeito. 
 
 
A escala de pH (e pOH). Quanto menor o pH, mais ácida é uma solução: 
a extrema acidez do suco gástrico ajuda a digestão. O sangue humano tem um 
pH ligeiramente superior a 7. Produtos comerciais de limpeza têm muitas vezes 
caráter alcalino. 
Que importância tem o pH de uma solução? Muitas substâncias 
possuem grupos que podem sofrer protonação, isto é, incorporar um ou mais 
prótons; da mesma forma, podem sofrer desprotonação, ou seja perder 
prótons. Em muitos casos, o estado de protonação de uma molécula afeta a 
sua atividade biológica. Exemplo disto é o estado de protonação de diversas 
cadeias laterais de aminoácidos que constituem enzimas: por vezes, basta um 
aminoácido não possuir um próton para uma enzima inteira não funcionar. 
 
Protonação da cadeia lateral do aminoácido histidina. 
 
O pH de uma solução pode ser medido de várias formas. O método de 
maior sensibilidade é o uso de um eletrodo de pH, um dispositivo 
eletroquímico que mede a concentração de H+ em solução. O eletrodo é 
parcialmente submergido na solução a medir; produz então uma corrente 
elétrica proporcional à concentração de H+, que é convertida a um valor 
numérico. Para leituras de menor sensibilidade, podem usar-se fitas de 
pH ou soluções indicadoras. As soluções indicadoras mudam de cor no 
chamado ponto de viragem, tendo uma determinada cor abaixo desse valor de 
pH e outra acima. As fitas de pH usam o mesmo princípio mas em geral usam 
combinações de indicadores para uma medição mais precisa do pH. 
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A CONSTANTE DE IONIZAÇÃO 
Qualquer solução aquosa tem um determinado valor de pH. Não só a 
água tem capacidade de se ionizar: muitas substâncias ionizam-se em solução 
aquosa. Como tal, também podem ser divididas em ácidos, se provocam o 
abaixamento de pH da solução, e bases, se aumentam o pH. 
Neste contexto, um ácido pode ser definido simplesmente como uma 
substância que doa prótons, enquanto uma base é uma aceitadora de prótons. 
Um ácido que perde os seus prótons torna-se numa base, enquanto uma base 
que ganha prótons passa a ser por definição um ácido. Tais pares são 
denominados pares conjugados ácido/base. 
Quando um ácido é forte, dissocia-se totalmente em solução. Se o ácido 
for representado como HA, a sua dissociação é representada pela equação 
química 
HA H+ + A- 
em que A- é a base conjugada de HA. Em Bioquímica, estes ácidos têm pouco 
interesse porque não são usuais em sistemas biológicos. São no entanto mais 
usuais os ácidos fracos, ou seja, aqueles que não se dissociam totalmente em 
solução. Estabelece-se então um equilíbrio químico entre a espécie protonada 
e a espécie desprotonada; neste caso, a ionização do ácido é representada 
como: 
HA H+ + A- 
Tal como para a autoionização da água, pode definir-se uma constante de 
equilíbrio para a ionização de um ácido. Neste contexto, a constante é 
denominada constante de acidez, Ka. 
 
Um exemplo comum de ácido fraco é o ácido acético, CH3COOH, que se ioniza 
a ânion acetato e doa um próton nesse processo: 
CH3COOH H+ + CH3COO- 
cuja respectiva constante de acidez é então definida por: 
 
Neste caso, é o grupo carboxilo, -COOH, que sofre ionização. Este é um 
dos grupos encontrados em diversas moléculas biológicas cujas propriedades 
acídicas são importantes de reconhecer. 
Quanto mais forte é um ácido, mais este se dissocia em solução aquosa 
e maior é Ka. O caso demonstrado assume que o ácido é monoprótico, ou 
seja, que doa apenas um próton. Este não é sempre o caso, existindo 
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ácidos dipróticos (que doam dois prótons) e tripróticos (doam três prótons). 
Os ácidos que doam mais de um próton têm constantes de acidez específicas 
para cada ionização: a primeira ionização tem um Ka1 relativamente baixo, a 
segunda ionização um Ka2 um pouco maior e a terceira (a haver) tem o 
Ka3 mais elevado. 
Da mesma forma como se definiu pH, é possível definir o pKa de um 
ácido, sendo o logaritmo do inverso de Ka: