Ácidos e Bases

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Funções Inorgânicas 
 
 
Apesar das substâncias químicas possuírem propriedades específicas como ponto de fusão, ponto de 
ebulição e densidade que designam inequivocamente de qual substância se trata, existem também propriedades 
mais gerais, que podem ser semelhantes a um grupo de substâncias. Por exemplo: suco de limão, suco de laranja, 
vinagre, tomate, coca-cola, maça verde entre outras são misturas que contém sabor azedo. Já bananas verdes e 
caquis possuem sabor que amarra a língua, chamada de sabor adstringente. Estas características são comuns a 
um grupo de substâncias. Com isso, não seria difícil distribuí-las pelo sabor. 
Mas quando analisamos outras propriedades que não o sabor, percebemos também que essas substâncias 
estariam distribuídas praticamente nos mesmos grupos. 
 
Ao conjunto de substâncias com propriedades químicas gerais semelhantes damos o nome de 
função química. 
 
Na Química Inorgânica, são quatro as principais funções a serem estudadas: 
 
• Ácidos; 
• Bases ou Hidróxidos; 
• Sais; e 
• Óxidos. 
 
Isto não significa que não haja outras funções menores, como hidretos, carbetos, etc. Além disso, na Química 
Orgânica existem, pelo menos, 15 funções químicas de grande importância. Aqui, serão estudados os ácidos, 
bases, sais e óxidos. 
 
 
Evolução histórica do conceito ácido-base 
 
 Desde a Antiguidade que são conhecidas as substâncias ácidas e básicas. As primeiras referências dizem 
respeito ao vinagre e à base hidróxido de sódio ou soda cáustica (“alcali”) obtida no século VII pelos Árabes. 
 O conceito de ácido e de base foi evoluindo ao longo do tempo, de acordo com os conhecimentos da época 
e também com a necessidade crescente de explicar fenômenos associados à acidez e à basicidade. 
 Algumas das personagens, que ao longo dos tempos mais se destacaram no estudo e avanço do 
conhecimento nesta área, bem como as suas idéias encontram-se referidas a seguir: 
 
Robert Boyle (Séc XVII), verificou que certas substâncias (corantes vegetais) mudavam de cor na presença de 
substâncias ácidas. Essas substâncias, cuja cor depende da presença de ácidos ou bases, designam-se por 
indicadores e permitem uma caracterização operacional de ácido e base. 
 
Antoine Laurent Lavoisier (Sec XVIII), no seu esforço de caracterização e sistematização das substâncias 
supunha que todos os ácidos continham oxigênio. 
 
Humphrey Davy (Séc XIX) descobriu uma substância, ácido clorídrico, que sendo ácido não continha oxigênio. 
 
Svante August Arrhenius (Séc XIX), admitiu a existência de íons em soluções aquosas. Anteriormente a 
existência de íons em solução só era admitida durante uma eletrólise, e devido à passagem de corrente elétrica 
através da solução. Definiu, assim, os ácidos como sendo substâncias que, em solução aquosa, se dissociavam 
produzindo íons H+ enquanto as bases se dissociavam produzindo íons OH-. 
 
Brönsted-Lowry (Séc XIX), consideraram a reação ácido-base como um processo de transferência de um próton 
de uma espécie química (ácido) para outra (base). 
 
Gilbert Lewis (Séc XX), estendeu a definição e ácido a espécies químicas aceitadoras de pares de elétrons e 
definiu bases como espécies químicas doadoras de pares eletrônicos. 
 
 
Existe uma importantíssima propriedade geral de cada um desses grupos de substâncias, que é a de 
colorir, da mesma forma, uma outra substância. 
 
Substâncias que adquirem determinada coloração frente a um ácido ou uma base são chamadas 
de indicadores ácido-base. 
 
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Existem um grande número de indicadores ácido-base, uns bastante precisos (costumam ser indicadores 
laboratoriais) e outros nem tanto (são indicadores caseiros). 
 
Os indicadores mais utilizados em laboratório são: 
 
• Tornassol; 
• Fenoltaleína; 
• Alaranjado de metila (metilorange); 
• Azul de bromotimo. 
 
O Tornassol é um líquido que vem embebido em tiras de papel. Em meio ácido, adquire coloração vermelha 
e, em meio básico, adquire coloração azul. O papel de tornassol é comercialmente vendido nas duas formas. 
A Fenolftaleína é um sólido que compõe 10% dos comprimidos de Lacto-Purga, poderoso laxante vendido 
nas farmácias. Para extraí-lo dos comprimidos, deve-se triturá-los, adicionando álcool e posteriormente filtrá-los, 
para se obter uma solução alcoólica de Fenolftaleína. 
Esta adquire coloração vermelha em meio básico e torna-se incolor em meio ácido. Através da tabela 01, 
verifique a cor dos indicadores laboratoriais em cada meio. 
 
 Ácido Básico 
Tornassol Vermelho Azul 
Fenolftaleína Incolor Vermelho 
Alaranjado de metila Vermelho Amarelo 
Azul de Bromotimol Amarelo Azul 
Tab.01 – Cores características apresentadas 
por indicadores ácido-base em diferentes 
meios. 
 
É importante salientar que quando um meio não é ácido e nem básico (chamado de meio neutro) o 
indicador adquire a coloração intermediária entre as cores de seus extremos, tabela 02. Neste caso: 
 
 Meio neutro 
Tornassol Roxo claro 
Fenolftaleína Rosa claro 
Alaranjado de metila Laranja 
Azul de Bromotimol Verde 
Tab.02 – Cores características apresentadas 
por indicadores ácido-base em meios neutros. 
 
Porém, existem vários indicadores caseiros como pétalas de algumas flores (como rosas, por exemplo), 
extrato de repolho roxo e até mesmo vinho tinto. 
No caso das pétalas de flores, sua coloração é capaz de indicar se o tipo de solo onde elas estão plantadas 
é ácido ou básico, porém isto varia de solo para solo. 
No caso do extrato de repolho roxo, este fica vermelho em meio ácido e verde em meio básico. Para o 
vinho tinto, a cor em meio ácido também é vermelha, mas em meio básico é azul. Você também pode tentar, em 
sua casa, descobrir outros indicadores naturais, utilizando o vinagre como meio ácido e o Veja Multiuso ou o 
desentupidor de ralo como meio básico. 
 
TEORIA DE ARRHENIUS 
 
A teoria de Arrhenius foi baseada em dados experimentais obtidos por este cientista, que também 
contribuiu com seus estudos nas definições de ácidos e bases e na cinética química. Para entendermos como 
Arrhenius chegou a estas importantes conclusões, é preciso imaginar a seguinte montagem experimental (fig.01): 
 
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É importante salientar que a lâmpada só serve para indicar se há passagem de corrente ou não. Além 
disso, os eletrodos são preferencialmente metálicos. Neste caso, o ideal é serem de platina, pois são inertes e não 
interferem no processo. 
A corrente elétrica é aquela que circula pelos fios e eletrodos metálicos, já que circulam apenas elétrons. 
Porém, esta mesma corrente só circulará se o circuito estiver fechado. Para isto, a substância entre os eletrodos 
deve ser condutora de corrente elétrica (que permite a movimentação de elétrons) ou corrente eletrolítica (que 
permite a movimentação de íons). 
Primeiramente, testaremos qualquer metal sólido ou líquido. Colocamo-los entre os eletrodos, com a fonte 
sempre ligada e, então, a lâmpada acende. Isto indica a passagem de corrente que, neste caso, é elétrica, já que 
os metais possuem elétrons livres. Podemos verificar melhor este fato estudando a “Teoria da Nuvem Eletrônica”. 
Sempre que há elétrons livres, há a condução de corrente elétrica. Veja como fica a montagem experimental (fig. 
02): 
 
 
 
Continuando as verificações experimentais, vejamos agora o que ocorre se, no lugar do ferro, por exemplo, 
colocarmos sal de cozinha (NaCl, cloreto de sódio) no estado sólido. Neste caso, a lâmpada não acende, indicando 
que o circuito está aberto e justamente entre os eletrodos. É bom lembrá-lo que, para que haja condução de 
corrente, é preciso ter elétrons livres ou íons livres. No caso do sal de cozinha no estado sólido, os íons existem, 
porém estão presos. Portanto, não há liberdade de locomoção. Para entender o porquê deste fenômeno, lembre-
se de que a ligação química que ocorre entre Na e Cl (que são respectivamentemetal e ametal) é do tipo iônica 
ou eletrovalente e, portanto, há uma transferência do elétron do elemento mais eletropositivo (Na) para o mais 
eletronegativo (Cl). Com isso, formam-se os íons -Cl e Na + , que estão fortemente unidos pela ligação que se 
estabeleceu entre eles. Com isso, forma-se uma estrutura cristalina (fig.03). 
 
 
 
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Portanto, note que a simples existência de íons não garante a passagem de corrente. Note que o resultado 
experimental do procedimento (fig.04): 
 
 
 
Porém, como já mencionamos as ligações iônicas entre os íons -Cl e Na + são muito fortes, o que explica o 
fato de, nas condições ambientes, ele se apresentar no estado sólido. Mas se o aquecermos, estas ligações vão 
se enfraquecendo, até quebrarem. Quando isto ocorre (mais precisamente na temperatura de 801ºC) o sal de 
cozinha passa para o estado líquido. Neste estado, os íons “libertam-se” uns dos outros, e o sistema entre os 
eletrodos permite a lâmpada acender. Neste momento, é de se esperar que você já tivesse previsto este resultado, 
já que íons livres são condutores. Esta é a condução por corrente eletrolítica (fig.05). 
 
 
 
Analisando o caso anterior com cuidado, percebemos que 801ºC não é uma temperatura fácil de se atingir. 
Será que é possível liberar os íons de substâncias iônicas sem passá-las para o estado líquido? A resposta é sim. 
Para tanto, basta adicionar esta substância iônica em água. O fenômeno que segue a partir de então é a quebra 
das ligações iônicas entre cátions e ânions, para formação de novas ligações entre cátions e ânions com a água 
(fig.06). Esquematicamente, teremos: 
 
 
 
Este fenômeno que analisamos pode ser equacionado da seguinte forma: 
 
−+−+ +⎯⎯ →⎯ )aq(
OH
)s( ClNaClNa )aq(
2 
 
Ao que ocorreu damos o nome de dissociação. 
 
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Dissociação é o fenômeno pelo qual íons presos tornam-se íons livres e, portanto condutores de 
corrente. 
 
Note ainda que o oxigênio da água, que possui − (efeito indutivo negativo) liga-se facilmente ao íon 
positivo, enquanto o hidrogênio da água, que possui + (efeito indutivo positivo) liga-se facilmente ao íon negativo. 
As soluções iônicas que passam pelo processo de dissociação quando da adição de uma substância iônica 
são chamadas de soluções eletrolíticas. 
A montagem experimental é mostrada a seguir (fig.07): 
 
 
 
Tomando outra substância, como o açúcar comum ( 112212 OHC , sacarose) e procedendo da mesma forma 
que na experiência anterior, vemos que este tipo de composto é incapaz de conduzir corrente mesmo em água ou 
fundidos. Isto ocorre por que na molécula de sacarose, só existem ligações entre C e H, O e H e C e O, que são 
ligantes predominantemente covalentes. Tal fato significa que não há a existência de íons como no caso do 
.Cl Na -+ Como a existência de íons, não há condução de corrente (fig.08). Veja: 
 
 
 
Em vista de tudo o que foi exposto, é comum que você intua que substâncias iônicas dissolvidas em água 
conduzam corrente e as covalentes não. Todavia, isto não é verdade absoluta, já que existe um tipo muito especial 
de substâncias moleculares (formadas por ligações covalentes) que, quando em solução aquosa, são capazes de 
conduzir corrente. São chamadas de ácidos. 
Façamos agora a mesma análise experimental para o ácido muriático (HCl, ácido clorídrico). Em condições 
ambiente, ele é gasoso, mas mesmo que fosse líquido seria incapaz de conduzir corrente, já que não possui íons. 
Porém, quando o dissolvemos em água, este sofre uma reação química diferente da dissociação, chamada de 
ionização (fig.09). Veja o fenômeno no esquema a seguir: 
 
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O fenômeno descrito pode ser equacionado da seguinte forma: 
 
−+ +→+ )aq(32 ClOHOHHCl )aq( 
 
É importante salientar que é justamente a presença de íons que garante a condução de corrente. Note 
que, na ionização, os íons não existiam e formam-se por uma reação química, o que é bem distinto do processo 
de dissociação. 
 
Obs.: Não confunda dissociação com ionização! 
 
A montagem que promova estes resultados é mostrada a seguir (fig.10): 
 
 
 
 
ÁCIDOS 
 
Definição segundo Arrhenius 
 
Ácidos são compostos moleculares que, em solução aquosa, ionizam-se, liberando o cátion +H
para a formação do íon hidrônio ou hidroxônio ( +OH3 ). 
 
A definição de Arrhenius para ácidos e bases não é a única que existe. Posteriormente, também 
analisaremos as definições de Brönsted-Lowry e de Lewis. 
Nesta definição apresentada agora, há menção a um íon que até este momento não havia sido analisado. 
É o íon que até este (também chamado de hidroxônio) de fórmula .OH3
+ Ele é formado devido ao fato do +H 
liberado pelo ácido fazer uma ligação covalente dativa com a água, da seguinte forma: 
 
 
 
Porém, muitos autores desprezam esta reação e se limitam a mencionar apenas a existência do +H . 
Através da definição de Arrhenius, podemos equacionar as reações de ionização total e parcial do ácido. 
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Ionizações totais 
 
Note que para cada +H liberado, é preciso uma molécula de água para formar um hidrônio ( +OH3 ). Como 
o HCl perdeu um hidrogênio sem o seu elétron, sobrou um cloro com um elétron a mais ( −C ). 
 
 
 
No caso das ionizações parciais, um hidrogênio será ionizado em cada etapa. 
 
 
Ionizações parciais 
 
 
Como você pôde observar, a soma de todas as ionizações parciais deve resultar na ionização total. Além 
disso, a 1ª ionização de um ácido é sempre mais fácil do que a 2ª, que por sua vez é mais fácil que a 3ª e assim 
por diante. Isso ocorre porque a cada +H que se retira de um ácido, vai ficando cada vez mais difícil para ionizar o 
+H seguinte. 
 
 
 
 
 
Classificação: 
 
Quanto à presença de oxigênio 
 
• Hidrácidos: Ácidos que não possuem o oxigênio. 
 
 HCl, HBr, HI, H2S, HCN, ... 
 
• Oxiácidos: Ácidos que possuem o oxigênio. 
 
 HNO3, H2SO4, H3PO4, HClO4, ... 
 
Quanto à volatilidade 
 
Podemos definir a volatilidade como a capacidade que uma substância tem de evaporar. As substâncias 
mais voláteis são, portanto, aquelas que possuem maior pressão máxima de vapor e menor temperatura de 
ebulição. A grande maioria dos ácidos inorgânicos são voláteis e alguns chegam a ser gasosos na temperatura e 
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pressão ambientes. Existem ácidos líquidos voláteis e outros fixos (que possuem baixa pressão máxima de vapor 
e alta temperatura de ebulição, ultrapassando os 100ºC). Aqui vai uma pequena lista de volatilidade dos ácidos 
mais importantes: 
 
Voláteis 
 
São os ácidos que possuem baixo ponto de ebulição. 
 
• Gasosos: (P = 1 atm e t = 25ºC): HCl, HBr, HI, H2S, HCN. 
• Líquidos: (P = 1 atm e t = 25ºC): CH3COOH, HNO3 
 
Fixos 
 
São os ácidos que possuem alto ponto de ebulição. 
 
• Líquidos: (P = 1 atm e t = 25ºC): H2SO4 (P.E. = 338ºC). 
• Sólidos: H3PO4 (P.F. = 42ºC), H3BO3, C2H2O4. 
 
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis ( +H ) 
 
Hidrogênios ionizáveis ( +H ) são aqueles que sofrem ionização segundo a definição de ácidos de Arrhenius 
para formarem, juntamente com a água, os íons hidrônio ou hidroxônio ( +OH3 ). Na grande maioria das vezes, 
todos os hidrogênios de um ácido são ionizáveis, mas há algumas exceções importantes, que só podem ser 
visualizadas a partir das fórmulas estruturais dos ácidos. Para os hidrácidos e oxiácidos, há regras práticas 
diferentes do que é ou não um hidrogênio ionizável. Veja: 
 
▪ nos hidrácidos, todos os hidrogênios são ionizáveis. 
▪ nos oxiácidos, são ionizáveis apenas os átomos de hidrogênio ligados aos de oxigênio. Isso ocorre na maioria 
das vezes, mas nem sempre. Para visualizar caso a caso, é preciso montar a fórmula estrutural dos ácidos. 
 
Porém, vão aqui algumas regras práticas: 
 
Regra 1: 
 
Escreva o elemento químico central do ácido, quena fórmula molecular vem escrito entre o hidrogênio e o 
oxigênio. 
HClO4 (elemento central: Cl) 
H2SO4 (elemento central: S) 
H3PO4 (elemento central: P) 
H2CO3 (elemento central: C) 
 
Regra 2: 
 
Verifique a que família da tabela periódica pertence o elemento químico central e, a partir dos 
conhecimentos de ligações químicas, verifique quantas e quais ligações serão realizadas. 
 
Família 4A 5A 6A 7A 
Covalente normal 4 3 2 1 
Covalente Coordenada 
(não obrigatória) 
0 1 2 3 
 
Regra 3: 
 
Complete as ligações com oxigênios. 
 
Regra 4: 
 
Os oxigênios que recebem ligações do tipo covalente dativa estão “satisfeitos” e, portanto não precisam 
de mais ligações. Já os oxigênios que recebem ligações covalentes normais precisam de mais uma ligação, que 
será realizada com o hidrogênio. 
 
Com isso, podemos proceder à classificação dos ácidos quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: 
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• Monoácidos: que possuem 1 +H . HCl, HBr, HNO3, HNO2, H3PO2. 
• Diácidos: ácidos que possuem 2 +H . H2SO4, H2SO3, H2S, H3PO3. 
• Triácidos: ácidos que possuem 3 +H . H3PO4, H3[Fe(CN)6]. 
• Tetrácidos: ácidos que possuem 4 +H . H4P2O7, H4As2O7. 
 
Quanto à força 
 
A primeira preocupação que o aluno deve ter neste item é jamais confundir força com periculosidade. A 
maioria das pessoas entende que um ácido forte deva ser extremamente corrosivo, reativo e tóxico, mas isto nem 
sempre é verdade. Afinal, o ácido mais fraco de toda a química, o ácido cianídrico (HCN), é também o mais tóxico. 
A força está relacionada a capacidade de ionização do ácido, ou seja, a porcentagem com que o mesmo obedece 
a definição de Arrhenius. É que apesar do ácido ionizar-se (e todo o ácido faz isso, senão não seria classificado 
como tal), ele nunca o faz 100% em condições padrão. Imaginemos, por exemplo, o ácido clorídrico (HCl) em água. 
 
De cada 100 moléculas dissolvidas em água, 92 moléculas se ionizam. Como a porcentagem de ionização 
é alta, diz-se que o HCl é um ácido forte. 
 
 
 
Assim, podemos definir uma grandeza chamada de grau de ionização (a), que é o número de moléculas 
ionizadas a cada 100 colocadas. Portanto: 
 
%100
moléculasdetotalnúmero
ionizadasmoléculasdenúmero
= 
 
Cada ácido possui um valor de  , que é uma propriedade específica de cada uma destas substâncias. 
Esses valores não precisam ser memorizados, mas é bom que se tenha uma noção de que os mesmos podem 
apresentar-se em toda a faixa de 0 a 100%. Veja: 
 
a) 
4HClO
 = 97%; b) HCl = 92%; c) 4SO2H = 61%; d) 4PO3H = 27%; e) HF = 8%; f) HCN = 0,008% 
 
Contudo, mesmo sem memorizar os valores de  , alguns vestibulares costumam pedir a classificação dos 
ácidos quanto à força e você deve saber como proceder. Para tal, valem algumas regras práticas: 
 
Para os hidrácidos: 
 
• Fortes: HCl, HBr, HI. 
• Semi-fortes ou moderados: HF. 
• Fracos: todos os demais hidrácidos. 
 
Para os hidrácidos em que o ânion é um halogênio, a força dos ácidos cresce da seguinte maneira: 
 
HF < HCl < HBr < HI 
 
Isso ocorre porque o flúor é o elemento mais eletronegativo de todos, o que fortalece a ligação H – F, 
fazendo com que a ruptura desta ligação seja extremamente dificultada. Devido a isto, apenas poucos hidrogênios 
do HF podem se ionizar. Já no caso do ácido formado pelo iodo (I), é bom lembrar que, dentre estes elementos, 
ele é o menos eletronegativo e, portanto, faz com o hidrogênio a ligação mais fraca e mais facilmente rompível. 
Isto torna este ácido mais forte que os demais. 
 
 
Para os oxidrácidos: existe uma regra prática e facilmente memorizável. 
 
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Regra 1: 
Calcula-se um número x, dado por: 
x = número de O – número de +H 
 
Regra 2: 
Se 







−
=
.fracoéácidoo,0
.eradomodoufortesemiéácidoo,1
.forteéácidoo,2
.fortemuitoéácidoo,3
x 
 
 Aplicando a regra, temos: 
 
a) HClO4 (x = 4 – 1  x = 3): ácido muito forte. 
b) H2SO4 (x = 4 – 2  x = 2): ácido forte. 
c) H3PO4 (x = 4 – 3  x = 1): ácido semi-forte ou moderado. 
d) HClO (x = 1 – 1  x = 0); ácido fraco. 
 
Como você vê, a regra é prática e funciona bem. Porém, não funciona sempre. Existem dois casos 
excepcionais, a saber: 
 
• H2CO3 (x = 3 – 2  x = 1): ácido fraco. 
 
O ácido carbônico (H2CO3) é um composto extremamente instável e, por isso, sofre uma reação de 
decomposição dada pela seguinte equação: 
 
H2CO3 → H2O + CO2 
 
Com essa reação, o ácido “prefere” transformar-se em água e gás carbônico a ionizar-se e, portanto, o 
ácido é fraco. 
 
• H2SO3 (x = 3 – 2  x = 1): ácido fraco. 
 
Ocorre com este composto exatamente o mesmo que ocorre com o anterior. A sua reação de 
decomposição é mostrada a seguir: 
H2SO3 → H2O + SO2 
 
Mas agora vem a pergunta: ionizar-se muito e ser um ácido forte vale até qual valor de a? A resposta é: 
 






−

.fracoácido:%5
.eradomodoufortesemiácido:%50%5
.forteácido:%50
 
 
Nomenclatura: 
 
A nomenclatura dos ácidos possui regras bem definidas, a saber: 
 
• Para os hidrácidos: 
• 
ácido + nome do elemento ou radical + ídrico 
 
HF – ácido fluorídrico 
HCl – ácido clorídrico 
H2S – ácido sulfídrico (o nome do enxofre em latim é súlfur) 
HCN – ácido cianídrico (o nome do radical CN– é cianeto) 
 
• Para os oxiácidos: 
 
Neste caso, a regra apresenta algumas subdivisões: 
 
– Famílias 3A, 4A, 5A, 6A: 
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ácido + nome do elemento + 





oso...hipo
oso
ico
 
 
A escolha do sufixo e eventual colocação do prefixo é a parte mais importante do problema. Para resolvê-
lo, é preciso calcular o Nox do elemento químico central e compará-lo com o número da família deste elemento. 
Porém, o cálculo do Nox é objeto de estudo futuros. Por agora, para calculá-lo no caso dos ácidos, basta duplicar 
o número de oxigênios e subtrair o número de hidrogênios, como mostra a fórmula a seguir: 
 
Nox = 2 x (número de O) – número de H 
 
Se o Nox do elemento químico central coincidir com o número de sua família na Tabela Periódica, a 
terminação será ico. Se o Nox for duas unidades menores, será oso. Se for quatro unidades menor será também 
oso, mas acompanhado do prefixo hipo, que significa abaixo. 
Com isso, vamos dar nomes aos seguintes ácidos: 
 
H3BO3 (x = 2 . 3 – 3  x = 3; B = 3A): ácido bórico, onde x = Nox. 
H2CO3 (x = 2 . 3 – 2  x = 4; B = 4A): ácido carbônico. 
H2SO4 (x = 2 . 4 – 2  x = 6; B = 6A): ácido sulfúrico. 
H2SO3 (x = 2 . 3 – 2  x = 4; B = 4A): ácido sulfuroso. 
HNO3 (x = 2 . 3 – 1  x = 5; B = 5A): ácido nítrico. 
HNO2 (x = 2 . 2 – 1  x = 3; B = 5A): ácido nitroso. 
H3PO4 (x = 2 . 4 – 3  x = 5; B = 5A): ácido fosfórico. 
H3PO3 (x = 2 . 3 – 3  x = 3; B = 5A): ácido fosforoso. 
H3PO2 (x = 2 . 2 – 3  x = 1; B = 5A): ácido hipofosforoso. 
 
– Famílias 7A: 
ácido + nome do elemento + 







+=
+=
+=
+=
)1Nox(oso...hipo
)3Nox(oso
)5Nox(ico
)7Nox(ico...per
 
 
No caso da família 7A , os elementos podem apresentar 4 Nox diferentes, e por isso a necessidade de um 
novo prefixo: per. Sua origem podem ser facilmente explicável: quando queremos nos referir a abaixo de oso 
utilizamos o prefixo hipo. Logo, parece lógico que quando queremos nos referir acima de ico utilizamos o prefixo 
híper. Contudo, por uma questão de euforia, utilizamos somente per, omitindo o hí. 
 
HClO4 (x = 2 . 4 – 1  x = 7): ácido perclórico. 
HClO3 (x = 2 . 3 – 1  x = 5): ácido clórico. 
HClO2 (x = 2 . 2 – 1  x = 3): ácido cloroso. 
HClO (x = 2 . 1 – 1  x = 1): ácido hipocloroso. 
 
Contudo, vamos analisar o caso a seguir: 
 
H3PO4 (x = 2 . 4 – 3  x = 5) 
H4P2O7 (x = 2 . 7 – 4  x = 10) 
HPO3 (x = 2 . 3 – 1  x = 5) 
 
Obs.: Como são 2P, cada P apresenta x = 5. 
 
Neste caso, o fósforo é elemento da família 5A da Tabela Periódica, e todos os Nox relativos a ele são 5+. 
Pela lógica, os três ácidos são fosfóricos. Todavia, como são ácidosdiferentes, devem possuir nomes 
diferentes. E a principal diferença entre estes ácidos é a quantidade de água contida em cada um deles, ou seja, 
estes compostos possuem diferentes graus de hidratação. Veja: 
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O 1º ácido é o mais hidratado. O 2º ácido é medianamente hidratado, já que foi retirada uma molécula de 
água de dois ácidos mais hidratados. O 3º ácido é o menos hidratado, pois foi retirada a mesma quantidade de 
uma molécula de água de apenas um ácido mais hidratado. É possível perceber isto de uma outra forma: H3PO4: 
ácido mais hidratado. 
 
 
Para diferenciar estes graus de hidratação, utiliza-se a seguinte regra: 
 
 
Portanto: 
 
H3PO4: ácido (orto) fosfórico (o prefixo orto pode ser omitido) 
H4P2O7: ácido pirosfosfórico 
HPO3: ácido metafosfórico 
 
O mesmo ocorre para o elemento arsênio (As): 
 
H3AsO4: (x = 2 . 4 – 3  x = 5) 
H4As2O7: (x = 2 . 7 – 4  x = 10) 
HAsO3: (x = 2 . 3 – 1  x = 5) 
 
 
Características dos principais ácidos: 
 
Aqui vai uma tabela ilustrativa dos principais ácidos da química: 
Fórmul
a 
Nome Principais utilizações 
HF 
Ácido 
Fluorídrico 
É o único ácido que reage com vidro e por isso deve ser guardado em frascos de 
plástico. Devido a sua interessante reatividade, serve para fazer gravações em vidro. 
Reage com sílica (SiO2) produzindo SiF4(g). 
HCl 
Ácido 
Clorídrico 
(ácido 
muriático) 
É um dos ácidos mais importantes da química e possui inúmeras utilizações. É o ácido 
que auxilia na digestão estomacal, na limpeza de objetos metálicos, na limpeza de 
calçadas e pisos mais resistentes. 
HCN 
Ácido 
Cianídrico 
(gás da 
morte) 
Descoberto por Carl Wilhelm Scheele, vitimou quase que imediatamente seu 
descobridor. É um ácido que pode matar um ser humano em até 8s de expiração. Faz 
parte dos fatos mais macabros da humanidade, como o Holocausto (câmaras de gás) 
e o suicídio coletivo incitado pelo fanático religioso Jim Jones, em que morreram mais 
de 900 pessoas. Mata por asfixia e possui cheiro de xampu de amêndoas. Matéria 
prima de venenos à base de cianureto. 
H2S 
Ácido 
Sulfídrico 
Substância tóxica de odor nauseante e irritante, onde é o cheiro exalado por alimentos 
que apodrecem como ovos, repolhos, cebola e alho. É vendido comercialmente como 
fio químico ou “pum de velha”, exalando cheiro terrível, brincadeira de gosto duvidoso. 
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H3BO3 Ácido Bórico 
Durante muitos anos foi utilizado como rejuvenescedor de pele. Estudos recentes, 
entretanto, mostram ser uma substância tóxica e pode ser letal se utilizada a médio e 
longo prazo. Hoje, sabe-se que os benefícios à pele são mínimos. 
H2CO3 
Ácido 
Carbônico 
Ácido extremamente instável, só pode ser encontrado associado a água. É utilizado 
em refrigerantes (para gaseificá-los) e é o principal componente da chuva ácida 
natural pela dissolução do gás carbônico (CO2) em água (H2O). 
HNO3 Ácido Nítrico 
Atualmente, o ácido mais produzido e consumido no mundo inteiro. Suas utilizações 
são diversas como: matéria prima para explosivos do tipo TNT e dinamite, nas formas 
de HNO3 e NaNO3 e KNO3, respectivamente. Ração para gado na forma de salitre 
(NaNO3). Poderoso reagente que dissolve substâncias como prata e ouro. 
H2SO4 
Ácido 
Sulfúrico 
Líquido extremamente fixo (P.E. = 338ºC) de extrema importância industrial e 
tecnológica e, no passado, já foi tido como termômetro de desenvolvimento industrial 
de um país. É utilizado principalmente como matéria prima para outros ácidos, adubos 
na forma de (NH4)2SO4, agente desidratante em reações químicas. É altamente 
corrosivo e, em contato com a pele, pode causar queimaduras graves. 
H3PO4 
Ácido 
Fosfórico 
É um ácido sólido (P.F. = 42ºC), e importante como adubos na forma de fosfatos. Além 
disso, é um ótimo estabilizante de alimentos e bebidas como refrigerantes. 
*CH3C
OOH 
Ácido 
Etanóico 
(ácido 
acético) 
Composto volátil e orgânico, que misturado a água, possui um sabor acentuadamente 
azedo e é chamado comercialmente de vinagre, oriundo do azedamento do vinho. 
*C2H2O
4 
Ácido 
Oxálico 
Ácido sólido, componente ativo em anti-micóticos e remédios para acne como 
Minâncora e Acnase. 
Tab.03 – Descrição dos principais ácidos. 
Os ácidos marcados com (*) serão estudados com mais profundidade em química orgânica. 
 
 
BASES OU HIDRÓXIDOS 
 
Definição segundo Arrhenius 
 
São compostos iônicos que, em solução aquosa, dissociam-se, liberando o ânion hidróxido ou 
oxidrila ( −OH ). 
 
Através da dissociação iônica das bases, é possível visualizar melhor esta definição. Veja alguns exemplos: 
 
 
Como as soluções básicas têm íons livres, são soluções eletrolíticas. 
 
Classificação: 
 
Quanto ao número de hidróxidos: ( −OH ) 
 
No caso das bases, todas os hidríxidos são dissociáveis, o que elimina o incômodo problema das exceções, 
como ocorria no caso dos ácidos. Veja: 
 
• Monobases: bases com 1 OH–. 
 
 NaOH, KOH, LiOH. 
 
• Dibases: bases com 2OH–. 
 
 Mg(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2. 
 
• Tribases: bases com 3 OH–. 
 
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 Al(OH)3, Bi(OH)3, Fe(OH)3. 
 
• Tetrabases: bases com 4OH–. 
 
 Pb(OH)4, Sn(OH)4. 
 
Quanto à solubilidade em água: 
 
As bases podem ser: 
 
• Solúveis: bases da família 1A e NH4OH. 
• Parcialmente solúveis: bases da família 2A (exceto o Mg(OH)2, que é praticamente insolúvel em água). 
• Praticamente insolúveis: todas as demais. 
 
Quanto à força 
 
Assim como no caso dos ácidos, a força das bases também não está associada a sua periculosidade, e 
sim, a sua capacidade de dissociação, que pode ser medida por: 
 
espéciesdetotalnúmero
sdissociadaespéciesdenúmero
= 
 
As bases podem ser: 
 
• Fortes: ( %100 ) as bases das famílias 1A e 2A (exceto o Mg(OH)2, que é uma base fraca).1 
1 Muitos autores e vestibulares se equivocam nesta classificação. Na realidade, força e solubilidade em água são 
fenômenos distintos e independentes. Quando temos ,C(OH) C(OH) y(aq)O2Hy(s)
⎯⎯ →⎯ a base é solúvel em água. 
Quando temos ,OHyC C(OH) (aq)
y
(aq)y(aq)
−+ +→ a base é forte, porque o que solubilizou, dissociou. Neste caso, 
Mg(OH)2 é uma base forte, mas pouco solúvel. Todavia, a maioria dos vestibulares considera a força das bases 
baseando-se no fenômeno −+ +⎯⎯ →⎯ (aq)
y
(aq)
O2H
y(s) OHyC C(OH) . Com isso, toda base insolúvel torna-se, também, 
fraca. Porém, fraca é a base em que o que dissolve dissocia-se mal. Todavia, como a maioria dos exames cometem 
este equívoco, consideremos o Mg(OH)2 como base fraca. 
 
• Fracas: ( %0 ) todas as demais bases (inclusive o NH4OH). 
 
Note que o NH4OH é a única base solúvel em água e fraca. 
Além disso, é a única base molecular e, portanto, ioniza-se e não se dissocia, através da equação: 
 
 
 
Nomenclatura 
 
A regra é simples: 
 
Hidróxido de + nome do elemento 
 
Veja alguns exemplos: 
 
LiOH – Hidróxido de lítio. 
NaOH – Hidróxido de sódio. 
KOH – Hidróxido de potássio. 
Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio. 
Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio. 
Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio. 
Zn(OH)2 – Hidróxido de zinco. 
Ag(OH) – Hidróxido de prata. 
NH4OH – Hidróxido de amônio (Não confunda com amônia, cuja fórmula é NH3). 
 
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Porém, existem metais que podem possuir dois Nox diferentes. Neste caso, procede-se da mesma forma 
que nos casos anteriores, acrescentando-se o Nox em algarismos romanos. Ainda, como nomenclatura alternativa, 
podemos ter o Nox maior com a terminação ICO e o Nox menor com a terminação OSO. Veja os casos mais 
importantes. 
 




−
−
+
+
)cúpricoou(IIcobredeHidróxido)OH(Cu
)cuprosoou(IcobredeHidróxidoOHCu
2
2
 




−
−
+
+
)áuricoou(IIIourodeHidróxido)OH(Au
)aurosoou(IourodeHidróxidoOHAu
3
3
 




−
−
+
+
)plúmbicoou(IVchumbodeHidróxido)OH(Pb
)plumbosoou(IIchumbodeHidróxido)OH(Pb
4
4
2
2
 
 
Características das principaisbases 
 
A seguir vai uma tabela mostrando as principais características das principais bases: 
 
 
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