407d769b-79f1-4046-bc8f-5e39d0e7c685

Prévia do material em texto

QUÍMICA 
GERAL
Rodrigo Borges da Silva
Ácidos e bases de Brønsted
Objetivos de aprendizagem
Ao final deste texto, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
 � Definir ácidos e bases de Brønsted.
 � Reconhecer as propriedades gerais dos ácidos e das bases de Brønsted.
 � Identificar reações de neutralização.
Introdução
Os ácidos e as bases são duas classes de compostos que apresentam 
importantes propriedades que você já deve estar familiarizado. Um ácido, 
por exemplo, produz bolhas do gás dióxido de carbono, CO2 (g), quando 
misturado a um carbonato metálico tal como o CaCO3 (s), além de produzir 
gás hidrogênio, H2 (g), quando reage com muitos metais, como o sódio 
metálico, Na (s). 
Embora a ingestão de substâncias químicas nunca seja feita em um 
laboratório de química, você provavelmente já utilizou alguns ácidos no 
seu dia a dia, por exemplo o ácido acético, popularmente conhecido 
como vinagre. Outro exemplo de ácido é o ácido cítrico, comumente 
encontrado em frutas e adicionado em refrigerantes.
Neste capítulo, você vai aprender a definir ácidos e bases de Brønsted, 
bem como reconhecer as propriedades gerais dos ácidos e das bases. 
Além disso, você vai identificar as reações de neutralização envolvendo 
ácidos e bases. 
Ácidos e bases de Brønsted: definições
Em 1923, Johannes Brønsted (1879-1947), em Copenhagen, Dinamarca, e 
Thomas Lowry (1874-1936), em Cambridge, Inglaterra, propuseram uma 
nova definição para ácidos e bases. Esses dois cientistas definiram ácidos 
e bases em relação à transferência de próton de uma espécie para outra. 
A palavra próton nesta definição refere-se ao íon hidrogênio, H+. Além disso, 
descreveram todas as reações ácido-base em termos de equilíbrio. Um ácido, 
portanto, é uma espécie que contém um átomo de hidrogênio ácido, ou seja, 
um átomo de hidrogênio que pode ser transferido, na forma de próton (H+) 
para outra espécie, que age como base. Vale ressaltar que mesmo que uma 
determinada substância possa ser classificada como ácido, ela somente vai 
agir como um ácido na presença de uma base, que possa aceitar o(s) próton(s) 
ácidos. Sendo assim, um ácido não cede seu hidrogênio ácido, o próton é 
transferido para a base.
A teoria de Brønsted-Lowry contribui significativamente para ampliar as 
definições já desenvolvidas anteriormente sobre ácidos e bases, além de ajudar 
os químicos a realizarem previsões sobre reações que favorecem a formação 
do produto ou reagente baseado na força do ácido ou da base (ATKINS; 
JONES, 2012). 
Os conceitos fundamentais da teoria de Brønsted-Lowry são os seguintes: 
 � um ácido é um doador de prótons;
 � uma base é um aceptor de prótons; 
 � uma reação ácido-base envolve a transferência de um próton de uma 
ácido para uma base para formação de um novo ácido e uma nova base, 
denominados de ácido e base conjugada.
Do ponto de vista da teoria de Brønsted-Lowry, o ácido clorídrico, HCl, 
ou o ácido acético, CH3CO2H, são ácidos de Brønsted e o comportamento 
desses ácidos em água é escrito como uma reação ácido-base. Em ambas as 
espécies ácidas de Brønsted há a migração de próton para a molécula de água, 
que nesse exemplo age como base. A doação de um próton para a água leva a 
formação de H3O
+, denominado de íon hidrônio. Pode-se dizer, então, que as 
moléculas de HCl e CH3CO2H estão desprotonadas (BROWN; HOLME, 2014).
Ácidos e bases de Brønsted2
O ácido clorídrico, HCl(aq), é classificado como um eletrólito forte, pois 
se ioniza completamente em solução aquosa, sendo portanto um ácido forte. 
O equilíbrio da reação favorece a formação dos produtos, H3O
+ e Cl–.
Os compostos iônicos são eletrólitos fortes, pois se dissociam totalmente em solução. 
Já os compostos moleculares podem ser eletrólitos fracos, quando se dissociam parcial-
mente, ou não eletrólitos, quando não se dissociam em solução (ATKINS; JONES, 2012). 
Na Figura 1 está a representação da reação entre o ácido clorídrico e a água.
Figura 1. Reações ácido-base entre ácido clorídrico e água.
Fonte: molekuul_be/Shuttterstock.com; Victor Josan/Shutterstock.com; Hidrônio ([201-?]).
HCl (aq) + H2O (l) H3O (aq) + Cl (aq)+ –
Ácido clorídrico
Eletrólito forte
= 100 % ionizável
Água Íon hidrônio Íon cloreto
Por outro lado, o ácido acético, CH3CO2H, é classificado como um eletrólito 
fraco, pois se ioniza apenas em uma pequena extensão, sendo portanto um 
ácido fraco. O equilíbrio favorece a formação dos reagentes, CH3CO2H e H2O. 
3Ácidos e bases de Brønsted
Na Figura 2 está a representação da reação entre o ácido acético e a água.
Figura 2. Reações ácido-base entre ácido acético e água.
Fonte: Raimundo79/Shutterstock.com; Victor Josan/Shutterstock.com; Hidrônio ([201-?]); molekuul_be/
Shutterstock.com.
CH3CO2H (aq) + H2O (l) H3O (aq) + CH3CO2 (aq)+ –
Ácido acético Água Íon hidrônio Íon acetato
Alguns ácidos podem transferir mais de um próton para uma base, como 
é o caso do ácido sulfúrico, H2SO4, que é capaz de transferir dois H
+, sendo 
classificado como um ácido diprótico. A reação do ácido sulfúrico com a 
água ocorre em duas etapas. A primeira etapa favorece fortemente os produtos, 
ao passo que a segunda etapa favorece os reagentes, conforme pode ser visto 
nas equações químicas a seguir: 
Ácidos e bases de Brønsted4
Como já definido anteriormente, uma base de Brønsted é um aceptor 
de prótons, o que na maior parte dos casos significa que ela tem um par de 
elétrons livres no qual o próton pode se ligar (ATKINS; JONES, 2012). Por 
exemplo, a amônia, NH3, que é uma base fraca de Brønsted, ao reagir com a 
água produz o íon hidróxido, OH–(aq), e o íon amônio, NH4
+(aq). Contudo, 
apenas uma pequena porção das moléculas de NH3 é convertida em íons NH4
+. 
A amônia, assim como todas as aminas, são bases fracas ao reagirem com a 
água. No equilíbrio, a reação favorece a formação dos reagentes, NH3 e H2O.
Uma base forte está completamente protonada em solução, já uma base fraca está 
parcialmente protonada em solução (ATKINS; JONES, 2012).
Na Figura 3 está a representação da reação entre a amônia e a água.
Figura 3. Reações ácido-base entre amônia e água.
Fonte: OSweetNature/Shutterstock.com; Victor Josan/Shutterstock.com; ibreakstock/Shutterstock.
com.; molekuul_be/Shutterstock.com.
Amônia, base 
eletrólito fraco 
<100% ionizável
Água
NH3(aq) + H2O (l) NH4 (aq) + OH (aq)–+
Íon amônio Íon hidróxido
5Ácidos e bases de Brønsted
De acordo com a teoria Brønsted-Lowry, os produtos formados pela trans-
ferência de prótons em uma solução aquosa, ou seja, em água, podem ser 
denominados como ácido ou base conjugadas. Em geral, a base conjugada 
será a espécie produzida quando um ácido doa seu(s) próton(s): 
Já o ácido conjugado será a espécie produzida quando uma base aceita 
um ou mais prótons:
Algumas espécies são descritas como anfóteras, ou seja, são substâncias 
que atuam como ácidos ou bases, dependendo da reação. Nos exemplos an-
teriores, a água é considerada uma substância anfótera, pois atua como uma 
base em reações com ácidos, como no exemplo com o HCl, e como um ácido 
em reações com base, como no exemplo a NH3 (BROWN; HOLME, 2014).
Propriedades gerais dos ácidos e 
das bases de Brønsted
As reações normalmente ocorrem na direção da formação de um par conjugado 
do ácido e da base mais fracos. Em cada par conjugado, o ácido mais forte e 
a base mais forte reagem para formar o ácido e a base mais fracos. A força 
de um ácido é caracterizada por sua maior tendência em transferir um próton 
para uma base, enquanto a força de uma base é medida por sua tendência em 
receber um próton de uma ácido. Por exemplo, considere a dissolução de ácido 
sulfúrico, H2SO4, em água: 
Ácidos e bases de Brønsted6
Examinando o Quadro 1, notamos que quanto mais forte for um ácido, 
mais fraca será a sua base conjugada e vice-versa. Sendo assim, é possível 
observar que ao adicionar H2SO4 em água, nenhuma quantidade apreciável do 
ácidopermanece em solução. Isso se deve ao fato de o H2SO4 ter uma maior 
tendência em doar um próton para a água do que o íon hidrônio H3O
+ em doar 
um próton para o íon HSO4
−. Dessa forma, o H2SO4 é considerado um ácido 
mais forte que o H3O
+. Ainda sobre as forças relativas de pares ácido-base 
conjugados, verifica-se que a base HSO4
− tem menor tendência em receber 
um próton se comparada a H2O. Com base nisso, é possível concluir que o íon 
hidrogenossulfato, HSO4
−, é uma base mais fraca do que a água. 
Pelas posições relativas no Quadro 1, o ácido clorídrico, HCl, tem maior 
tendência em reagir com a amônia, NH3, para formar os íons amônio NH4
+ e 
Cl− (reação B) do que reagir com a própria água para formar os íons H3O
+ e 
Cl− (reação A). Agora, comprando as reações A e C, o ácido sulfúrico, H2SO4, 
tem poder maior para reagir com a água do que o ácido clorídrico, HCl, 
conforme mostra as equações químicas elencadas a seguir.
 � Equação A: HCl(aq) + H2O(l) → H3O
+ (aq) + Cl− (aq).
 � Equação B: HCl (aq) + NH3(aq) → NH4
+ (aq) + Cl− (aq).
 � Equação C: H2SO4(aq) + H2O(l) → H3O
+ (aq) + HSO4
− (aq).
Uma outra observação sobre o Quadro 1 que se pode fazer é sobre ácidos 
como o sulfúrico, H2SO4, o carbônico, H2CO3, ou o fosfórico, H3PO4, entre 
outros, os quais podem em solução aquosa se comportar como ácidos de 
Brønsted-Lowry, doando mais que um próton, H+. Esses átomos que doam 
mais que um próton são denominados como ácidos polipróticos.
Ainda pelo Quadro 1, é possível verificar que as forças dos ácidos for-
mados são bastante diferentes. Por exemplo, o ácido sulfúrico é um ácido 
relativamente forte que se encontra na segunda posição do Quadro 1 e forma 
o íon hidrogenossulfato, HSO4
−, como base conjugada. Além disso, esse íon 
pode atuar como um ácido levando a formação do íon sulfato, SO4
2−, como 
base conjugada, conforme pode ser visto nas equações apresentadas a seguir.
H2SO4 + H2O → HSO4
– + H3O
+
HSO4
– + H2O ← SO4
2− + H3O
+
7Ácidos e bases de Brønsted
Fonte: Adaptado de Atkins e Jones (2012).
Ácido
Mais 
forte
Base
Mais 
fraco
Ácido perclórico: HClO4 ClO4
− : íon perclorato
Ácido sulfúrico: H2SO4 HSO4
−: íon hidrogenossulfato
Ácido clorídrico: HCl Cl−: íon cloreto
Ácido nítrico: HNO3 NO3
−: íon nitrato
Íon hidrônio: H3O
+ H2O: água
Ácido sulfuroso: H2SO3 HSO3
−: íon hidrogenossulfito
Íon hidrogenossulfato: 
HSO4
−
SO4
2−: íon sulfato
Ácido fosfórico: H3PO4 H2 PO4
– : íon 
di-hidrogenofosfato
Ácido nitroso: HNO2 NO2
−: íon nitrito
Ácido fluorídrico: HF F−: íon fluoreto
Ácido acético: CH3COOH CH3COO
−: íon acetato
Ácido carbônico: H2CO3 HCO3
–: íon 
hidrogenocarbonato
Ácido sulfídrico: H2S HS
−: íon hidrogenossulfeto
Íon hidrogenossulfito: 
HSO3
−
SO3
2−: íon sulfito
Íon amônio: NH4
+ NH3: amônia
Ácido cianídrico: HCN CN−: íon cianeto
Íon hidrogenocarbonato: 
HCO3
–
CO3
2–: íon carbonato
Água: H2O OH
-: íon hidróxido
Íon hidrogenossulfeto: HS- S2−: íon sulfeto
Amônia: NH3 NH2
−: íon amideto
Íon hidróxido: OH- O2
−: íon óxido
Hidrogênio: H2 Mais 
fraco
H−: íon hidreto Mais 
forte
Quadro 1. Forças relativas de pares ácido-base conjugados
Ácidos e bases de Brønsted8
Acessando o link a seguir, você pode compreender um pouco mais sobre o conceito 
de ácidos e bases.
https://qrgo.page.link/vE6g4
O conceito de Brønsted-Lowry para ácidos e bases: 
forças relativas 
A força relativa de um ácido ou de uma base pode ser expressa quantitativa-
mente em relação a uma constante de equilíbrio para uma ácido em água (ou 
constante de ionização), que pode ser expressa como Ka. Para um ácido fraco, 
o valor de Ka será menor que 1 (Ka < 1).
O valor de Ka aumenta à medida que aumenta a força do ácido, ou seja, à 
medida que o ácido se ioniza em maior extensão.
Essa expressão pode ser escrita da seguinte forma, par uma reação genérica:
Do mesmo modo, podemos escrever a constante de equilíbrio para uma 
base, Kb: 
O Quadro 2 a seguir mostra alguns ácidos e bases ordenados em função de 
sua capacidade de doar ou aceitar prótons e seus respectivos valores de Ka e 
Kb. Note que quanto mais fraco for o ácido, mais forte será sua base conjugada, 
ou seja, quanto menor o valor de Ka, maior o valor de Kb correspondente.
9Ácidos e bases de Brønsted
Fonte: Adaptado de Atkins e Jones (2012).
Ácido Ka Base Kb
HClO4 Grande ClO4
– Muito pequena
H3O
+ 1,0 H2O 1,0 × 10
–14
H2SO3 1,0 × 10
–2 HSO3– 8,3 × 10–13
H3PO4 7,5 ×10
–3 H2PO4
– 1,3 × 10–12
HF 7,2 × 10–4 F– 1,4 × 10–11
H2CO3 4,2 × 10
–7 HCO3
– 2,4 × 10–8
NH4
+ 5,6 × 10–10 NH3 1,8 × 10
–5
HCN 4,0 × 10–10 CN– 2,5 × 10–5
H2O 1,0 × 10
–14 OH– 1,0
Quadro 2. Constantes de ionização de ácidos e bases
Reações de neutralização
Os ácidos e as bases em solução aquosa normalmente reagem entre si para 
produzir sal e água. Segundo Brønsted-Lowry, o processo de neutralização 
é caracterizado como aquele em que ocorre uma transferência de prótons 
entre dois pares ácido-base conjugados. Por exemplo, a reação entre o ácido 
clorídrico, HCl, e o hidróxido de sódio, NaOH, leva à formação de sal cloreto 
de sódio, NaCl, e água.
A palavra sal pode ser compreendida como qualquer composto iônico 
cujo cátion vem de uma base (por exemplo: Na+ de NaOH) e cujo ânion vem 
de um ácido (por exemplo o Cl- do HCl). A reação entre qualquer um dos 
ácidos indicados no Quadro 3 com qualquer uma das bases contendo o grupo 
hidroxila, OH-, produzirá sal e água como produtos. 
Ácidos e bases de Brønsted10
Fonte: Adaptado de Brown e Holme (2014).
Ácidos fortes (eletrólitos fortes) Bases fortes (eletrólitos fortes)
HCl Ácido clorídrico LiOH Hidróxido de lítio
HBr Ácido bromídrico NaOH Hidróxido 
de sódio
HI Ácido nítrico KOH Hidróxido de 
potássio
HNO3 Ácido perclórico Sr(OH)2 Hidróxido de 
estrôncio
HClO4 Ácido sulfúrico Ba(OH)2 Hidróxido 
de bário
H2SO4 Ácido sulfúrico
Ácidos fracos (eletrólitos fracos) Bases fracas (eletrólitos fracos)
HF Ácido fluorídrico NH3 Amônia aquosa
H3PO4 Ácido fosfórico
H2CO3 Ácido carbônico
H2C2O4 Ácido oxálico 
CH3CO2H Ácido acético
H3C6H5O7 Ácido cítrico 
H2C4H4O6 Ácido tartárico
*O comportamento eletrolítico se refere às soluções aquosas desses ácidos e bases. 
Quadro 3. Alguns ácidos e bases comuns*
A equação iônica completa para a reação entre os eletrólitos fortes ácido 
clorídrico e hidróxido de sódio em solução aquosa, ou seja, em água, pode 
ser escrita da seguinte forma:
11Ácidos e bases de Brønsted
Ao observar a equação demonstrada anteriormente, há Na+ e Cl- em am-
bos os lados, dessa forma eles podem ser cancelados, resultando em uma 
outra equação denominada equação iônica líquida. Essa equação é formada 
apenas pela combinação dos íons H3O+ e OH-. A equação iônica líquida está 
representada a seguir:
H3O
+(aq) + OH–(aq) → 2H2O(l)
Quando a reação ocorrer entre um ácido e uma base forte, a equação iônica líquida 
sempre será: 
H3O
+(aq) + OH–(aq) → 2H2O(l)
Essa reação discutida anteriormente, envolvendo o ácido clorídrico e o 
hidróxido de sódio em solução aquosa, é chamada de reações de neutra-
lização pelo fato de a solução resultante da reação não ser nem ácida nem 
básica. Porém, lembre-se que para a solução resultante estar neutra também 
é necessário que haja uma igualdade nas quantidades de matéria (no número 
de mols) do ácido e da base quando misturados. Os demais íons, o cátion da 
base e o ânion do ácido permanecem inalterados. Vale mencionar, ainda, que 
ao evaporar a água formada na reação, o cátion e o ânion formarão um sal 
sólido, e não uma solução aquosa do sal, como mostrado na equação.
Outro exemplo envolvendo uma reação de neutralização pode ser escrito 
a partir da reação entre o ácido nítrico, HNO3, e o hidróxido de sódio, NaOH. 
Ao reagir esses dois compostos, o sal nitrato de sódio, NaNO3, e a água são 
formados: 
HNO3 (aq) + NaOH(aq) → NaNO3(aq) + H2O(l)
Ácidos e bases de Brønsted12
Agora se o ácido acético, CH3CO2H, e o hidróxido de sódio são misturados, 
a seguinte reação ocorrerá:
CH3CO2H(aq) + NaOH(aq)→ NaCH3CO2(aq) + H2O(l)
Nesse exemplo, como o ácido acético é um ácido fraco e se ioniza em uma 
pequena extensão, as espécies moleculares são a forma predominante nas 
soluções aquosas. O ácido acético é mostrado como CH3CO2H(aq) molecular 
nas equações iônicas. A equação iônica completa para essa reação pode ser 
escrita da seguinte forma: 
CH3CO2H(aq) + Na
+(aq) + OH-(aq) → Na+(aq) + CH3CO2
-(aq) + H2O(l)
Nessa equação, os únicos íons espectadores (aqueles que se repetem) são 
os íons Na+, de maneira que a equação iônica líquida será: 
CH3CO2H(aq) + OH
-(aq) → CH3CO2
-(aq) + H2O(l)
Tratando ainda sobre reações de neutralização, a reação entre sulfito de 
césio, Cs2SO3, e cloreto de tionila, SOCl2, pode ser considerada como sendo 
uma reação de neutralização. Nesse exemplo, os íons de tionila, SO2+, e os 
íons sulfito, SO3
2-, se combinam para formar moléculas de solvente, conforme 
representado na equação:
SO2+ + SO3
2- → 2SO2
Além disso, soluções de sulfito de césio, Cs2SO3, e de cloreto de tionila, 
SOCl2, em dióxido de enxofre líquido, SO2, levam à formação dos produtos 
CsCl e SO2, como representa a equação: 
Cs2SO3 + SOCl2 2 → CsCl + 2SO2
Neutralização parcial
Uma neutralização parcial ocorre quando um ácido e uma base são mistura-
dos em quantidades de matéria (no número de mols) diferentes daquelas que 
levariam a uma neutralização total, como discutido nos exemplos anteriores.
13Ácidos e bases de Brønsted
Veja a seguir um exemplo de neutralização parcial do ácido fosfórico:
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
Cada molécula de H3PO4 produz três íons H
+ e cada fórmula de NaOH produz um íon 
OH–. Como cada íon OH– neutraliza um íon H+, tem-se a formação de uma molécula 
de H2O. Dessa forma, o ácido H3PO4 não é neutralizado completamente e se forma, 
então, o ânion H2PO4
-:
H3PO4 + NaOH → Na
+ + H2PO4
– + H2O
Dessa reação de neutralização parcial do ácido fosfórico resultou a formação 
do sal fosfato diácido de sódio ou di-hidrogenofosfato de sódio, NaH2PO4. O sal 
formado nesse tipo de neutralização é denominado sal ácido ou hidrogeno-sal.
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5. Rio de Janeiro: Bookman, 2012.
BROWN, L.; HOLME, T. A. Química geral aplicada à engenharia. São Paulo: Cengage 
Learning, 2014.
HIDRÔNIO. In: WIKIWAND. Brasil, [201-?]. Disponível em: https://www.wikiwand.com/
pt/Hidr%C3%B4nio. Acesso em: 17 set. 2019.
Leitura recomendada
RUSSEL, J. B. Química geral. São Paulo: McGraw-Hill, 1982.
Ácidos e bases de Brønsted14