Qual o comportamento de um ácido e uma base em solução aquosa?

Ácidos e bases são dois grupos químicos relacionados entre si. São duas substâncias de grande importância e presentes no cotidiano.

Os ácidos e bases são estudados pela Química Inorgânica, o ramo que estuda os compostos que não são formados por carbono.

Conceitos de ácidos e bases

O conceito de Arrhenius

Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases desenvolvido no final do século 19, por Svante Arrhenius, um químico sueco.

Segundo Arrhenius, os ácidos são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, liberando como cátions somente H+.

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq)

Enquanto isso, as bases são substâncias que sofrem dissociação iônica, liberando como único tipo de ânion os íons OH- (hidroxila).

NaOH (aq) → Na+ (aq)+ OH- (aq)

Entretanto, o conceito de Arrhenius para ácidos e bases mostrou-se restrito a água.

Leia também sobre: Teoria de Arrhenius e Reação de neutralização.

O Conceito de Bronsted-Lowry

O conceito de Bronsted-Lowry é mais abrangente do que o de Arrhenius e foi apresentado 1923.

De acordo essa nova definição, os ácidos são substâncias capazes de doar um próton H+ a outras substâncias. E as bases são substâncias capazes de aceitar um próton H+ de outras substâncias.

Ou seja, o ácido é doador de prótons e a base é receptora de prótons.

Caracteriza-se um ácido forte como aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+.

Porém, a substância podem ser anfiprótica, ou seja, capaz de se comportar como um ácido ou base de Bronsted. Observe o exemplo da água (H2O), uma substância anfiprótica:

HNO3(aq) + H2O(l) → NO3- (aq) + H3O+(aq) = Base de Bronsted, aceitou o próton

NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq) = Ácido de Bronsted, doou o próton

Além disso, as substâncias se comportam como pares conjugados. Todas as reações entre um ácido e uma base de Bronsted envolvem a transferência de um próton e tem dois pares ácido-base conjugados. Veja o exemplo:

HCO3- e CO32-; H2O e H3O+ são pares ácido base conjugados.

Aprenda mais sobre:

• Funções Inorgânicas
• Indicadores ácido-base
• Titulação

Nomenclatura de ácidos

Para definir a nomenclatura, os ácidos são divididos em dois grupos:

• Hidrácidos: ácidos sem oxigênio;
• Oxiácidos: ácidos com oxigênio.

Hidrácidos

A nomenclatura ocorre da seguinte forma:

ácido + nome do elemento + ídrico

Exemplos:

HCl = ácido clorídrico
HI = ácido iodídrico
HF = ácido fluorídrico

Oxiácidos

A nomenclatura dos oxiácidos segue as seguintes regras:

Os ácidos-padrões de cada família (famílias 14, 15, 16 e 17 da Tabela Periódica) seguem a regra geral:

ácido + nome do elemento + ico

Exemplos:

HClO3 = ácido clórico
H2SO4 = ácido sulfúrico
H2CO3: ácido carbônico

Para os outros ácidos que se formam com um mesmo elemento central, nomeamos com base na quantidade de oxigênio, seguindo a seguinte regra:

Exemplos:

HClO4 (4 átomos de oxigênio, um a mais que o ácido padrão) : ácido perclórico;
HClO2 (2 átomos de oxigênio, um a menos que o ácido padrão): ácido cloroso;
HClO (1 átomo de oxigênio, dois a menos que o ácido padrão): ácido hipocloroso.

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Nomenclatura de Bases

Para nomenclatura de bases segue-se a regra geral:

Hidróxido de + nome do cátion

Exemplo:

NaOH = Hidróxido de sódio

Porém, quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas acrescenta-se ao final do nome, em algarismos romanos, o número da carga do íon.

Ou, pode-se acrescentar o sufixo - oso, ao íon de menor carga e o sufixo -ico, ao íon de maior carga.

Exemplo:

Ferro

Fe2+ = Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro II ou Hidróxido ferroso;
Fe3+ = Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro III ou Hidróxido férrico.

Não deixe de conferir questões de vestibulares sobre o tema, com resolução comentada, em: Exercícios sobre funções inorgânicas.

Licenciada em Ciências Biológicas (2010) e Mestre em Biotecnologia e Recursos Naturais pela Universidade do Estado do Amazonas/UEA (2015). Doutoranda em Biodiversidade e Biotecnologia pela UEA.

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