If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

Se você está atrás de um filtro da Web, certifique-se que os domínios *.kastatic.org e *.kasandbox.org estão desbloqueados.

Conteúdo principal

Ácidos e bases de Brønsted-Lowry

Principais pontos

  • Um ácido de Brønsted-Lowry é uma espécie capaz de doar um próton —H+.
  • Uma base de Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de aceitar um próton, o que requer um par de elétrons livres para formar a ligação com o H+.
  • A água é anfótera, o que significa que ela pode atuar tanto como um ácido de Brønsted-Lowry quanto como uma base de Brønsted-Lowry.
  • Ácidos e bases fortes ionizam completamente em solução aquosa, enquanto ácidos e bases fracos ionizam apenas parcialmente.
  • A base conjugada de um ácido de Brønsted-Lowry é a espécie formada depois que esse ácido doa um próton. O ácido conjugado de uma base de Brønsted-Lowry é a espécie formada depois que essa base aceita um próton.
  • As duas espécies em um par conjugado ácido-base têm a mesma fórmula molecular, exceto pelo fato de que o ácido possui um H+ extra se comparado com a base conjugada.

Introdução

Um mercado de peixe onde as variedades de peixe fresco e embalado são dispostas em gelo.
Frutos do mar contêm compostos que podem degradar para formar aminas, que são bases fracas com odor característico de peixe. Figura: from pixabay, CC0 public domain
No Artigo anterior sobre ácidos e bases de Arrhenius, nós aprendemos que os ácidos de Arrhenius são qualquer espécie capaz de aumentar a concentração de H+ em solução aquosa e uma base de Arrhenius é qualquer espécie capaz de aumentar a concentração de OH em solução aquosa. A maior limitação da Teoria de Arrhenius é que o comportamento ácido-base só pode ser analisado em água. Nesse artigo, avançaremos em uma Teoria mais abrangente, a de Brønsted-Lowry que abrange um maior número de reações químicas.

Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry

A Teoria de Brønsted-Lowry descreve as interações ácido base em termos de transferência de prótons entre as espécies químicas. Um ácido de Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de doar um próton H+, e uma base é qualquer espécie capaz de aceitar um próton. Em termos de estrutura química, isso significa que qualquer ácido de Brønsted-Lowry deve conter um hidrogênio capaz de dissociar como H+. A fim de aceitar um próton, uma base de Brønsted-Lowry deve receber ao menos um par de elétrons para formar uma nova ligação com o próton.
Usando a definição de Brønsted-Lowry, uma reação ácido-base é qualquer reação em que um próton é transferido de um ácido para uma base. Nós podemos usar a definição de Brønsted-Lowry para discutir reações ácido-base em qualquer solvente, assim como as reações que ocorrem em fase gasosa. Por exemplo, considere a reação da amônia gasosa, NH3(g), com cloreto de hidrogênio gasoso, HCl(g), para formar NH4Cl(s):
NH3(g)+HCl(g)NH4Cl(s)
Esta reação também pode ser representada com a utilização das estruturas de Lewis para os reagentes e produtos, conforme ilustrado abaixo:
A estrutura de Lewis da amônia — um nitrogênio com um par isolado de elétrons e, ainda, ligado a 3 hidrogênios — além da estrutura de Lewis do ácido clorídrico, formando cloreto de amônio.
Nesta reação, HCl doa seu próton — em azul — para NH3. Portanto, HCl está agindo como um ácido de Brønsted-Lowry. Já que NH3 tem um par isolado de elétrons para usar como aceptor de próton, NH3 é uma base de Brønsted-Lowry.
Note que de acordo com a Teoria de Arrhenius, a reação acima não seria uma reação ácido-base porquê nenhuma das espécies está formando H+ ou OH em água. Entretanto, a química envolvida um próton transferido de HCl para NH3 formando NH4Cl é muito parecida com a que ocorreria na fase aquosa.
Para você se familiarizar mais com essas definições, vamos examinar mais alguns exemplos.

Identificação de ácidos e bases de Brønsted-Lowry

Na reação entre ácido nítrico e água, HNO3, doa um próton — em azul — para a água, portanto, atuando como um ácido de Brønsted-Lowry.
HNO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+NO3(aq)
Já que a água aceita o próton do ácido nítrico para formar o íon H3O+, a água age como uma base de Brønsted-Lowry. Essa reação favorece bastante a formação dos produtos, então a seta da reação é desenhada apenas para a direita.
Vejamos agora uma reação envolvendo amônia, NH3, em água:
NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)
Nesta reação, a água está doando um de seus prótons para amônia. Depois de perder um próton, a água se torna, OH. Já que a água doou um próton, está atuando como um ácido de Brønsted-Lowry. A amônia aceitou um próton da água para formar íon amônio, NH4+. Portanto, a amônia está atuando como uma base de Brønsted-Lowry.
Nas duas reações anteriores, vemos a água se comportar tanto como uma base de Brønsted-Lowry — na reação com ácido nítrico — quanto como um ácido de Brønsted-Lowry, na reação com a amônia. Devido à habilidade da água de doar e aceitar prótons, ela é conhecida como um composto anfotérico ou anfiprótico, o que significa que pode se comportar tanto como uma base quanto como um ácido de Brønsted-Lowry.

Ácidos fortes e fracos: dissociar ou não dissociar?

Um ácido forte é uma espécie que ioniza completamente os seus constituintes em solução aquosa. Ácido nítrico é um exemplo de ácido forte. Ioniza completamente em água, formando íons, hidrônio H3O+, e nitrato, NO3. Depois que a reação ocorre, há moléculas que não sofreram ionização na solução, no caso, o HNO3.
Por outro lado, um ácido fraco não se dissocia completamente em seus íons constituintes. Um exemplo de ácido fraco é o ácido acético, CH3COOH, que está presente no vinagre. O ácido acético se dissocia parcialmente em água para formar os íons hidrônio e acetato CH3COO:
CH3COOH(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CH3COO(aq)
Note que nesta reação temos as setas (do equilíbrio) apontando para ambos os lados: . Isso indica que a ionização do ácido acético está em equilíbrio dinâmico, no qual há uma concentração significativa de moléculas de ácido acético que não estão ionizadas, CH3COOH, assim como há moléculas que sofreram ionização, H+ e CH3COO.
À esquerda: Representação ampliada de uma solução de ácido clorídrico, na qual o ácido está totalmente ionizado. À direita: Representação ampliada de uma solução de ácido fluorídrico demonstrando que a maior parte do ácido fluorídrico, HF, ainda se encontra na forma neutra, isto é, não sofreu ionização, mas também algumas moléculas de HF ionizaram para produzir prótons e íons fluoreto.
Solução aquosa de um ácido forte à esquerda e um ácido fraco à direita. (a) Ácido clorídrico é um ácido forte que se ioniza completamente em água. (b) Ácido fluorídrico é um ácido fraco que se ioniza parcialmente em prótons (H+) e ânions (F-).
Uma pergunta comum é: "Quando você sabe se algo é um ácido forte ou fraco?" Essa é uma excelente pergunta! Uma resposta curta seria dizer que há somente alguns ácidos fortes, e que todo o resto é considerado ácido fraco. Uma vez que estivermos familiarizados com os ácidos fortes mais comuns, nós poderemos facilmente identificar tanto os ácidos fracos quanto os fortes em questões de química.
A tabela a seguir lista alguns exemplos dos ácidos fortes mais comuns:

Ácidos fortes comuns

NomeFórmula
Ácido clorídricoHCl
Ácido bromídricoHBr
Ácido IodídricoHI
Ácido sulfúricoH2SO4
Ácido nítricoHNO3
Ácido perclóricoHClO4

Bases fortes e fracas

Uma base forte é uma base que se ioniza completamente em solução aquosa. Um exemplo de base forte é o hidróxido de sódio, NaOH. Em água, o hidróxido de sódio se dissocia completamente em íons hidróxido e íons sódio.
NaOH(aq)Na+(aq)+OH(aq)
Assim, se preparamos uma solução de hidróxido de sódio em água, somente íons Na+ e OH estarão presentes na nossa solução final. Não esperamos ver nenhuma molécula de NaOH não dissociada.
Vejamos agora a amônia, NH3, em água. A amônia é uma base fraca, então ela irá se ionizar parcialmente em água:
NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)
Algumas das moléculas de amônia aceitam um próton da água para formar íons amônio e íons hidróxido. Isso resulta em um equilíbrio dinâmico, no qual as moléculas de amônia estão continuamente trocando prótons com a água, e os íons amônio estão continuamente doando prótons de volta para o hidróxido. A espécie em maior quantidade na solução será a amônia não-ionizada, NH3, pois a amônia só conseguirá desprotonar a água em uma pequena extensão.
Bases fortes comuns incluem os hidróxidos da família 1A e 2A.
Bases fracas comuns incluem compostos contendo nitrogênio neutro, como: Amônia, trimetilamina e piridina.

Exemplo 1: Escrevendo uma reação ácido-base com hidrogenofosfato

O hidrogenofosfato, HPO42, pode agir como uma base fraca ou como um ácido fraco em solução aquosa.
Qual é a equação balanceada da reação do hidrogenofosfato agindo como uma base fraca em água?
Já que o hidrogenofosfato está atuando como uma base de Brønsted-Lowry, a água deve atuar como um ácido de Brønsted-Lowry. Isso significa que a água vai doar um próton para formar íon hidróxido. A adição de um próton no hidrogenofostato resulta na formação de H2PO4:
HPO42(aq)+H+(aq)H2PO4(aq)
Já que o íon hidrogenofosfato está atuando como uma base fraca neste exemplo em particular, precisamos usar setas duplas, , em nossa reação global para mostrar que é reversível. Isso nos dá a seguinte equação balanceada para a reação de hidrogenofosfato atuando como base em água:
HPO42(aq)+H2O(l)H2PO4(aq)+OH(aq)
Como sabemos se algo como hidrogenofosfato vai atuar como ácido ou base? A resposta curta é: Quando diferentes reações são possíveis, essas reações possuem diferentes constantes de equilíbrio. Qual equilíbrio será favorecido vai depender de fatores como pH da solução e quais outras espécies estão em solução. Essa questão será explicada em mais detalhes quando aprendermos sobre soluções-tampão e titulação.
Verificando o conceito: Como seria a nossa equação balanceada se o hidrogenofosfato agisse como um ácido fraco em solução aquosa?

Pares conjugados ácido-base

Agora que temos conhecimento de ácidos e bases de Brønsted-Lowry, nós podemos discutir o último conceito deste artigo: Pares conjugados ácido-base. Em uma reação ácido base de Brønsted-Lowry, um ácido conjugado é uma espécie formada após a base aceitar um próton. Logo, uma base conjugada é uma espécie formada após o ácido doar seu próton. As duas espécies em um par conjugado ácido-base têm a mesma forma molecular, exceto, o ácido com um hidrogênio extra H+ quando comparado com a base conjugada.

Exemplo 2: Dissociação de um ácido forte

Vamos reconsiderar o ácido forte HCl reagindo com a água:
HCl(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Cl(aq)
          ácido            base              ácido           base
Nesta reação, HCl doa seu próton para a água, portanto, HCl está atuando como um ácido de Brønsted-Lowry. Após HCl doar seu próton, é formado o íon Cl, logo, Cl é a base conjugada de HCl.
Par conjugado 1=HCl e Cl
Como a água aceita um próton do HCl, a água está agindo como uma base de Brønsted-Lowry. Quando a água aceita um próton, o H3O+ é formado. Portanto, o H3O+ é o ácido conjugado do H2O.
Par conjugado 2=H2O e H3O+
Cada par ácido-base conjugado em nossa reação contém um ácido de Brønsted-Lowry e uma base de Brønsted-Lowry. O ácido e base diferem por apenas um único próton. Em geral, será verdadeiro que uma reação entre um ácido de Brønsted-Lowry e uma base, conterá dois pares conjugados ácido-base.

Exemplo 3: A ionização de uma base fraca

Vamos considerar a reação da amônia, uma base fraca, em água:
NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)
          base            ácido            ácido             base
A amônia aceita um próton da água nessa reação, e desse modo, atua como uma base de Brønsted-Lowry. Ao aceitar um próton da água, a amônia forma NH4+. Portanto, NH4+ é o ácido conjugado da amônia.
Par conjugado 1=NH3 e NH4+
A água, ao doar um próton à amônia, age como um ácido de Brønsted-Lowry. Depois que a água doa um próton para a amônia, forma-se OH. Portanto, OH é a base conjugada da água.
Par conjugado 2=H2O e OH
Como a amônia é uma base fraca, o íon amônio pode doar um próton de volta para a hidroxila para regenerar a amônia e a água. Assim, existe um equilíbrio dinâmico. Isso sempre será verdadeiro para reações envolvendo ácidos e bases fracas.

Resumo

  • Um ácido de Brønsted-Lowry é qualquer espécie capaz de doar um próton — H+.
  • Uma base de Brønsted-Lowry é qualquer espécie que é capaz de aceitar um próton, o que requer um par de elétrons livre para se ligar ao H+.
  • A água é anfótera, o que significa que ela pode agir tanto como um ácido de Brønsted-Lowry como uma base de Brønsted-Lowry.
  • Ácidos e bases fortes ionizam-se completamente em solução aquosa, enquanto que ácidos e bases fracos ionizam-se parcialmente em solução aquosa.
  • A base conjugada de um ácido de Brønsted-Lowry é a espécie que é formada após o ácido doar o seu próton. O ácido conjugado de uma base de Brønsted-Lowry é a espécie formada após a base aceitar um próton.
  • As duas espécies em um par conjugado ácido-base têm a mesma fórmula molecular, exceto pelo fato de que o ácido possui um H+ extra se comparado com a base conjugada.

Prática 1: Identificando reações ácido-base

Com base na teoria de Brønsted-Lowry, quais dos seguintes itens são reações ácido-base?
Escolha todas as respostas aplicáveis:

Prática 2: Identificando pares conjugados ácido-base

O ácido fluorídrico, HF, é um ácido fraco que se dissocia em água de acordo com a seguinte equação:
HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F(aq)
Qual é a base conjugada do HF nessa reação?
Escolha 1 resposta:

Quer participar da conversa?

Você entende inglês? Clique aqui para ver mais debates na versão em inglês do site da Khan Academy.