Ácidos e bases

Ácidos e bases são espécies químicas que se comportam de maneira antagônica: ácidos aumentam a concentração dos íons H⁺, enquanto as bases aumentam a concentração dos íons OH⁻. Esse antagonismo é mais explícito quando se percebe que o efeito de um é capaz de neutralizar o efeito do outro, em uma reação conhecida como neutralização.

Ácidos e bases, entretanto, são conceitos muito antigos, já sendo definidos por diversos cientistas, os quais tornam tal definição difusa, variando a depender do sistema que está sendo analisado. O caráter ácido e básico de uma solução pode ser mensurado pela escala pH, a qual, a 25 °C, varia de 0 a 14. Em nosso cotidiano, os ácidos e bases estão muito presentes, como em alimentos, produtos de limpeza e medicamentos, por exemplo.

Leia também: Indicadores ácido-base — substâncias que mudam de cor de acordo com o pH do meio

Resumo sobre ácidos e bases

• Ácidos e bases são espécies químicas antagônicas.
• Em solução, ácidos aumentam a concentração de íons H⁺, ao passo que bases aumentam a concentração de íons OH⁻.
• Ácidos neutralizam o caráter de bases, por meio de uma reação conhecida como reação de neutralização.
• Existem diversas teorias para definir ácidos e bases, as quais são aplicadas a depender das características do sistema.
• Ácidos e bases estão presentes em muitos produtos do cotidiano, como produtos de limpeza, medicamentos e alimentos.

O que são ácidos e bases?

Os termos “ácido” e “base” são muito antigos, os quais já sofreram diversas alterações ao longo da história da Química. Atualmente, ácidos e bases estão mais relacionados a um comportamento químico que uma substância desenvolve em um processo reacional. De modo simplório:

• ÁCIDOS: são substâncias químicas que aumentam a concentração de íons H⁺ em solução.
• BASES (ou álcalis): são substâncias químicas que aumentam a concentração de íons OH⁻ em solução.

Porém, já existem teorias modernas de ácidos e bases que não associam essas substâncias com os íons H⁺ e OH⁻. É o caso da teoria de Lewis, que associa ácidos e bases com a transferência eletrônica em uma reação química, o que torna o conceito extremamente abrangente. As teorias modernas de ácidos e bases derivam dos trabalhos do químico sueco Svante Arrhenius, como parte da sua teoria da dissociação eletrolítica de 1887.

Características dos ácidos e bases

Uma das formas mais simples de se pensar em ácidos e bases é por meio do seu comportamento em solução. Enquanto ácidos possuem a capacidade de aumentar a concentração de íons H⁺ em solução, as bases possuem a capacidade de aumentar os íons OH⁻.

É a partir desse comportamento que se define uma reação de neutralização entre essas espécies:

H⁺ + OH⁻ → H₂O

Dessa forma, pode-se perceber que ácidos e bases possuem caráter antagônico, de modo que um é capaz de anular (ou neutralizar) quimicamente o outro. Esse antagonismo também fica explícito quando usamos a escala pH para definir comportamentos ácidos e básicos. O pH é uma escala logarítmica, inversamente proporcional à concentração de íons H⁺ em solução. Na temperatura de 25 °C, ela varia de 0 a 14, sendo que:

• para valores entre 0 e 7, a concentração de H⁺ é maior que de OH⁻, indicando que o sistema é ácido;
• para valores entre 7 e 14, a concentração de H⁺ é menor que de OH⁻, indicando que o sistema é básico;

• se o valor de pH é exatamente 7, indica-se que as concentrações de H⁺ e OH⁻ são iguais e, dessa forma, o sistema é caracterizado como neutro (nem ácido e nem básico).

Isso deixa claro que quando o caráter ácido da solução aumenta, o caráter básico desta diminui e vice-versa.

Outro fator importante no estudo da Química é a definição de força de ácidos e bases. Essa grandeza está relacionada à extensão de produção de íons H⁺ e OH⁻ em solução: quanto maior a produção desses íons, maior o caráter (força) do ácido ou da base. Um ácido é considerado forte quando a substância química é integralmente convertida em íons H⁺ (ionização completa). De maneira análoga, uma base é considerada forte quando a espécie substância química é integralmente convertida em íons OH⁻ (dissociação completa).

Todas essas características anteriormente elencadas são baseadas na teoria de dissociação eletrolítica do químico sueco Svante Arrhenius, apresentada no ano de 1887. Contudo, desde sua concepção, o conceito de ácido e base foi se tornando mais abrangente, principalmente no século XX. Os trabalhos de Arrhenius, embora extremamente importantes, não contemplam toda a realidade dos sistemas químicos. Na verdade, a teoria de dissociação eletrolítica está restrita aos sistemas aquosos.

→ Ácidos e bases de acordo com outras teorias

Dessa forma, deve-se entender que, a depender da realidade e do problema apresentado, os caráteres ácido e base devem ser observados e interpretados de maneira distinta. Como exemplo, trazemos duas teorias diferentes de ácidos e bases, que trazem uma visão mais ampla desse conceito.

• Teoria protônica (teoria de Brønsted e Lowry)

A primeira delas é a teoria protônica, também conhecida como teoria de Brønsted e Lowry, desenvolvida, em 1923 e de maneira independente, pelo dinamarquês Johannes Nicolaus Bronsted e pelo inglês Thomas Martin Lowry. Segundo essa teoria, ácidos são espécies capazes de doar prótons (íons H⁺), enquanto bases são capazes de aceitar os prótons.

O mais interessante dessa teoria é que ela atrela a interdependência do ácido e da base, ou seja, o ácido só doa o próton porque há uma base para receber. Dessa forma, de maneira geral, a reação de neutralização poderia ser descrita como:

HA + B → A⁻ + BH

Em que “A” representa o ácido e “B” representa a base.

Por mais que se utilize os termos “doar” e “aceitar”, o que pode tornar a definição mais simples e direta, vale dizer que, na verdade, quimicamente, a base é capaz de quebrar a ligação entre o hidrogênio e o ácido. Por isso, é quimicamente mais adequado citar que o ácido é uma espécie da qual um próton pode ser removido, enquanto a base é uma espécie capaz de remover o próton do ácido.

A teoria protônica ainda traz avanços importantes na compreensão química. Por exemplo, como o ácido precisa da base, a teoria de Brønsted-Lowry determina que o ácido precisa de um meio para se ionizar e não isoladamente. Dessa forma, a teoria protônica descreve o íon hidrônio (H₃O⁺), pois:

HA + H₂O → A⁻ + H₃O⁺

A água atua como base, removendo o próton do ácido. De fato, o íon H⁺ é muito pouco estável isoladamente. A teoria protônica também traz o conceito de par conjugado: um ácido, ao se ionizar, forma uma espécie aniônica de caráter básico (capaz de receber um próton). A base oriunda do ácido é chamada de base conjugada. Da mesma forma, uma base, ao receber um próton, forma uma espécie catiônica de caráter ácido (capaz de doar um próton). O ácido oriundo da base é chamado de ácido conjugado.

Assim:

Ácido(X) + Base(Y) → Ácido(Y) + Base(X)

Isso demonstra, portanto, que as reações de neutralização são reversíveis. Contudo, ácidos/bases fortes produzem bases/ácidos fracos. Quanto mais fraco for o ácido ou a base, menor a capacidade de doação/recepção de prótons, ou seja, na prática, não se considera a reversibilidade das reações de neutralização de ácidos e bases fortes, pois seus pares conjugados não são capazes de doar e receber prótons.

A teoria de Brønsted-Lowry é muito eficiente para diversos sistemas químicos. Um exemplo é na descrição dos indicadores ácido-base, que são espécies ácidas e básicas fracas que são capazes de indicar o caráter predominante da solução por meio de apresentação de cores diferentes.

Vamos supor um indicador ácido, que será representado por HInd e sua base conjugada, Ind⁻. Em água, tal indicador descreve a seguinte reação:

HInd + H₂O → Ind⁻ + H₃O⁺

Quando o meio está ácido (excesso de H₃O⁺), o sistema se desloca para a produção de HInd. Quando o meio está básico (ausência de H₃O⁺), o sistema se desloca para a produção de Ind⁻. Ocorre que HInd e Ind⁻ apresentam cores diferentes e, dessa forma, a depender do caráter ácido ou básico do meio, permitirão uma indicação visual do meio.

A teoria de Bronsted e Lowry também auxilia na compreensão do caráter básico de espécies que não apresentam o íon hidróxido, OH⁻, na sua constituição. É o caso da amônia, NH₃, que ao reagir com HCl, demonstra seu caráter básico, ocorrendo a reação em meio aquoso ou não:

HCl + NH₃ → NH₄⁺ + Cl⁻

• Teoria eletrônica (teoria de Lewis)

Outra teoria, muito mais abrangente, é a teoria eletrônica, desenvolvida em 1923 por Gilbert Newton Lewis. A teoria de Lewis objetiva quebrar a dependência da existência do hidrogênio para espécies ácidas, ao afirmar que um ácido é qualquer espécie capaz de aceitar pares de elétrons de uma espécie doadora, que serão consideradas como bases. Assim, mediante os trabalhos de Lewis, o conceito de ácido e base se tornava algo universal, independentemente do ambiente químico em que as espécies estivessem presentes.

Assim, uma reação ácido base geral, segundo a teoria de Lewis, seria:

A + :B → A:B

A espécie A:B pode ser chamada de diversos nomes, como, por exemplo, sal, aduto ou complexo. A teoria de Lewis trouxe o conceito de eletrófilo e nucleófilo: os eletrófilos são ácidos de Lewis, ou seja, espécies positivas (E⁺) que buscam se ligar a espécies ricas em elétrons, enquanto nucleófilos são bases de Lewis, ou seja, espécies negativas (Nu⁻) que buscam espécies deficitárias em elétrons para se ligarem.

A teoria de Lewis também foi importante para consolidar ácidos e bases como catalisadores, além da teoria de ácidos e bases moles e duros e a aplicação de química quântica para reações ácido-base.

Veja também: Funções inorgânicas — tudo o que você precisa saber sobre ácidos, bases, sais e óxidos

Nomenclatura de ácidos e bases

As nomenclaturas de espécies ácidas e básicas seguem as regras de nomenclatura dispostas no Nomenclature of Inorganic Chemistry, o chamado Livro Vermelho da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), cuja última edição data de 2005.

→ Nomenclatura dos ácidos

Quanto aos ácidos, devemos entender que alguns (os mais tradicionais) apresentam nomes históricos, muito utilizados e difundidos, que fogem às regras gerais de nomenclatura inorgânica. Para esses ácidos, faz-se uma divisão em hidrácidos e oxiácidos.

Os hidrácidos são aqueles que não apresentam átomos de oxigênio na sua estrutura, enquanto os oxiácidos apresentam. Todos os hidrácidos terão a nomenclatura geral:

ácido (nome do elemento)ídrico

Dessa forma, temos, por exemplo:

• HF: ácido fluorídrico;
• H₂S: ácido sulfídrico;
• HCl: ácido clorídrico;
• HBr: ácido bromídrico;
• HI: ácido iodídrico.

Existe o caso específico do HCN, um composto ácido que apresenta o íon cianeto (CN⁻). Dessa forma, seu nome é ácido cianídrico.

Já os oxiácidos terão sua nomenclatura de acordo com a quantidade de átomos de oxigênio presentes na estrutura do ácido:

Para aqueles que apresentam menor teor de oxigênio: ácido (nome do elemento)oso

Para aqueles que apresentam maior teor de oxigênio: ácido (nome do elemento)ico

Dessa forma, temos, por exemplo:

• HNO₃: ácido nítrico (maior teor de oxigênio);
• HNO₂: ácido nitroso (menor teor de oxigênio).

Isso também vai se aplicar nos seguintes casos:

• H₂SO₃ (ácido sulfuroso) e H₂SO₄ (ácido sulfúrico);
• H₃PO₃ (ácido fosforoso) e H₃PO₄ (ácido fosfórico).

Alguns elementos formam apenas um único oxiácido. Nesse caso, terão o sufixo -ico apenas.

• H₃BO₃: ácido bórico;
• H₂CO₃: ácido carbônico.

Os halogênios (elementos do grupo 17) possuem a capacidade de formar até quatro oxiácidos. Nesse caso, são utilizados os prefixos hipo-, para teores de oxigênio menores que os ácidos terminados em -oso, e per-, para teores de oxigênio maiores que os ácidos terminados em -ico. Vejamos exemplos:

• HClO: ácido hipocloroso;
• HClO₂: ácido cloroso;
• HClO₃: ácido clórico;
• HClO₄: ácido perclórico.

→ Nomenclatura das bases

As bases inorgânicas, entretanto, já seguem um sistema de nomenclatura mais simples, de modo que sua nomenclatura geral é:

hidróxido de (nome do elemento) (carga do cátion em algarismo romano)

Dessa forma, temos:

• Fe(OH)₂: hidróxido de ferro(II);
• Fe(OH)₃: hidróxido de ferro(III);
• CuOH: hidróxido de cobre(I);
• Cu(OH)₂: hidróxido de cobre(II);
• Au(OH)₃: hidróxido de ouro(III);
• Pb(OH)₄: hidróxido de chumbo(IV).

Alguns cátions adquirem sempre a mesma carga, como no caso dos cátions de metais alcalinos, alcalino-terrosos, prata, zinco e alumínio, além do cátion composto amônio. Dessa forma, o indicativo de carga é desnecessário, uma vez que não há variação possível:

• NaOH: hidróxido de sódio;
• Ca(OH)₂: hidróxido de cálcio;
• Al(OH)₃: hidróxido de alumínio;
• AgOH: hidróxido de prata;
• Zn(OH)₂: hidróxido de zinco;
• NH₄OH: hidróxido de amônio.

Ácidos e bases no cotidiano

Os ácidos e as bases estão presentes em diversos produtos que fazemos uso em nosso cotidiano. Em alimentos, por exemplo, é comum a presença do ácido cítrico, que está presente no limão e na laranja, além de ser usado como conservante e acidulante em outros alimentos. O ácido fosfórico é muito utilizado na indústria de bebidas refrigerantes, principalmente os de sabor cola. Além de atuar como acidulante e conservante, seu sabor ácido ajuda a equilibrar a doçura da bebida.

O ácido etanoico, comercializado sobre o nome de ácido acético, é o principal constituinte do vinagre, o qual é empregado como tempero para saladas e vem sendo explorado também como produto de limpeza.

Outro ácido muito importante para nós é o ácido clorídrico, o qual está presente em nosso estômago, propiciando um pH ideal para a digestão de alguns alimentos. Já o ácido hipocloroso possui grande poder desinfetante, o qual pode ser produzido durante o manuseio adequado da água sanitária. A aspirina, um dos fármacos mais antigos sintetizados pelo ser humano, a qual atua para dor e febre, é, na verdade, o ácido acetilsalicílico.

Dentre as bases, destaca-se o hidróxido de sódio, comercializado sob o nome de soda cáustica. É empregado como desentupidor de encanamentos, além de ser usada na fabricação de sabão. As bases hidróxido de magnésio e hidróxido de alumínio são utilizadas como medicamentos antiácidos, para aliviar o excesso de acidez em nosso estômago.

Já a amônia, que quando hidratada forma o hidróxido de amônio, é empregada na fabricação de fertilizantes nitrogenados, além de ser empregada como gás refrigerante e na indústria têxtil, provendo um bom acabamento aos tecidos de algodão. É aplicada também no tratamento de cabelos, aumentando o pH dos cabelos durante o processo de coloração, auxiliando na abertura das cutículas, facilitando a deposição da tintura no córtex (camada interna do cabelo). Por fim, também se destaca os compostos de amônia em soluções de limpeza doméstica e industrial.

Saiba mais: Qual a diferença entre pH e pOH?

Exercícios resolvidos obre ácidos e bases

Questão 1. (UNIFOR – Demais cursos/2025.1) As teorias ácido-base são amplamente utilizadas na indústria química e farmacêutica, permitindo o desenvolvimento de novos produtos e processos mais eficientes e sustentáveis. Por exemplo, a compreensão das reações ácido-base permite o controle preciso de pH em processos de produção de alimentos e bebidas, garantindo a segurança alimentar e a qualidade dos produtos.

Disponível em: https://crqsp.org.br/a-importancia-das-teorias-acido-base/. Acesso em: 08 out. 2024. (Adaptado)

Considerando as teorias ácido e base, qual das substâncias listadas representa uma base de Brönsted-Lowry, mas não representa uma base de Arrhenius?

1. HNO_3.
2. NH_3.
3. CH₃CH₂OH.
4. KOH.
5. KMnO_4.

Resposta: Letra B

Arrhenius determinava que bases eram compostos que, em solução aquosa, produziam o íon OH⁻. Contudo, isso não conseguiria prever NH₃ como sendo uma base, sendo possível apenas com a teoria de Bronsted-Lowry, a qual indica que a amônia reage com a água, de modo a retirar um próton desta (a qual atua como ácido), formando a espécie NH₄⁺ e, consequentemente, o íon OH⁻.

Questão 2. (USS – Univassouras – Medicina/2024.2) A substância de fórmula molecular HI é um ácido empregado como agente esterilizante em aplicações hospitalares.

Esse ácido é nomeado:

1. iódico.
2. iodoso.
3. iodídrico.
4. periódico.

Resposta: Letra C.

O ácido HI é considerado como um hidrácido (não possui oxigênio na estrutura) e, dessa forma, apresenta o sufixo -ídrico. Por isso, seu nome é ácido iodídrico.

Fontes

ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de Química: questionando a vida e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.

AVANZI QUÍMICA. O que é ácido cítrico? Tudo o que você precisa saber sobre este ingrediente versátil. Blog Avanzi Química, [s. l.], [202-?]. Disponível em: https://avanziquimica.com.br/blog/blog-p/cuidados-produtos-quimicos/o-que-e-acido-citrico-tudo-o-que-voce-precisa-saber-sobre-este-ingrediente-versatil.

AVANZI QUÍMICA. Ácido fosfórico como agente acidificante em alimentos: regulamentações e limites essenciais. Blog Avanzi Química, [s. l.], [202-?]. Disponível em: https://avanziquimica.com.br/blog/blog-p/cuidados-produtos-quimicos/acido-fosforico-como-agente-acidificante-em-alimentos-regulamentacoes-e-limites-essenciais.

CHAGAS, Aécio Pereira. Teorias ácido-base do século XX. Química Nova na Escola, [s. l.], n. 9, p. 7-14, maio 1999. Disponível em: https://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc09/historia.pdf.

SILVA, Paula de A. S. da; DUPIM, Mariana dos S.; CHAZIN, Eliza de L. Ácido acético. Revista Virtual de Química, [s. l.], v. 7, n. 6, p. 2647-2662, ago. 2015. Disponível em: https://rvq-sub.sbq.org.br/index.php/rvq/article/view/1274/667.

SOUZA, Cleuzane R.; SILVA, Fernando C. Discutindo o contexto das definições de ácido e base. Química Nova na Escola, [s. l.], v. 40, n. 1, p. 14-18, fev. 2018. Disponível em: https://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc40_1/04-CCD-52-17.pdf.

USIQUÍMICA. Quais são os usos da amônia? Guarulhos: Usiquímica, [202-?]. Disponível em: https://usiquimica.com.br/quais-sao-os-usos-da-amonia/.

POCHTECA BRASIL. Soda cáustica: o que é e para que serve. [S. l.]: Pochteca, [202-?]. Disponível em: https://brasil.pochteca.net/soda-caustica-o-que-e-e-para-que-serve/.