Quando falamos de ácidos e bases, talvez a primeira coisa que venha a cabeção sejam os famosos hidróxido de sódio (NaOH) e ácido clorídrico (HCl). Do mesmo modo, pode ser que você lembre ainda do limão e do vinagre, que são produtos muito utilizados no nosso cotidiano e que apresentam em sua composição ácido cítrico e ácido acético, respectivamente.

Mas será que ácidos e bases são apenas aqueles que liberam H⁺ e OH^-? Além disso, como nomear ácidos e bases diferentes sem conhecê-los, tendo apenas sua fórmula? Respondemos a essas e outras perguntas nesse post!

Teorias ácido-base

Antes de tudo, vamos falar sobre as teorias ácido-base:

Teoria de Arrhenius

Na teoria de Arrhenius, por exemplo, um ácido é toda substância que, em meio aquoso, ioniza liberando cátion H⁺. Ao mesmo tempo, uma base é toda substância que, em meio aquoso, dissocia liberando ânions OH^-.

Exemplo:

Ácido: HCl_(aq) → H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Base: NaOH_(aq) → Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Assim, ao misturar um ácido e uma base de Arrhenius, ocorre uma reação de neutralização, tendo como produtos um sal e água. Um exemplo é a reação entre o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio: ela forma cloreto de sódio (sal de cozinha) e água.

NaOH_(aq) + HCl_(aq) → NaCl_(aq) + H₂O_(l)

Ácidos e bases: teoria de Brönsted-Lowry

Nesta teoria, um ácido é toda substância química que doa prótons (H⁺), enquanto uma base é toda substância química que recebe um próton (H⁺).

Exemplo:

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

Aqui a amônio (NH₃) recebeu um próton, ou seja, atuou como base. Já a água, ao doar um próton, atuou como ácido. Nesta reação o cátion amônio (NH₄⁺) é o ácido conjugado da amônia, enquanto a hidroxila (OH^-) é a base conjugada da água.

Teoria de Lewis

De acordo com a teoria de Lewis, um ácido é toda espécie capaz de receber pares de elétrons, enquanto uma base é toda espécie capaz de doar pares de elétrons.

Exemplo:

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

Podemos resgatar o exemplo anterior, onde a amônia e a água se encaixam também como uma base e um ácido de Lewis, respectivamente. Dessa forma, a amônia, antes neutra, doa seu par de elétrons não ligantes, formando uma ligação com o hidrogênio. Em contrapartida, a água, ao quebrar a ligação com o hidrogênio, fica com o par de elétrons, adquirindo carga negativa e formando o íon hidroxila.

Nomenclatura de ácidos e bases

Podemos dividir a nomenclatura de ácidos em hidrácidos e oxiácidos. Os primeiros não contêm oxigênio em sua estrutura, assim temos apenas o hidrogênio ligado diretamente a um elemento.

Nomenclatura: Ácido + radical do elemento + ídrico

Exemplos:

• HF = Ácido fluorídrico
• HCl = Ácido clorídrico
• HCN = Ácido cianídrico

Em seguida temos os oxiácidos que têm oxigênio em sua estrutura.

Nomenclatura: devemos nomeá-los observando o nox do átomo central (átomo diferente de oxigênio e hidrogênio).

Nox do elemento ligado ao oxigênio	Nomenclatura
+7	Ácido per + radical do elemento + ico
+6 ou +5	Ácido + radical do elemento + ico
+4 ou +3	Ácido + radical do elemento + oso
+2 ou +1	Ácido Hipo + radical do elemento + oso

Com toda a certeza precisamos ter atenção com a exceção à regra: como o boro (B), carboco (C) e silício (Si) têm, respectivamente, nox máximo +3, +4 e +4, seus ácidos adquirem os nomes de ácido bórico (H₃BO₃), ácido carbônico (H₂CO₃) e ácido silícico (H₂SiO₃). Por exemplo:

• H₃PO₂ = Ácido hipofosforoso (nox do P = +1)
• HClO₄ = Ácido perclórico (nox do Cl = +7)

Nomenclatura de bases

Podemos dividir a nomenclatura em bases de metais com nox fixo e também em bases de matais com nox variável. Assim, temos:

Base de metais de nox fixo: são aqueles metais da família 1A, 2A, Al e NH₄⁺. Sua nomenclatura pode ser expressa por: Hidróxido de + nome do elemento. Por exemplo:

• Ca(OH)₂ = Hidróxido de cálcio
• NH₄OH = Hidróxido de amônio

Base de metais de nox variável: são os metais da família B. Na sua nomenclatura IUPAC temos: Hidróxido de + nome do elemento + nox em algarismo romano. Por exemplo:

Escala de acidez-basicidade

Antes de tudo, é importante saber que o pH, ou potencial hidrogeniônico, informa a concentração de íons H⁺ presentes em uma solução. Portanto, com o pH, podemos determinar se uma solução tem caráter ácido, básico ou neutro.

Dessa forma, se o pH da solução for igual a sete, temos uma solução neutra; se o pH for menor que sete, uma solução ácida. Por fim, se o pH for maior que sete, temos uma solução básica.

Sendo assim, podemos dizer que o pH tem diversas aplicações em meios reacionais e sua importância é muito vasta. Mas podemos citar um exemplo muito importante na bioquímica, o qual afeta diretamente nosso cotidiano e vida: o equilíbrio ácido-base no sangue, onde o pH do sangue é controlado por diversos mecanismos biológicos a fim de mantê-lo entre 7,35 e 7,45. O pH precisa ser controlado pois mudanças em seu valor podem acarretar o desenvolvimento de diversas doenças.

Exercício sobre ácidos e bases

Agora que você já sabe um pouco mais sobre ácidos e bases, vamos exercitar? Então, responde aí:

1- Dê os nomes das seguintes bases:

• a) Pb(OH)₄
• b) Ni(OH)₂
• c) Mg(OH)₂

2- Dê os nomes dos seguintes ácidos:

• a) HBr
• b) H₂CO₃
• c) H₂SO₃

3 - Indique o ácido e a base de acordo com a teoria de Lewis

Ag⁺+ 2 CN^–→ Ag(CN)₂^–

4- Indique o ácido e a base de acordo com a teoria de Arrhenius

HBr + KOH → KBr + H₂O

5- Indique o ácido e a base de acordo com a teoria de Brönsted-Lowry

HNO₂ + H₂O → NO₂^– + H₃O⁺

Gabarito:

• 1- a) Hidróxido de chumbo IV b) Hidróxido de níquel II c) Hidróxido de magnésio
• 2- a) Ácido bromídrico b) Ácido carbônico c) Ácido sulfuroso
• 3- Ácido = Ag⁺; Base = CN^– 
• 4- Ácido = HBr; Base = KOH
• 5- Ácido = HNO₂; Base = H₂O

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