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19/10/2023 Química

Ácidos e bases: entenda as diferenças e as características

Escrito por Hexag Educacional @hexagmedicina
Ácidos e bases: entenda as diferenças e as características

Ácidos e bases são exemplos de funções inorgânicas que se diferenciam pelo o que liberam em água. Em meio aquoso, os ácidos sofrem ionização e liberam como único cátion o H+ em meio aquoso. Por sua vez, as bases, em meio aquoso, liberam como único ânion o OH-. Continue lendo e saiba mais. 

Ácidos e bases: conheça os conceitos e entenda as diferenças

Um cientista chamado Arrhenius foi o responsável por elaborar as definições de ácido e base. A seguir apresentaremos essas definições facilitando assim a compreensão das diferenças entre os conceitos. 

Conceito de ácido

De acordo com Arrhenius, o ácido é toda substância que sofre ionização. Isso significa que em meio aquoso, essa substância libera como único cátion o H+. É importante ressaltar que essa definição está limitada ao meio aquoso. Logo, para identificar se uma substância é ácida devemos adicioná-la a água e verificar se ocorre a liberação de H+.

Confira o exemplo abaixo:

                 H2O

HCl + H2O →   H3O+ + Cl

 

ou

 

      H2O

HCl →   H+ + Cl

Atenção

  • O H3O+ pode ser representado somente por H+
  • Ionização é a palavra utilizada porque os ácidos fazem ligação covalente (compartilhamento de elétrons). 
  • No exemplo acima, podemos observar que o cátion é o H₃O⁺ (H⁺). Então, o HCl pode ser classificado como um ácido. 

Conceito de base

De acordo com a definição de Arrhenius, base é toda substância que sofre dissociação em meio aquoso e libera como único ânion a hidroxila (OH⁻). Usamos a palavra dissociação para as bases, pois a única ligação química nesse caso é a iônica. 

Confira os exemplos abaixo:

          H2O

NaOH  →   Na+ + OH

 

                    H2O

Ca(OH)2  →   Ca2+ + 2 OH

 

            H2O

KOH  →    Na+ + OH

Atenção

O hidróxido de amônio é uma base muito importante e apresenta uma diferença no cátion. Seu cátion realiza ligação covalente, mas continua sofrendo o processo de dissociação, pois a ligação entre o NH₄⁺ e OH⁻ é iônica. 

Classificação dos ácidos

A seguir apresentaremos os critérios de classificação dos ácidos. 

Presença de oxigênio

Esse critério considera a presença ou não de oxigênio no ácido. Quando há oxigênio, o ácido é classificado como oxiácido. Se não houver oxigênio, o ácido é classificado como hidrácido. 

Exemplos de oxiácidos:

  • H2SO4;
  • H4SiO4;
  • H3PO4

Exemplos de hidrácidos:

  • HBr;
  • HCl;
  • HF.

Quantidade de hidrogênios ionizáveis

Esse critério considera a quantidade de hidrogênios ionizáveis que o ácido libera em meio aquoso. 

  • 1 H⁺ → Monoácido. Exemplo: HBr;
  • 2 H⁺ → Diácido. Exemplo: H₂SO₄; 
  • 3 H⁺ → Triácido. Exemplo: H₃PO₄;
  • 4 H⁺ → Tetrácido Exemplo: H₄SiO₄. 

Atenção

Boa parte dos ácidos pode ser classificada observando somente a quantidade de hidrogênios na fórmula molecular. Porém, há exceções, ácidos formados por P, As e Sb com fórmulas: 

  • H₃XO₃ – são diácidos; 
  • H₂XO₃ – são monoácidos.  

Força dos ácidos

Esse critério observa o quanto de H+ o ácido consegue liberar. O H+ é mais facilmente liberado quanto mais forte for o ácido. Dessa forma, o meio ficará mais ácido. Existem duas formas de determinar a força de um ácido.

Grau de ionização

A primeira forma de determinar a força de um ácido é por meio da verificação do seu grau de ionização. Esse grau é obtido pela razão entre a concentração de H+ e a concentração inicial do ácido. 

= H+ácido

  • Se α for maior do que 50% temos um ácido forte.
  • Se α for menor do que 5% então temos um ácido fraco.
  • Se α estiver entre 5% e 50% então temos um ácido moderado. 

Observação

O outro método é através da observação.

No caso dos hidrácidos:

  • O HBr, o HCl e o HI são fortes.
  • O HF é moderado.
  • Os outros são fracos. 

No caso dos oxiácidos:

Essa verificação dos oxiácidos demanda fazer uma conta simples. Observe quantos oxigênios existem na fórmula molecular e subtraia da quantidade de hidrogênio. Teremos:

  • Um ácido fraco se a conta for menor do que 1.
  • Um ácido moderado se for igual a 1.
  • Um ácido forte se for maior do que 1. 

Classificação das bases

As bases têm um processo de classificação bem parecido com o dos ácidos. Mas, nesse caso tem relação com a hidroxila (OH⁻).

Quantidade de hidroxila

Esse critério observa quantas hidroxilas são liberadas pela base quando em meio aquoso:

  • 1 OH⁻ → Monobasico. Exemplo: NaOH; 
  • 2 OH⁻ → Dibase. Exemplo: Ca(OH)₂; 
  • 3 OH⁻ → Tribase. Exemplo: Al(OH)₃;
  • 4 OH⁻ → Tetrabase. Exemplo: Pb(OH)

Quanto a solubilidade

Esse critério separa as bases nas seguintes categorias: solúveis, parcialmente solúveis e insolúveis. 

  • Solúveis – todas as bases formadas por cátions do grupo 1. Exemplo: KOH, NaOH, LiOH. 
  • Parcialmente solúveis – todas as bases formadas por cátions do grupo 2 (exceto as bases de magnésio e berílio). Exemplos: Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ e Ca(OH)₂. 
  • Insolúveis – todas as bases formadas por magnésio, berílio e as demais. Exemplos: Mg(OH)₂, Be(OH)₂ e Fe(OH)₂. 

Quanto a força

As bases são separadas apenas em fortes e fracas. As bases fortes são aquelas formadas por metais do grupo 1 e grupo 2. São exceções as bases formadas por magnésio e berílio, elas são fracas como as outras. 

  • Exemplos de bases fortes: Ca(OH)₂, NaOH, Ba(OH)₂. 
  • Exemplos de bases fracas: Mg(OH)₂, Be(OH)₂, NH₄OH. 

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