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)₄
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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