Ácidos e Bases: domine um dos temas mais recorrentes no Enem e vestibulares

Presente de forma consistente e interdisciplinar nas provas, o conhecimento sobre ácidos e bases é, pois, necessário para resolver questões sobre identificação de propriedades, equilíbrio químico, funções orgânicas e fenômenos do cotidiano.

Este artigo foi desenvolvido para que você compreenda o que são ácidos e bases e conheça as diferentes teorias que os explicam. Aprenderá sobre o método de nomenclatura tanto de ácidos quanto de bases.

Além disso, ao explorarmos os usos de ácidos e bases no dia a dia, sua presença na química orgânica, bem como exemplos de questões com respectiva resolução, você construirá uma base sólida para enfrentar questões do Enem e vestibulares com serenidade e confiança.

Continue a leitura e confira!

O que são Ácidos e Bases?

A pergunta “o que são ácidos e bases?” parece simples, mas a resposta evoluiu com o tempo. Diferentes cientistas propuseram teorias que ampliaram nossa compreensão sobre essas substâncias, tornando o conceito mais abrangente e preciso.

Por conseguinte, é fundamental conhecer essa evolução, pois cada teoria oferece uma lente diferente para analisar as reações químicas, e todas são passíveis de cobrança.

Quais são as teorias que explicam os Ácidos e Bases?

As teorias que explicam os ácidos e bases evoluíram com o tempo. Cada uma delas oferece uma visão diferente e complementar do que são substâncias ácidas ou básicas.

Essas teorias possibilitam uma compreensão mais profunda sobre o comportamento químico dessas substâncias quando interagem com outras substâncias.

Por consequência, o domínio desse conhecimento permite aos químicos predizer o que ocorre quando se mistura uma substância ácida com uma básica, ou mesmo com uma outra substância. O que, por óbvio, é muito útil na indústria química, bem como, para se entender fenômenos do dia a dia.

Teoria de Arrhenius

Proposta pelo sueco Svante Arrhenius em 1887, esta foi a primeira teoria a definir ácidos e bases de forma moderna e operacional.

Por quê? Porque Arrhenius, a partir de experimentos com diferentes substâncias em solução aquosa, verificou diferentes comportamentos, conseguindo, pois, diferenciar ácidos e bases, conforme descrito abaixo.

Ácido

É toda substância que, em solução aquosa, se ioniza liberando íons H⁺ (prótons) como único cátion. Exemplo: o HCl (ácido clorídrico) em água: HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl⁻(aq).

Aqui cabe uma rápida observação. Muitos podem se perguntar, por que prótons se um cátion é um elemento que perde elétrons e ânion o que ganha elétrons?

Importante notar que o hidrogênio (H) só tem um próton e um elétron. Assim, quando o hidrogênio perde seu único elétron, só resta o próton. Com carga positiva, obviamente.

Base

É toda substância que, em solução aquosa, se dissocia liberando íons OH⁻ (hidroxila) como único ânion. Exemplo: o NaOH (hidróxido de sódio) em água:

NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq)

Através de um olhar mais criterioso, deduz-se que a grande limitação da teoria de Arrhenius está em seu meio. Como assim? Ora, pois, ela se restringe às soluções aquosas.

Além disso, não explica, por exemplo, por que uma substância como a amônia (NH₃) apresenta caráter básico sem possuir OH⁻ em sua fórmula.

Teoria de Brönsted-Lowry

Décadas após Arrhenius, em 1923, de forma independente, o dinamarquês Johannes Brönsted e o inglês Thomas Lowry propuseram uma definição mais geral, focada na transferência de prótons (H⁺).

• Ácido, segundo eles, é qualquer espécie química (molécula ou íon) que doa um próton (H⁺).
• Base, por sua vez, é qualquer espécie química que aceita um próton (H⁺).

Essa teoria introduz o conceito fundamental de par conjugado ácido-base. O que quer dizer isso?

Em uma reação, quando um ácido doa um próton, ele se transforma em sua base conjugada. Da mesma forma, quando uma base aceita um próton, torna-se seu ácido conjugado.

Um exemplo clássico é a reação entre o ácido acético (vinagre) e a água:

CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺

Nesse caso, o CH₃COOH é o ácido (doador de H⁺), e a H₂O atua como base (aceptora de H⁺).

No sentido inverso, o íon CH₃COO⁻ é a base conjugada do ácido acético, e o H₃O⁺ (íon hidrônio) é o ácido conjugado da água.

Como se pode notar, essa teoria amplia enormemente o escopo das substâncias consideradas básicas, incluindo a amônia (NH₃), que aceita um próton para formar NH₄⁺ (íon amônio, ou cátion amônio).

Abaixo imagem da reação entre um ácido e uma base que tem como produtos o sal e a água, duas substâncias neutras.

Teoria de Lewis

Também em 1923, o americano Gilbert Lewis propôs uma definição ainda mais abrangente, baseada no compartilhamento de pares de elétrons, sem envolver necessariamente a transferência de prótons.

Por essa razão, Lewis definiu ácidos e bases, conforme segue:

• Ácido de Lewis: é qualquer espécie química que aceita um par de elétrons.
• Base de Lewis: é qualquer espécie que doa um par de elétrons.

Essa teoria é extremamente poderosa, especialmente em química orgânica, onde muitas reações (como as de Friedel-Crafts) envolvem catalisadores ácidos de Lewis, como o AlCl₃ (cloreto de alumínio), que aceita um par de elétrons.

De se notar, que a teoria de Lewis engloba as definições anteriores: um ácido de Brönsted (doador de H⁺) é um caso particular de ácido de Lewis, pois o H⁺ aceita o par de elétrons doado pela base.

Nomenclaturas dos Ácidos e Bases

Saber nomear corretamente os compostos é essencial para interpretar questões e comunicar ideias de forma precisa.

Não por menos, as regras de nomenclatura para ácidos e bases seguem convenções específicas, de acordo com as regras explicitadas abaixo.

Para os Ácidos

Podem ser divididos em dois grandes grupos: hidrácidos e oxiácidos.

Os hidrácidos (ácidos sem oxigênio) são formados por hidrogênio (H) + um elemento (geralmente não-metal). Por isso, a nomenclatura é: Ácido + [nome do elemento] + ídrico.

Por exemplo: HCl – ácido clorídrico; H₂S – ácido sulfídrico; HF – ácido fluorídrico.

Já os oxiácidos (ácidos com oxigênio), são formados por hidrogênio (H) + elemento + oxigênio (O). Nesse caso, o sufixo depende do nox (número de oxidação) do elemento central. Por exemplo:

• Nox (número de oxidação) máximo ou muito alto: Ácido [nome do elemento] + ico. Ex.: HClO₄ (ácido perclórico – Cl com nox +7).
• Nox intermediário mais comum: Ácido [nome do elemento] + ico. Ex.: H₂SO₄ (ácido sulfúrico – S com nox +6); HNO₃ (ácido nítrico – N com nox +5).
• Nox intermediário menor: Ácido [nome do elemento] + oso. Ex.: H₂SO₃ (ácido sulfuroso – S com nox +4); HNO₂ (ácido nitroso – N com nox +3).
• Nox baixo: Ácido hipo + [nome do elemento] + oso. Ex.: HClO (ácido hipocloroso – Cl com nox +1).

Resumindo:

NOX +7: Per–ico (Perclórico).

NOX +5 ou +6: –ico (Nítrico, Sulfúrico).

NOX +3 ou +4: –oso (Nitroso, Sulfuroso).

NOX +1 ou +2: Hipo–oso (Hipocloroso). 

Para as Bases (hidróxidos)

São compostos iônicos formados por um cátion (geralmente metálico ou NH₄⁺) e o ânion OH⁻. Nesse caso, a nomenclatura é: Hidróxido de [nome do cátion]. Por exemplo:

• Para cátions de carga fixa: basta citar o nome. Ex.: NaOH – hidróxido de sódio; Ca(OH)₂ – hidróxido de cálcio; Al(OH)₃ – hidróxido de alumínio.
• Para cátions de carga variável: indica-se o nox em algarismo romano ou com os sufixos oso (menor nox) e ico (maior nox). Ex.: Fe(OH)₂ – hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso; Fe(OH)₃ – hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico.

Exemplos de Ácidos e Bases no dia a dia

Longe de serem conceitos abstratos, restritos aos laboratórios, os ácidos e bases permeiam nossa rotina. Reconhecer suas aplicações e presença torna o aprendizado mais significativo e ajuda na contextualização, uma marca registrada do Enem.

Veja os exemplos de ácidos e bases:

• Ácido Cítrico (C₆H₈O₇): Presente em frutas cítricas como laranja e limão, conferindo o sabor azedo. Usado como acidulante e conservante em alimentos e bebidas.
• Ácido Acético (CH₃COOH): O componente ativo do vinagre, amplamente utilizado como condimento e conservante.
• Ácido Ascórbico: O conhecido nome da Vitamina C, essencial para a saúde e com função antioxidante.
• Ácido Sulfúrico (H₂SO₄): Um dos produtos químicos industriais mais importantes, usado na fabricação de fertilizantes, baterias de carro (ácido de bateria) e em diversos processos industriais.
• Hidróxido de Sódio (NaOH): Conhecido como soda cáustica, é uma base forte usada na fabricação de sabões e produtos de limpeza, como desentupidores de pia.
• Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)₂): Presente no “leite de magnésia”, um antiácido estomacal que neutraliza o excesso de ácido clorídrico (HCl) no suco gástrico.
• Amoníaco (NH₃) e Hidróxido de Amônio (NH₄OH): Bases usadas em produtos de limpeza doméstica para remover gorduras, graças à sua capacidade de saponificação.

Como saber se é Ácido ou Base?

Na prática, existem formas experimentais simples de se identificar se uma substância é ácida ou básica.

A mais comum é o uso de indicadores ácido-base, como a fenolftaleína e o tornassol, que mudam de cor conforme o pH do meio. O papel de tornassol, por exemplo, fica vermelho em meio ácido e azul em meio básico.

Outra forma é medir o pH (potencial hidrogeniônico), uma escala que vai de 0 a 14 e quantifica a concentração de íons H₃O⁺.

• pH < 7: Meio ácido.
• pH = 7: Meio neutro (como a água pura).
• pH > 7: Meio básico (ou alcalino).

Uma maneira interessante para saber se algo é ácido ou básico no dia a dia é utilizar suco de couve-roxa. Você pode fazer esse experimento em sua casa mesmo.

Ao se acrescentar uma substância ácida, o suco fica vermelho ou rosa. Já para as bases, fica com tonalidade azul ou esverdeada.

Além disso, os ácidos têm sabor azedo, como limão e vinagre. Já as bases têm sabor amargo como o bicarbonato de sódio e sensação de que são escorregadios.

Quais são as 4 bases?

Em biologia, referimo-nos às quatro bases nitrogenadas que compõem o DNA: Adenina (A), Timina (T), Citosina (C) e Guanina (G).

Isto é, são compostos químicos com nitrogênio que se unem para construir os nucleotídeos, as unidades fundamentais do DNA e RNA, classificadas como purinas (A, G) com dois anéis, e pirimidinas (T, C, e U no RNA) com um anel, pareando-se sempre A com T e C com G para formar a dupla hélice do DNA.

Muito importante, por essa razão, não confundir este conceito bioquímico com o conceito químico de bases (hidróxidos) discutido aqui.

5 exemplos de Ácidos

Os ácidos podem ter diferentes utilizações e funções. Estão naturalmente presentes em nosso corpo como o ácido desoxirribonucleico (DNA), o suco gástrico em nosso estômago.

Ácidos também estão naturalmente presentes em uma infinidade de frutas, como laranjas, limão e ameixas. Abaixo alguns ácidos com a respectiva fórmula química:

1. Ácido Clorídrico (HCl) – suco gástrico.
2. Ácido Sulfúrico (H₂SO₄) – baterias.
3. Ácido Nítrico (HNO₃) – fertilizantes.
4. Ácido Fosfórico (H₃PO₄) – refrigerantes.
5. Ácido Acético (CH₃COOH) – vinagre.

5 exemplos de Bases

Da mesma forma como os ácidos, as bases têm diferentes aplicações e usos. Também estão presentes naturalmente em nosso corpo, em frutas e cereais.

Seguem algumas bases também com a respectiva fórmula química:

1. Hidróxido de Sódio (NaOH) – soda cáustica.
2. Hidróxido de Potássio (KOH) – sabões.
3. Hidróxido de Cálcio (Ca(OH)₂) – cal hidratada (construção civil).
4. Hidróxido de Amônio (NH₄OH) – produtos de limpeza.
5. Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)₂) – antiácido.

As principais substâncias de natureza básica (alcalina) presentes naturalmente no corpo humano, em frutas e em cereais são os sais minerais, especialmente o potássio, cálcio, sódio e magnésio. Elas atuam no equilíbrio ácido-base do organismo

Note-se, pois, que o organismo mantém um equilíbrio ácido-base rigoroso (homeostase) por meio de sistemas tampão, que envolvem:

• Minerais: O potássio e o sódio são eletrólitos cruciais para manter o equilíbrio dos fluidos e o pH sanguíneo. O cálcio e o magnésio são fundamentais para a saúde dos ossos e dentes e também contribuem para a função osmótica.
• Bicarbonato: Um dos principais sistemas tampão do sangue é o sistema bicarbonato, que ajuda a neutralizar excessos de ácido.

Para ajudar na compreensão do tema, não deixe de assistir o vídeo preparado pelo Prof. Michel sobre ácidos e bases. https://www.youtube.com/watch?v=7TvKQrv0ZQI

Ácidos e Bases no Enem e vestibulares

O tema ácidos e bases é um dos mais queridos pelas bancas examinadoras, e por boas razões.

Ele permite avaliar competências que vão desde a memorização de conceitos básicos até a aplicação de raciocínio lógico em situações-problema complexas.

Já nos vestibulares tradicionais (como Fuvest, Unicamp, Unesp), além da contextualização, há uma cobrança mais conceitual e matemática, de acordo com o quadro ilustrativo a seguir.

Portanto, dominar ácidos e bases não se resume a decorar fórmulas; exige compreender as teorias, saber relacionar com fenômenos do mundo real e aplicar o conhecimento em cálculos precisos.

Questão sobre Ácidos e Bases no Enem

Vamos praticar com questões no estilo Enem para consolidar o conhecimento.

Questão 1 (estilo Enem – contextualizada)
O refrigerante, uma bebida amplamente consumida, possui em sua composição o ácido fosfórico (H₃PO₄), responsável por realçar o sabor e também por evitar a proliferação de micro-organismos. O consumo excessivo de bebidas com esse ácido tem sido relacionado a problemas de saúde, como a osteoporose, pois interfere no metabolismo do cálcio. Em relação ao ácido fosfórico, é correto afirmar que:
a) É um ácido fraco, conforme a teoria de Arrhenius, pois se ioniza parcialmente em água.
b) Em solução aquosa, conduz corrente elétrica devido à formação de íons H⁺ e PO₄³⁻.
c) De acordo com Brönsted-Lowry, atua como uma base, pois pode receber prótons.
d) É um hidrácido, pois em sua fórmula não há presença de oxigênio.
e) Sua presença em refrigerantes torna o pH dessas bebidas básico (pH > 7).

Resolução comentada:

• a) Incorreta. O ácido fosfórico é considerado um ácido de força moderada, mas não é fraco. A afirmação sobre ionização parcial está correta para ácidos fracos, mas o erro está em considerá-lo “fraco” sem qualificação.
• b) Correta. O H₃PO₄, como ácido de Arrhenius, ioniza-se em água liberando íons H⁺ (ou H₃O⁺) e fosfato (PO₄³⁻, na realidade, em etapas, formando principalmente H₂PO₄⁻ em soluções típicas de refrigerante). A presença de íons livres permite a condução de corrente elétrica.
• c) Incorreta. Conforme Brönsted-Lowry, o H₃PO₄ atua como ácido (doador de prótons), não como base.
• d) Incorreta. É um oxiácido, pois contém oxigênio em sua fórmula.
• e) Incorreta. A presença de um ácido torna o meio ácido, com pH < 7.
  Gabarito: b

Questão sobre Ácidos e Bases no vestibular

Questão 2 (estilo vestibular – conceitual/cálculo)
(Adaptada UNESP) Uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) de concentração 0,1 mol/L foi utilizada para titular 20 mL de uma solução de ácido clorídrico (HCl) de concentração desconhecida. Sabendo que foram gastos 25 mL da solução de NaOH para atingir o ponto de equivalência, calcule a concentração, em mol/L, da solução de ácido clorídrico.

Resolução comentada:
Este é um clássico problema de titulação ácido-base, envolvendo cálculo estequiométrico (não deixe, pois, de conferir nosso artigo sobre estequiometria)

1. Escreva a reação balanceada: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l). A proporção é 1:1.
2. No ponto de equivalência: número de mols de H⁺ = número de mols de OH⁻.
   • n(HCl) = n(NaOH)
3. Use a relação: Concentração (mol/L) = n(mol) / V(L). Logo, n = C . V.
   • Para o HCl: n(HCl) = C_HCl . V_HCl = C_HCl . 0,020 L
   • Para o NaOH: n(NaOH) = C_NaOH . V_NaOH = 0,1 mol/L . 0,025 L = 0,0025 mol
4. Iguale as quantidades: C_HCl . 0,020 = 0,0025
5. Resolva para C_HCl: C_HCl = 0,0025 / 0,020 = 0,125 mol/L

Resposta: A concentração da solução de ácido clorídrico é 0,125 mol/L.

Como aprender mais sobre Ácidos e Bases?

Agora que você já percebeu a amplitude e a importância do tema, é natural querer se aprofundar ainda mais. A revisão sistemática e a prática orientada são as chaves para a consolidação do aprendizado. Para isso, contar com um método estruturado faz toda a diferença.

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Conclusão

Ao longo deste artigo, percorremos a fascinante jornada do conhecimento sobre ácidos e bases.

Partimos das definições clássicas de Arrhenius, passamos pela visão mais abrangente de Brönsted-Lowry com seus pares conjugados e chegamos à poderosa teoria de Lewis, essencial para entender a química orgânica.

Aprendemos a nomear corretamente esses compostos, identificamos sua presença ubíqua no nosso dia a dia e estabelecemos critérios práticos para distingui-los.

Mais do que isso, compreendemos a lógica por trás das cobranças no Enem e vestibulares, que privilegiam a aplicação do conhecimento em contextos reais e a resolução de problemas.

Dominar o tema ácidos e bases é, portanto, muito mais do que acumular informações; é desenvolver uma ferramenta de análise que será usada repetidamente na sua prova e na sua futura vida acadêmica.

Com estudo consistente, prática de exercícios e um bom método de organização, como o oferecido pelo Professor Ferretto, você transforma esse conteúdo, que à primeira vista pode parecer desafiador, em um sólido aliado para conquistar a vaga dos seus sonhos.

Invista no seu aprendizado, pratique sem medo e lembre-se: cada conceito revisado é um passo a mais em direção à sua aprovação!