Teorias de Ácidos e Bases: Arrhenius, Brønsted-Lowry, Lewis e Outras

Classificado em Química

Escrito em 6 de Fevereiro de 2026 em português com um tamanho de 48,49 KB

Teorias de Ácidos e Bases

Teoria de Arrhenius

Arrhenius: Ácido é toda substância que em água produz íons H⁺ e base é aquela que produz OH^–. A neutralização produz água: H⁺(aq) + OH^–(aq) = H₂O(l).

Esta teoria mostrou-se restrita à água, sendo que em alguns casos foi possível estendê-la a outros solventes, mas em sistemas sólidos não havia possibilidade de aplicá-la.

Ácidos: substâncias que possuem hidrogênio e reagem com a água liberando íons hidrogênio (H⁺). Como bases, substâncias que reagem com a água liberando íons hidroxila (OH^-).

Ácidas são as substâncias que, quando adicionadas à água, formam soluções, fazendo aumentar a concentração do íon hidrônio (H₃O⁺ ou H₉O₄⁺). Bases podem ser definidas como substâncias que, adicionadas à água, formam soluções, fazendo aumentar a concentração de íons hidroxila (OH^-).

Exemplos de Dissociação em Água (Arrhenius)

HCl_(g) + Água_(l) → H⁺_(aq) + Cl^-_(aq);
NaOH_(s) + Água_(l) → Na⁺_(aq) + OH^-_(aq).

Autoprotólise da água:

2H₂O ⇌ H₃O⁺_(aq) + OH^-_(aq),

K_w = [H₃O⁺][OH^-].

Outros Exemplos de Reações em Água

HBr_(g) + Água_(l) → H₃O⁺_(aq) + Br^-_(aq);
CH₃COOH_(l) + Água_(l) → H₃O⁺_(aq) + CH₃COO^-_(aq); e
FeCl_3(s) + Água_(l) → H₃O⁺_(aq) + Fe³⁺_(aq) + 3Cl^-_(aq).

KOH_(s) + Água_(l) → K⁺_(aq) + OH^-_(aq);
NH_3(g) + Água_(l) → NH₄⁺_(aq) + OH^-_(aq) e
NaCN_(s) + Água_(l) → HCN_(aq) + Na⁺_(aq) + OH^-_(aq).

Teoria de Arrhenius em Amônia Líquida

2NH₃ + amônia_(l) ⇌ NH₄⁺_(am) + NH₂^-_(am)

Amônio Amideto

K_am = [NH₄⁺][NH₂^-] = 10^-33 (a -35 °C).

HCl_(g) + amônia_(l) → NH₄⁺_(am) + Cl^-_(am)
NaOH_(s) + amônia_(l) → Na⁺_(am) + NH₂^-_(am) + H₂O.

Teoria de Solvente (Werner)

Werner reinterpretou o processo de neutralização não como uma simples reação de adição, mas como uma reação de transferência.

Solvente: Esta teoria considera que todo solvente sofre uma auto-ionização, gerando um cátion (ácido) e uma base (ânion):

solvente = cátion + ânion

2H₂O = H₃O⁺ + OH^-

2NH₃ = NH₄⁺ + NH₂^-

2POCl₃ = POCl₂⁺ + POCl₄^–

Auto-ionização e Constantes

2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^-; K_w = [H₃O⁺][OH^-]
2NH₃ ⇌ NH₄⁺ + NH₂^-; K_am = [NH₄⁺][NH₂^-]
2H₂SO₄ ⇌ H₃SO₄⁺ + HSO₄^-; K_hsulf = [H₃SO₄⁺][HSO₄^-]
2C₂H₅OH ⇌ C₂H₅OH₂⁺ + C₂H₅O^-; K_hac = [C₂H₅OH₂⁺][C₂H₅O^-]
2CH₃COOH ⇌ CH₃COOH₂⁺ + CH₃COO^-; K_hac = [CH₃COOH₂⁺][CH₃COO^-]

Ácidos são substâncias que fazem aumentar a concentração do cátion resultante da auto-ionização do solvente e bases são substâncias que fazem aumentar a concentração do ânion resultante da auto-ionização deste solvente.

Exemplos em Amônia Líquida (Solvente)

NH₄Cl + amônia_(l) ⇌ NH₄⁺_(am) + Cl^-_(am) e
KNH₂ + amônia_(l) ⇌ K⁺_(am) + NH₂^-_(am).

Neutralização:

NH₄Cl + KNH₂ → KCl + 2NH₃;

Ácido Base Sal Solvente

Teoria de Brønsted-Lowry

Brønsted: Ácido é um doador de prótons e base, um receptor de prótons.

AH + B = BH⁺ + A^-

Exemplos:

HCl + NH₃ = NH₄⁺ + Cl^–
HAc + H₂O = H₃O⁺ + Ac^–
H₃O⁺ + OH^– = H₂O + H₂O

Esta teoria permitiu o estudo em sistemas fortemente ácidos (ácido sulfúrico como solvente).

Ácidos como sendo substâncias doadoras de prótons e bases como sendo substâncias receptoras de prótons.

Exemplos de Reações Protônicas

HBr_(g) + Água_(l) → H₃O⁺_(aq) + Br^-_(aq)
Ácido Base Ácido Base
NH_3(g) + Água_(l) → NH₄⁺_(aq) + OH^-_(aq)
Base Ácido Ácido Base
HBr_(g) + NH_3(g) → NH₄Br_(s)
Base Base Sal

Exemplos com Ácidos e Bases Fracas

HF_(g) + Água_(l) ⇌ H₃O⁺_(aq) + F^-_(aq)
Ácido Base Ácido Base
NH_3(g) + Água_(l) ⇌ NH₄⁺_(aq) + OH^-_(aq)
Base Ácido Ácido Base
HNO_3(g) + Água_(l) ⇌ H₃O⁺_(aq) + NO₃^-_(aq)
Ácido forte Base fraca Ácido forte Base fraca
NH_3(g) + Água_(l) ⇌ NH₄⁺_(aq) + OH^-_(aq)
Base fraca Ácido fraco Ácido forte Base forte
HNO_3(aq) + NH_3(aq) ⇌ NH₄⁺_(aq) + NO₃^-_(aq)
Ácido forte Base fraca Ácido forte Base fraca

Teoria de Lux-Flood

LUX: Ácido é um receptor de O^2– e base, um doador.

Reações envolvendo líquidos iônicos:

ABecLGZ3gqXpAvmYVJ8zyhUSl1Jj1eV1NAAQA7

CaO_(s) + CO_2(g) → CaCO_3(s) (Base + Ácido → Sal)
CaO_(s) + H₂O_(l) → Ca(OH)₂
CO_2(g) + H₂O_(l) → H₂CO₃

Bases como sendo doadores de íons óxido e ácidos como sendo receptores de íon óxido.

CaO_(s) + SiO_2(s) → CaSiO_3(s)
3Na₂O_(s) + P₂O_5(s) → 2Na₃PO_4(s)
MgO + H₂O → Mg²⁺ + 2OH^-, ou
(Mg + O⁼) + H₂O → Mg(OH)₂
Base Ácido

Teoria de Lewis

LEWIS: Ácido (A) é toda espécie química capaz de receber um par eletrônico e base (B) é aquela capaz de doar um par eletrônico.

A + :B = A:B

BF₃ + :NH₃ = H₃N:BF₃

A reação entre um ácido e uma base (neutralização) é rápida.
Um ácido (ou uma base) pode deslocar de seus compostos um ácido (ou uma base) mais fraco(a).
Ácidos e bases podem ser titulados um com o outro por meio de indicadores.
Ácidos e bases são capazes de atuar como catalisadores.

Os ácidos são definidos como receptores de pares de elétrons e as bases como doadoras de pares de elétrons.

H⁺ + :OH₂ → [H:OH₂]⁺ (Ácido Base)
H⁺ + :NH₃ → [H:NH₃]⁺ (Ácido Base)

Teoria de Usanovich

Usanovich: Ácido como a espécie que reage com a base para formar sais, doando cátions ou aceitando ânions ou elétrons, e base como a espécie que reage com o ácido para formar sais, doando ânions ou elétrons ou combinando-se com cátions.

Ácidos como espécies químicas que reagem com bases, fornecendo cátions ou aceitando ânions ou elétrons. Já as bases são espécies químicas que reagem com ácidos, fornecendo ânions ou elétrons ou se combinando com cátions.

HCl_(aq) + NH_3(aq) → NH₄Cl_(aq);
F₃B + :NH₃ → H₃N:BF₃;
WCl₆ + WCl₂ → 2WCl₄.

Teoria Ionotrópica

Ionotrópica: É uma generalização das teorias protônica, dos sistemas solventes e de Lux.

base + cátion característico = ácido

base = ácido + ânion característico

Em Arrhenius e na dos sistemas solventes, a neutralização é uma reação de síntese ou adição. Na teoria protônica, na de Lux e na ionotrópica, a neutralização é uma reação de dupla troca ou de transferência. Em Lewis o par eletrônico pode ser compartilhado.

2Q==

Comparativo das Teorias

	Ácido	Base
Arrhenius	H⁺	OH^-
Brønsted	H⁺ >	>H⁺
Lux	>O^2-	O^2->
Lewis	:>	>:
Solvente	Cátion+>	Ânion->
Usanovich

Força dos Ácidos em Meio Aquoso

K = [H₃O⁺][OH^-] / [H₂O]²

Tabela 3 – Alguns Ácidos e as respectivas bases conjugadas
Força Ácida	Ácidos		Base conjugada
Fórmula	Nome	Fórmula	Nome
Ácidos fortes 100% ionizados K_a ≥ 1	HClO₄ H₂SO₄ HI HBr HCl HNO₃ H₃O⁺	Perclórico sulfúrico iodídrico bromídrico clorídrico nítrico hidrônio	ClO₄^- HSO₄^- I^- Br^- Cl^- NO₃^- H₂O	perclorato sulfato ácido iodeto brometo cloreto nitrato água
Ácidos fracos 10^-2 ≥ K_a ≥ 10^-5	Cl₃CCOOH HSO₄^- H₃PO₄ HNO₂ HF HCOOH CH₃COOH	tricloroacético sulfato ácido fosfórico nitroso fluorídrico fórmico Acético	Cl₃CCOO^- SO₄^-- H₂PO₄^- NO₂^- F^- HCOO^- CH₃COO^-	tricloroacetato sulfato bifosfato nitrito fluoreto metanoato acetato
Ácidos muito fracos K_a ≤ 10^-5	H₂CO₃ H₂S NH₄⁺ HCN HS^- H₂O NH₃ H₂ CH₄	carbônico sulfídrico íon amônio cianídrico sulfeto ácido água amônia hidrogênio metano	HCO₃^- HS^- NH₃ CN^- S^-- OH^- NH₂^- H^- CH₃^-	hidrogenocarbonato sulfeto ácido amônia cianeto sulfito hidroxila amideto hidreto íon metídio

pK_a = - logK_a, para os ácidos, e pK_b = - logK_b, para as bases.

Tabela 4 – Afinidade protônica e acidez relativa de hidretos de ametal
Afinidade protônica (kJ/mol)					Acidez relativa
CH₃^-	NH₂^-	OH^-	F^-		CH₄	NH₃	H₂O	HF
1745	1689	1635	1554	^	^	^	^	^
SiH₃^-	PH₂^-	SH^-	Cl^-		SiF₄	PH₃	H₂S	HCl
1554	1548	1474	1395	^	^	^	^	^
GeH₃^-	AsH₂^-	SeH^-	Br^-		GeH₄	AsH₃	H₂Se	HBr
1509	1500	1420	1355					^
			I^-					HI
			1315					^

HF < HCl < HBr < HI

F^- > Cl^- > Br^- > I^-

Tabela 6 – Indicativos de acidez de íons metálicos em água
Metais	Carga do íon	Acidez
Alcalinos	+1	Não apresentam
Alcalinos terrosos	+ 2	Não apresentam, exceto o Be
De transição d	+2	Muito moderada
De transição d	+3	Moderada
De transição d	+4 ou superior	Bastante pronunciada

o HClO₄ e o HNO₃ estão entre os ácidos mais fortes que se conhece;
o HClO₂ e o HNO₂ são mais fracos do que o HClO₄ e o HNO₃, respectivamente;
o H₂SO₄ é ligeiramente mais fraco que o HClO₄ e HNO₃;
o H₂SO₃ é mais fraco do que o H₂SO₄;
o H₂SeO₄ é mais fraco do que o H₂SO₄;
o H₃PO₃ e o o H₃PO₄ têm comportamento anômalo e
o H₂CO₃ e o H₃BO₃ são muito mais fracos.

Hidrocarboneto Caráter s Orbitais híbridos

Etino H ― C ≡ C ― H 50,00 % sp
Força ácida

H H
Etano C ═ C 33,33 % sp²
H H
H H
│ │
Etano H ― C ― C ― H 25,00 % sp³
│ │
H H
F₃N H₃N (CH₃)₃N
H₃C

F
H
H₃C
H

F

N: N: N:
F
H
H₃C

Basicidade cresce

Acidez cresce
os ácidos duros interagem mais fortemente com as bases duras e
os ácidos moles interagem mais fortemente com as bases moles.

Tabela 11 – Alguns ácidos classificados entre duros e moles.
Ácidos
Duros	Médios	Moles
H⁺, Li⁺, Na⁺, K⁺ (Rb⁺, Cs⁺)	Fe²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Cu²⁺, Zn²⁺	CO(CN)₅^2-, Pd²⁺, Pt²⁺, Pt⁴⁺
Be²⁺, Be(CH₃)₂, Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺ (Ba²⁺)	Rh³⁺, Ir³⁺, Ru³⁺, Os²⁺	Cu⁺, Ag⁺, Au⁺, Cd²⁺, Hg₂²⁺, Hg²⁺, CH₃Hg⁺,
Sc⁺³, La⁺³, Ce⁴⁺, Gd³⁺, Lu³⁺, Th⁴⁺, U⁴⁺, UO₂²⁺, Pu⁴⁺	B(CH₃)₃, GaH₃	BH₃, Ga(CH₃)₃, GaCl₃, GaBr₃, GaI₃, Tl⁺, Tl(CH₃)₃
Ti⁴⁺, Zr⁴⁺, Hf⁴⁺, VO²⁺,Cr³⁺, MO³⁺, Cr⁶⁺, MO³⁺, WO⁴⁺, Mn²⁺, Mn⁷⁺, Fe³⁺, Co³⁺	R₃C⁺, C₆H₅⁺, Sn²⁺, Pb²⁺	CH₂, carbenos
BF₃, BCl₃, Al³⁺, Al(CH₃)₃, AlCl₃, AlH₃, Ga³⁺, In³⁺	NO⁺, Sb³⁺, Bi³⁺	Aceptores π, nitrobenzeno, quinonas, tetracianoetileno
CO, RCO⁺, NC⁺, Si⁴⁺, Sn⁴⁺, CH₃Sn³⁺, (CH₃)₂Sn²⁺	SO₂	HO⁺, RO⁺, RS⁺, RSe⁺, Te⁴⁺, RTeO⁺
N³⁺, RPO₂⁺, ROPO₂⁺, As³⁺		Br₂, Br⁺, I₂, I⁺, ICN
SO₃, RSO₂⁺, ROSO₂⁺		O, Cl, Br, I, N, RO^•, RO₂^•
Cl³⁺, Cl⁷⁺, I⁵⁺, I⁷⁺		Átomos metálicos M⁰
HX
Tabela 12 – Alguns bases classificadas entre duras e moles.
Bases
Duras	Médias	Moles
NH₃, RNH₂, N₂H₄	C₆H₅NH₂, C₅H₅N, N₃^-, N₂	H^-
H₂O, OH^-, O^2-, ROH, RO^-, R₂O	NO₂^-, SO₃^-,	R^-, C₂H₄, C₆H₆, CN^-, RCN, CO
CH₃COO^-, CO₃^2-, NO₃^-, PO₄^3-, SO₄^2-, ClO₄^-	Br^-	SCN^-, R₃P, (RO)₃P, R₃As
F^- (Cl^-)		R₂S, RSH, RS^-, S₂O₃^2-

CaO + Co2 > CaCo3

Base Acido

H2SO3 < H2SO4 mais ácido pq tem mais oxigênio

BF3 + NH3 > F3BNH3 (Lewis)

Ácido base