1) A dissolução de certas substâncias na água pode alterar o pH da solução ao aumentar ou diminuir a concentração de íons H3O+ e OH-. 2) Substâncias como NH3 e HCl sofrem ionização quando dissolvidas em água, originando íons e tornando a solução condutora de eletricidade. 3) A água pode funcionar como ácido ou base dependendo da substância, e envolve a transferência de prótons H+ entre as espécies químicas.

2. A dissolução de certas substâncias na água, ou em soluções aquosas, pode causar uma
variação da concentração de H3O+, ou seja, pode provocar alterações no valor de pH
de um meio.
Recorda que numa reação ácido-base de Brønsted e Lowry ocorre a transferência
de protões, H+, isto é, troca protónica entre o ácido e a base de Brønsted e Lowry.

3. Chamam-se eletrólitos às substâncias que, quando dissolvidas em água, originam
iões, sendo a solução aquosa resultante boa condutora da corrente elétrica.
Essas substâncias podem ser moleculares, como o NH3 ou o HCℓ, ou iónicas, como o
hidróxido de sódio, NaOH.
O fenómeno de formação de iões a partir de substâncias moleculares designa- se
ionização.

4. Na reação entre o amoníaco e a água ocorre a transferência de um protão, H+,
conforme se ilustra em seguida:
Base de Brønsted
e Lowry, recebe
um protão
Ácido de Brønsted
e Lowry, cede um
protão
NH3 (g) + H2O (ℓ) ⇌ NH4
+ (aq) + OH– (aq)

5. NH3 (g) + H2O (ℓ) ⇌ NH4
+ (aq) + OH– (aq)
A basicidade da solução aquosa de amoníaco, NH3 (aq), deve-se à formação de OH–
durante a reação de ionização, resultando num aumento da concentração deste ião
relativamente à concentração do mesmo ião em água pura.
pH > pOH
[OH–] > [H3O+]
Numa solução aquosa de amoníaco também ocorre a autoionização da água,
existindo em equilíbrio as seguintes espécies:
NH3, H2O, NH4
+, OH– e H3O+

6. O cloreto de hidrogénio, HCℓ, uma substância molecular, sofre ionização quando
dissolvido em água, originando soluções ácidas.
Base de Brønsted
e Lowry, recebe
um protão
Ácido de Brønsted
e Lowry, cede um
protão
HCℓ (g) + H2O (ℓ) → Cℓ – (aq) + H3O+ (aq)

7. A acidez da solução deve-se à formação de H3O+ durante a reação de ionização,
de onde resulta um aumento da concentração deste ião relativamente à
concentração do mesmo ião em água pura.
HCℓ (g) + H2O (ℓ) → Cℓ – (aq) + H3O+ (aq)
[H3O+] > [OH–] pH < pOH

8. NH3 (g) + H2O (ℓ) ⇌ NH4
+ (aq) + OH– (aq)
Ao receber um H+
Ao libertar um H+
H2O e OH– diferem apenas num protão H+.
Chama-se ao conjunto destas duas espécies um par conjugado ácido-base, e
representa-se por H2O/OH–.
Diz-se que H2O é o ácido conjugado de OH– e que OH– é a base conjugada de H2O.

9. NH3 (g) + H2O (ℓ) ⇌ NH4
+ (aq) + OH– (aq)
Ao receber um H+
Ao libertar um H+
NH3 e NH4
+ diferem apenas num H+ e, por isso, constituem um par conjugado
ácido-base, que se representa por NH4
+ /NH3.
Diz-se que NH4
+ é o ácido conjugado de NH3 e que NH3 é a base conjugada de NH4
+.

10. Par conjugado ácido-base é constituído por um ácido e uma base que diferem
apenas num protão, H+.
ácido HA/base conjugada A base B/ácido conjugado BH+
Numa reação ácido-base de Brønsted e Lowry, existem sempre dois pares
conjugados ácido-base.

11. Considere a ionização do ácido sulfúrico, H2SO4. Por ser um ácido diprótico, este cede
dois protões e, por isso, estão envolvidas duas moléculas de água na sua ionização:
H2SO4 (aq) + 2 H2O (ℓ) → SO4
2 – (aq) + 2 H3O+ (aq)
Repare-se que H2SO4 e SO4
2 – não são um par conjugado ácido-base, pois diferem
em dois protões e não em apenas um.

12. A água funciona como ácido na ionização do NH3 e como base na ionização do HCℓ.
A autoionização da água traduz uma reação ácido-base na qual a água se comporta
como base e como ácido de Brønsted e Lowry.
Os pares conjugados ácido-base são H2O/OH– e H3O+/H2O.
H2O (ℓ) + H2O (ℓ) ⇌ H3O+ (aq) + OH– (aq)

13. Comportamento anfotérico:
Diz-se que a água é uma espécie anfotérica uma vez que apresenta um comportamento
anfotérico.
comportamento de uma espécie química que pode
atuar como ácido ou como base, dependendo da
espécie com a qual reaja.

14. A dissolução de substâncias moleculares em água é qualitativamente diferente da
dissolução de substâncias iónicas, por serem formadas por unidades estruturais
diferentes.
O hidróxido de sódio, NaOH, uma substância
usada na indústria dos detergentes, é constituído
pelos iões sódio, Na+, e hidróxido, OH–.
Sabão

15. Quando um composto iónico é dissolvido em água, devido a interações entre as
moléculas de água e os iões do sal, a sua estrutura iónica é destruída, ocorrendo a
separação dos iões que ficam, assim, em solução aquosa.
Estrutura iónica do hidróxido de sódio

16. NaOH (s) Na+ (aq) + OH– (aq)
H2O
Ocorre a dissociação do sal, que se pode representar simbolicamente pela equação
química:
Repare-se que não há transferência de protões, H+, não se tratando, portanto, de
uma reação ácido-base de Brønsted e Lowry.
A solução assim obtida designa-se solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH (aq),
na qual se verifica maior concentração de OH– em solução do que em água pura, o
que vai determinar a basicidade da solução.

17. CH3COOH (aq) + H2O (ℓ) ⇌ CH3COO− (aq) + H3O+ (aq)
1. Considera a seguinte equação química:
A) Classifica o comportamento da espécie CH3COOH nesta reação química.
B) Indica os pares conjugado ácido base desta reação.

18. CH3COOH (aq) + H2O (ℓ) ⇌ CH3COO− (aq) + H3O+ (aq)
1. Considera a seguinte equação química:
A) Classifica o comportamento da espécie CH3COOH nesta reação química.
B) Indica os pares conjugado ácido base desta reação.
O ácido acético, CH3COOH, comporta-se como ácido de Brønsted e
Lowry porque cede um protão, H+, à água.
CH3COOH/ CH3COO −
H3O+/H2O