I. O documento apresenta reações químicas envolvendo ácidos e bases segundo as teorias de Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis. II. Há questões sobre a classificação correta dos reagentes e produtos nas reações como ácidos e bases de acordo com cada teoria. III. São abordados também pares conjugados de ácidos e bases e a influência da força dos ácidos na posição do equilíbrio químico.

1. Resoluções das atividades
QUÍMICA 1
1Pré-Universitário – Livro 2
Aula 8 Teorias sobre ácidos e bases
01 B
I. C9
H8
O4
+ H2
O  H3
O+
+ C9
H7
O–
4
Ácido ÁcidoBase Base
II. HNO3
+ H2
O  H3
O+
+ NO–
3
Ácido ÁcidoBase Base
III. (CH3
)2
NH + H2
O  (CH3
)2
NH+
2
+ HO–
Base BaseÁcido Ácido
02 D
I. (F)
H+H+
H2
CO3(aq)
+ H2
O(l)
 H3
O+
(aq)
+ HCO–
3(aq)
Ácido de
Arrhenius e
Brönsted-
-Lowry
Base de
Brönsted-
-Lowry
Ácido de
Brönsted-
-Lowry
Base de
Brönsted-
-Lowry
Na equação A, não há base de Arrhenius e como
não há variação do Nox, não há reação de redox.
II. (V)
H+
H+
Ácido de
Brönsted-
-Lowry
Base de
Brönsted-
-Lowry
Base de
Brönsted-
-Lowry
Ácido de
Brönsted-
-Lowry
NH+
4(aq)
+ CO2–
3(aq)
 NH3(aq)
+ HCO–
3(aq)
III. (F) Pares conjugados:
A Da equação A: H2
CO3(aq)
/HCO–
3(aq)
e H2
O(l)
/ H3
O+
(aq)
A Da equação B: NH+
4(aq)
/ NH3(aq)
e CO2–
3(aq)
/ HCO–
3(aq)
IV. (V)
V. (V) O ácido H3
O+
é mais forte que o ácido H2
CO3
.
03 B
I. HBr(aq)
+ NH3(aq)
 NH+
4
+ Br –
(aq)
H+
Ácido Base
II. NH3(g)
+ CH–
3(g)
 CH4(g)
+ NH–
2(g)
Ácido Base
H+
Dessa forma, de acordo com o conceito ácido-base de
Lewis, em I a amônia é classificada como base. De acordo
com o conceito ácido-base de Brönsted-Lowry, a amônia é
classificada em I e II, respectivamente, como base e ácido.
Atividades para sala
04 D
Ácido de
Brönsted-
‑Lowry e
Lewis
Base de
Arrhenius,
Brönsted-
-Lowry e
Lewis
H+
H+
Eletrófilo Nucleófilo NucleófiloEletrófilo
Par conjugado
Par conjugado
Ácido de
Brönsted-
‑Lowry e
Lewis
Base de
Brönsted-
-Lowry
e Lewis
H2
O(l)
+ NH3(aq)
NH aq4( )
+
+ HO aq( )
−
(base) (ácido conjugado) (base conjugada)(ácido)
Após análise das proposições, conclui-se que:
I. (V)
II. (F) Somente NH3
e OH–
são nucleófilos.
III. (F) NH4
+
é ácido conjugado da base NH3
.
IV. (V)
V. (V)
01 B
Segundo Brönsted-Lowry, quanto mais forte for um ácido,
mais fraca será sua base conjugada.
02 D
CH NH H O CH NH HOg aq aq3 2 2 3 3−−− + −−− ++ −
( ) ( ) ( ) ( )
H+ H+
Base de
Arrhenius
e Brönsted‑Lowry
Ácido de
Brönsted-
-Lowry
Ácido
conjugado
de Brönste-
d-Lowry
Base
conjugada
de
Brönste-
d-Lowry
Par conjugado
Par conjugado
03 A
a) (V) Na estrutura da sibutramina há um átomo de nitro-
gênio capaz de doar um par de elétrons para um
ácido de Lewis. Portanto, esse composto é uma
base de Lewis.
b) (F) Não é ácido de Brönsted-Lowry porque não pode
doar próton H+
.
c) (F) É uma base de Lewis.
d) (F) Não é um ácido de Arrhenius, porque em solução
aquosa não libera íon H3
O+
.
e) (F) É uma base de Lewis porque possui um átomo de
nitrogênio que pode doar um par de elétrons a um
ácido de Lewis.
Atividades propostas

2. QUÍMICA 1
2 Pré-Universitário – Livro 2
04 B
14243Eletrófilo 14243Nucleófilo
+
1442443
Complexo
coordenado
Base de
Lewis
Ácido de
Lewis
Após análise da equação, conclui-se o seguinte:
I. (V) (CH3
)3
N pode agir como base de Lewis.
II. (F) O BF3
só pode agir como ácido de Lewis.
III. (V)
IV. (V)
05 A
Após a análise das equações I, II e III, tem-se:
I. HCOOH + CN–
 HCN + HCOO–
(base forte) (ácido forte) (ácido fraco) (base fraca)
Ka
(HCOOH) > Ka
(HCN)
Logo, o equilíbrio está deslocado para o lado dos pro-
dutos.
II. CH3
COO–
+ CH3
OH  CH3
COOH + CH3
O–
(base fraca) (ácido fraco) (base forte) (ácido forte)
Ka
(CH3
COOH) > Ka
(CH3
OH)
Logo, o equilíbrio está deslocado para o lado dos
­reagentes.
III. CH3
OH + CN–
 HCN + CH3
O–
(ácido fraco) (base fraca) (base forte) (ácido forte)
Ka
(HCN) > Ka
(CH3
OH)
Logo, o equilíbrio está deslocado para o lado dos rea-
gentes.
Assim, o favorecimento dos produtos só é verificado na
equação I.
06 B
I. HNO2
+ H2
O  NO–
2
+ H3
O+
Ácido
H+
Base
II.
ÁcidoBase
NH3
+ H2
O  NH+
4
+ OH–
H+
III. O2–
+ H2
O  OH–
+ OH–
Base Ácido
H+
De acordo com a teoria ácido-base de Brönsted-Lowry, a
classificação correta da água nas equações I, II e III é, res-
pectivamente, base, ácido e ácido.
07 E
a) (F) O carbonato de cálcio é um sal de Arrhenius.
b) (F) Na equação 3, o carbonato de cálcio não cede par
eletrônico para estabelecer ligação coordenada e,
na equação 5, o ferro não recebe par eletrônico.
c) (F) Na equação 4, o carbonato ácido de sódio não
recebe par eletrônico e o cloreto de hidrogênio
não cede par eletrônico para estabelecer ligação
­coordenada.
d) (F) Na equação 4, o cloreto de hidrogênio é um ácido
de Brönsted-Lowry e o carbonato ácido de sódio é
um sal de Arrhenius.
e) (V)
08 B
De acordo com a Teoria de Lewis:
Ag+
+ 2 NH3
→ [Ag(NH3
)2
]+
Ácido
de
Lewis
Complexo
coordenado
Base
de
Lewis
NH3
+ BF3
→ H3
NBF3
Ácido
de
Lewis
Complexo
coordenado
Base
de
Lewis
HCl + H2
O  H3
O+
+ Cl–
Ácido
de
Lewis
Ácido
de
Lewis
Base
de
Lewis
Base
de
Lewis
H+
H+
Dessa forma, a alternativa correta é aquela que apresenta
os seguintes ácidos: HCl, Ag+
e BF3
.
09 C
CO2–
3(aq)
+ H2
O()
 HCO–
3(aq)
+ HO–
(aq)
H+
Base de
Arrhenius e
Brönsted-Lowry
Base de
Brönsted-Lowry
Ácido de
Brönsted-Lowry
Ácido de
Brönsted-Lowry
H+
I. (F) A H2
O não é ácido de Arrhenius.
II. (F) CO2–
3
e HO–
não são bases segundo Arrhenius, são
bases segundo Brönsted-Lowry.
III. (V)
IV. (V)
V. (V)
10 B
I. (F) Ácido de Arrhenius é toda substância que se ioniza
por adição à água, aumentando a concentração de
íons H3
O+
.
II. (V)
III. (V)
IV. (V)
V. (F) Base de Lewis é toda espécie química doadora de
par eletrônico.