Classifique as seguintes substâncias como ácidos ou bases de Bronsted-Lowry: Escreva as equações de reação destas substâncias com a água para justificar sua classificação.
(e) \mathrm{NH}_{4}{ }^{+}

Passo 1

O enunciado pede que você classifique a espécie \mathrm{NH}_{4}^{+} como ácido ou base segundo a teoria de Bronsted–Lowry e que escreva a equação da reação dessa espécie com a água para justificar a classificação. Informação fornecida: a espécie é o íon amônio, \mathrm{NH}_{4}^{+}.

Passo 2

Definição necessária (explicada de forma bem simples): segundo Bronsted–Lowry,
\text{ácido} = \text{doador de próton }(\mathrm{H}^{+}),áó
\text{base} = \text{aceptor de próton }(\mathrm{H}^{+}).ó
Ou seja, para decidir se algo é ácido ou base, a gente pergunta: “essa espécie pode doar um \mathrm{H}^{+}?” Se sim, é ácido. Se pode aceitar um \mathrm{H}^{+}, é base. Água pode se comportar como ácido ou como base dependendo do parceiro (é anfótera).

Passo 3

Olha a estrutura do íon amônio: \mathrm{NH}_{4}^{+} é nitrogênio ligado a quatro hidrogênios e carrega carga positiva. Isso significa que um dos hidrogênios está relativamente disponível para ser doado como \mathrm{H}^{+} (pois a carga positiva facilita a perda de um próton). Portanto \mathrm{NH}_{4}^{+} pode doar um próton para a água. Escrevemos a reação ácido–base com a água assim:
\mathrm{NH}_{4}^{+} + \mathrm{H_{2}O} \rightleftharpoons \mathrm{NH_{3}} + \mathrm{H_{3}O}^{+}.
Explicando cada termo:
  • \mathrm{NH}_{4}^{+} é quem doa o próton → aqui funciona como ácido de Bronsted–Lowry.
  • \mathrm{H_{2}O} recebe esse próton → aqui a água atua como base e vira \mathrm{H_{3}O}^{+} (íon hidrônio).
  • \mathrm{NH_{3}} é a base conjugada resultante da perda do próton (espécie que sobra depois do ácido doar o \mathrm{H}^{+}).
  • \mathrm{H_{3}O}^{+} é o ácido conjugado originado da água ao ganhar o próton.

Passo 4

Interpretação do equilíbrio e força do ácido (para você saber o que acontece na prática): a seta dupla \rightleftharpoons indica equilíbrio; nem tudo se converte instantaneamente. O íon amônio é um ácido fraco — isto é, a reação favorece um pouco os reagentes (não se ioniza completamente). Uma maneira rápida de ver isso é lembrar que a base conjugada \mathrm{NH_{3}} (amônia) é uma base fraca com constante de basicidade K_{b} moderada; a constante de acidez do \mathrm{NH_{4}^{+}} satisfaz
K_{a}(\mathrm{NH_{4}^{+}})=\frac{K_{w}}{K_{b}(\mathrm{NH_{3}})},
onde K_{w} é a constante de autoprotólise da água. Numericamente, o \mathrm{NH_{4}^{+}} tem \mathrm{p}K_{a} aproximadamente 9{,}25 (valor aproximado que só serve para você entender: quanto maior o \mathrm{p}K_{a}, mais fraco é o ácido). Isso confirma que \mathrm{NH_{4}^{+}} é um ácido fraco — doa próton, mas não completamente.

Passo 5

Relação com a base conjugada (útil para provas): a reação inversa mostra que \mathrm{NH_{3}} aceita próton para voltar a \mathrm{NH_{4}^{+}}:
\mathrm{NH_{3}} + \mathrm{H_{3}O}^{+} \rightleftharpoons \mathrm{NH_{4}}^{+} + \mathrm{H_{2}O},
ou mais simplesmente
\mathrm{NH_{3}} + \mathrm{H}^{+} \rightleftharpoons \mathrm{NH_{4}}^{+}.
Isso evidencia o par conjugado ácido/base \mathrm{NH_{4}^{+}}/\mathrm{NH_{3}}: um doa (ácido), o outro aceita (base).

Resposta

Ácido de Bronsted–Lowry; \mathrm{NH}_{4}^{+} + \mathrm{H_{2}O} \rightleftharpoons \mathrm{NH_{3}} + \mathrm{H_{3}O}^{+}

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