Dê exemplos de reações de ácido-base.

Passo 1

O enunciado pede que eu dê exemplos de reações de ácido-base. Vou fornecer vários exemplos diferentes e, em cada caso, identificar claramente:
  • a equação molecular (o que se escreve normalmente);
  • a equação iônica quando relevante;
  • a equação iônica líquida (net ionic) quando houver espécies iônicas;
  • qual é o ácido e qual é a base segundo Bronsted–Lowry (quem doa próton e quem aceita próton) ou segundo Lewis (quem doa par de elétrons e quem aceita);
  • uma explicação passo a passo e didática de por que cada reação é ácido-base.
    Não há dados adicionais no enunciado; a tarefa é apenas exemplificar e explicar.

Passo 2

Breve aula (super direta) sobre definições que vou usar nos exemplos:
  • Definição de Arrhenius (útil em solução aquosa): ácido produz H+ (ou H3O+) em água; base produz OH- em água.
  • Definição de Bronsted–Lowry: ácido é doador de próton ( H^+); base é aceita­dor de próton. Sempre vem em pares conjugados: ácido ⇄ base conjugada.
  • Definição de Lewis: ácido é aceitador de par de elétrons; base é doador de par de elétrons. Útil para compostos sem transferência explícita de H+.
    Explicação rápida de “pares conjugados”: quando ácido doa H^+ vira sua base conjugada; quando base aceita H^+ vira sua ácido conjugado.

Passo 3

Exemplo 1 — neutralização forte: HCl + NaOH
Equação molecular:
HCl + NaOH -> NaCl + H2O
Equação iônica total (em solução aquosa, eletrólitos fortes estão dissociados):
H+ + Cl- + Na+ + OH- -> Na+ + Cl- + H2O
Equação iônica líquida (cortando os espectadores Na+ e Cl-):
H+ + OH- -> H2O
Identificação Bronsted–Lowry:
  • Ácido: HCl (doa H+, que na solução aparece como H+ ou H3O+).
  • Base: OH- (ou NaOH que fornece OH-; na prática a base é a espécie aceitadora de H+, aqui OH- aceita H+).
    Conceito usado: reação de neutralização resulta em água; é prova clássica de transferência de próton.

Passo 4

Exemplo 2 — ácido fraco + base (acético + amônia):
Equação molecular:
CH3COOH + NH3 -> CH3COO- + NH4+
Equação iônica líquida (não há sais fortes formando, esta é a forma simplificada já iônica):
CH3COOH + NH3 -> CH3COO- + NH4+
Identificação Bronsted–Lowry:
  • Ácido: CH3COOH (ácido acético) doa H+ ao NH3.
  • Base: NH3 aceita H+ e vira NH4+ (amônio).
    Pares conjugados:
  • Ácido conjugado de NH3 é NH4+.
  • Base conjugada de CH3COOH é CH3COO-.
    Explicação: ácido fraco não se dissocia completamente; mas em presença de base que aceita próton, a transferência ocorre conforme escrito.

Passo 5

Exemplo 3 — água atuando como base (com HCl) e como ácido (com NH3) — mostra caráter anfótero de H2O:
a) Água como base (aceita próton de um ácido forte):
HCl + H2O -> H3O+ + Cl-
Identificação:
  • Ácido: HCl (doa H+).
  • Base: H2O (aceita H+ e forma H3O+).
    b) Água como ácido (doa próton para uma base):
    NH3 + H2O -> NH4+ + OH-
    Identificação:
  • Ácido: H2O (doa H+).
  • Base: NH3 (aceita H+).
    Explicação: H2O é anfótero — pode doar ou aceitar próton dependendo do reagente.

Passo 6

Exemplo 4 — ácido + carbonato (libera CO2):
CaCO3 + 2 HCl -> CaCl2 + CO2 + H2O
Equação iônica (importante pegar que HCl está na imagem do enunciado? aqui é equação padrão):
CaCO3 (s) + 2 H+ + 2 Cl- -> Ca2+ + 2 Cl- + CO2 + H2O
Equação iônica líquida (cancelando Cl-):
CaCO3 (s) + 2 H+ -> Ca2+ + CO2 + H2O
Identificação Bronsted–Lowry:
  • Ácido: HCl (fornece H+).
  • Base: CO3^2- (a parte do carbonato aceita prótons formando H2O e CO2).
    Explicação: ácidos reagem com carbonatos formando dióxido de carbono gasoso — é um tipo clássico de reação ácido-base onde o ácido protona o íon carbonato, que sofre decomposição para CO2 + H2O.

Passo 7

Exemplo 5 — óxido básico (base) reagindo com ácido: CaO + 2 HCl -> CaCl2 + H2O
Identificação:
  • CaO (óxido básico) reage com ácido para formar sal + água. Pense em CaO como fonte de O^2- que aceita prótons para virar H2O — comportamento básico.
    Explicação: óxidos metálicos são basicamente óxidos de bases; neutralizam ácidos formando sal e água.

Passo 8

Exemplo 6 — óxido anfótero (Al2O3) reagindo com ácido e com base (mostra comportamento duplo):
a) Com ácido:
Al2O3 + 6 HCl -> 2 AlCl3 + 3 H2O
b) Com base forte:
Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O -> 2 Na[Al(OH)4] (ou Al(OH)4^- em solução)
Identificação:
  • Al2O3 é anfótero: reage tanto com HCl (como base) quanto com NaOH (como ácido).
    Explicação: útil para provas: lembrar que muitos óxidos de metais “amfóteros” (como Al, Zn) reagem com ácidos e com bases.

Passo 9

Exemplo 7 — reação ácido-base segundo Lewis (sem transferência explícita de H+):
BF3 + NH3 -> F3B←NH3 (complexo aduto)
Identificação Lewis:
  • Lewis ácido: BF3 (aceita par de elétrons porque tem B com déficit de octeto).
  • Lewis base: NH3 (doa par de elétrons do N para formar ligação coordenada).
    Explicação: aqui não há H+ transferido — é a doação de par eletrônico da base para o ácido que caracteriza a reação ácido-base de Lewis. Em exame, se não há prótons envolvidos, pense em Lewis.

Passo 10

Dicas práticas para prova (rapidinhas e úteis):
  • Procure sempre por transferência de próton para classificar ácido/base Bronsted–Lowry.
  • Escreva espécies iônicas (dissociação) para ácidos/bases fortes e simplifique para obter a equação iônica líquida.
  • Identifique pares conjugados: ácido e sua base conjugada diferem por um próton.
  • Para compostos sem H, pense em Lewis: quem tem orbital vazio ou déficit de elétrons é provável ácido de Lewis.
  • Para reações com carbonatos, bicarbonatos ou óxidos, verifique formação de CO2 ou água + sal — isso indica reação ácido-base clássica.
    Força: ácido forte + base forte → reação completa formando sal + água; ácido fraco + base fraca pode ficar em equilíbrio.

Resposta

HCl + NaOH -> NaCl + H2O
CH3COOH + NH3 -> CH3COO- + NH4+
HCl + H2O -> H3O+ + Cl-
NH3 + H2O -> NH4+ + OH-
CaCO3 + 2 HCl -> CaCl2 + CO2 + H2O
CaO + 2 HCl -> CaCl2 + H2O
Al2O3 + 6 HCl -> 2 AlCl3 + 3 H2O
Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O -> 2 Na[Al(OH)4]
BF3 + NH3 -> F3B←NH3

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