Reação ácido-base

Uma reação ácido-base é uma reação química que ocorre entre um ácido e uma base. Ele pode ser usado para determinar o pH via titulação. Vários quadros teóricos fornecem concepções alternativas dos mecanismos de reação e sua aplicação na resolução de problemas relacionados; essas são chamadas de teorias ácido-base, por exemplo, teoria ácido-base de Brønsted-Lowry.

Sua importância se torna aparente na análise de reações ácido-base para espécies gasosas ou líquidas, ou quando o caráter ácido ou básico pode ser um pouco menos aparente. O primeiro desses conceitos foi fornecido pelo químico francês Antoine Lavoisier, por volta de 1776.

É importante pensar nos modelos de reação ácido-base como teorias que se complementam. Por exemplo, o atual modelo de Lewis tem a definição mais ampla do que são um ácido e uma base, com a teoria de Brønsted-Lowry sendo um subconjunto do que são ácidos e bases, e a teoria de Arrhenius sendo a mais restritiva.

Definições ácido-base

Desenvolvimento histórico

O conceito de reação ácido-base foi proposto pela primeira vez em 1754 por Guillaume-François Rouelle, que introduziu a palavra "base" em química para significar uma substância que reage com um ácido para dar-lhe a forma sólida (como um sal). As bases são principalmente de natureza amarga.

Teoria do oxigênio de Lavoisier para ácidos

O primeiro conceito científico de ácidos e bases foi fornecido por Lavoisier por volta de 1776. Já que o conhecimento de Lavoisier sobre ácidos fortes era restrito principalmente a oxoácidos, como HNO3 (ácido nítrico) e H2SO4 (ácido sulfúrico), que tendem a conter átomos centrais em estados de alta oxidação cercados por oxigênio, e como ele não estava ciente da verdadeira composição de os ácidos hidrohálicos (HF, HCl, HBr e HI), ele definiu os ácidos em termos de conter oxigênio, que na verdade ele nomeou de palavras gregas que significam "formador de ácido" (do grego ὀξύς (oxys) que significa "ácido" ou "sharp" e γεινομαι (geinomai) que significa " engendrar"). A definição de Lavoisier manteve-se por mais de 30 anos, até o artigo de 1810 e subsequentes palestras de Sir Humphry Davy, nas quais ele provou a falta de oxigênio no H2S, H2Te e nos ácidos hidrohálicos. No entanto, Davy falhou em desenvolver uma nova teoria, concluindo que "a acidez não depende de nenhuma substância elementar em particular, mas do arranjo peculiar de várias substâncias". Uma modificação notável da teoria do oxigênio foi fornecida por Jöns Jacob Berzelius, que afirmou que os ácidos são óxidos de não-metais, enquanto as bases são óxidos de metais.

Teoria do hidrogênio de Liebig para ácidos

Em 1838, Justus von Liebig propôs que um ácido é um composto contendo hidrogênio cujo hidrogênio pode ser substituído por um metal. Essa redefinição foi baseada em seu extenso trabalho sobre a composição química dos ácidos orgânicos, finalizando a mudança doutrinária de ácidos à base de oxigênio para ácidos à base de hidrogênio iniciada por Davy. A definição de Liebig, embora completamente empírica, permaneceu em uso por quase 50 anos até a adoção da definição de Arrhenius.

Definição de Arrhenius

Svante Arrhenius

A primeira definição moderna de ácidos e bases em termos moleculares foi desenvolvida por Svante Arrhenius. Uma teoria de ácidos de hidrogênio, seguiu de seu trabalho de 1884 com Friedrich Wilhelm Ostwald em estabelecer a presença de íons em solução aquosa e levou Arrhenius a receber o Prêmio Nobel de Química em 1903.

Conforme definido por Arrhenius:

• um ácido de Arrhenius é uma substância que dissocia na água para formar íons de hidrogênio (H⁺); isto é, um ácido aumenta a concentração de H⁺ íons em uma solução aquosa.

Isso causa a protonação da água ou a criação do íon hidrônio (H₃O⁺). Assim, nos tempos modernos, o símbolo H⁺ é interpretado como uma abreviação de H₃O⁺, porque agora se sabe que um simples próton não existe como uma espécie livre em solução aquosa. Esta é a espécie que é medida por indicadores de pH para medir a acidez ou basicidade de uma solução.

• uma base de Arrênio é uma substância que dissocia na água para formar hidróxido (OH^{- Sim.}) íons; isto é, uma base aumenta a concentração de OH^{- Sim.} íons em uma solução aquosa."

As definições de acidez e alcalinidade de Arrhenius são restritas a soluções aquosas e não são válidas para a maioria das soluções não aquosas, e referem-se à concentração dos íons do solvente. Sob esta definição, H₂SO₄ puro e HCl dissolvidos em tolueno não são ácidos, e NaOH fundido e soluções de amida de cálcio em amônia líquida não são alcalinos. Isso levou ao desenvolvimento da teoria de Brønsted-Lowry e subsequente teoria de Lewis para explicar essas exceções não aquosas.

A reação de um ácido com uma base é chamada de reação de neutralização. Os produtos desta reação são um sal e água.

ácido + base → sal + água

Nesta representação tradicional, uma reação de neutralização ácido-base é formulada como uma reação de dupla substituição. Por exemplo, a reação de ácido clorídrico, HCl, com soluções de hidróxido de sódio, NaOH, produz uma solução de cloreto de sódio, NaCl, e algumas moléculas de água adicionais.

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O

O modificador (aq) nesta equação foi implícito por Arrhenius, em vez de incluído explicitamente. Indica que as substâncias estão dissolvidas em água. Embora todas as três substâncias, HCl, NaOH e NaCl sejam capazes de existir como compostos puros, em soluções aquosas elas são totalmente dissociadas nos íons aquosos H⁺, Cl⁻, Na ⁺ e OH^-.

Exemplo: fermento em pó

Quando combinados com água, o bicarbonato de sódio e os sais ácidos reagem para produzir dióxido de carbono gasoso. Seja preparado comercialmente ou domesticamente, os princípios por trás das formulações de fermento em pó permanecem os mesmos. A reação ácido-base pode ser representada genericamente como mostrado:

NaHCO₃ + H⁺ → Na⁺ + CO₂ + H₂O

As reações reais são mais complicadas porque os ácidos são complicados. Por exemplo, começando com bicarbonato de sódio e fosfato monocálcico, a reação produz dióxido de carbono pela seguinte estequiometria:

14 NaHCO₃ + 5 Ca (H₂PODE₄)₂ → 14 CO₂ + Ca₅(PO)₄)₃OH + 7 Na₂HPO₄ + 13 H₂O

O fosfato de monocálcio ("MCP") é um componente ácido comum em pós de cozimento doméstico.

Uma formulação típica (por peso) pode exigir 30% de bicarbonato de sódio, 5–12% de fosfato monocálcico e 21–26% de sulfato de alumínio e sódio. Como alternativa, um fermento em pó comercial pode usar pirofosfato ácido de sódio como um dos dois componentes ácidos em vez de sulfato de alumínio e sódio. Outro ácido típico dessas formulações é o creme de tártaro (KC4H5O6), um derivado do ácido tartárico.

Definição de Brønsted–Lowry

A definição de Brønsted-Lowry, formulada em 1923, independentemente por Johannes Nicolaus Brønsted na Dinamarca e Martin Lowry na Inglaterra, baseia-se na ideia de protonação de bases através da desprotonação de ácidos – isto é, a capacidade dos ácidos de se #34;doar" íons de hidrogênio (H⁺)—também conhecidos como prótons—para bases, que "aceitam" eles.

Uma reação ácido-base é, portanto, a remoção de um íon hidrogênio do ácido e sua adição à base. A remoção de um íon de hidrogênio de um ácido produz sua base conjugada, que é o ácido com um íon de hidrogênio removido. A recepção de um próton por uma base produz seu ácido conjugado, que é a base com um íon de hidrogênio adicionado.

Ao contrário das definições anteriores, a definição de Brønsted–Lowry não se refere à formação de sal e solvente, mas sim à formação de ácidos conjugados e bases conjugadas, produzido pela transferência de um próton do ácido para a base. Nesta abordagem, ácidos e bases são fundamentalmente diferentes em comportamento dos sais, que são vistos como eletrólitos, sujeitos às teorias de Debye, Onsager e outros. Um ácido e uma base reagem não para produzir um sal e um solvente, mas para formar um novo ácido e uma nova base. O conceito de neutralização está, portanto, ausente. O comportamento ácido-base de Brønsted-Lowry é formalmente independente de qualquer solvente, tornando-o mais abrangente do que o modelo de Arrhenius. O cálculo do pH sob o modelo de Arrhenius dependia de álcalis (bases) dissolvidos em água (solução aquosa). O modelo de Brønsted-Lowry expandiu o que poderia ser pH testado usando soluções insolúveis e solúveis (gás, líquido, sólido).

A fórmula geral para reações ácido-base de acordo com a definição de Brønsted-Lowry é:

HA + B → BH⁺ + A^{- Sim.}

onde HA representa o ácido, B representa a base, BH⁺ representa o ácido conjugado de B e A⁻ representa a base conjugada de HA.

Por exemplo, um modelo de Brønsted-Lowry para a dissociação do ácido clorídrico (HCl) em solução aquosa seria o seguinte:

HCl + H₂O quê?₃O⁺ + Cl^{- Sim.}

A remoção de H⁺ do HCl produz o íon cloreto, Cl⁻, a base conjugada do ácido. A adição de H⁺ ao H₂O (atuando como base) forma o íon hidrônio, H₃O⁺, o ácido conjugado da base.

A água é anfotérica, ou seja, pode atuar tanto como ácido quanto como base. O modelo Brønsted-Lowry explica isso, mostrando a dissociação da água em baixas concentrações de hidrônio e íons hidróxido:

H. H. H.₂O + H₂O quê?₃O⁺ + OH^{- Sim.}

Esta equação é demonstrada na imagem abaixo:

Aqui, uma molécula de água atua como um ácido, doando um H⁺ e formando a base conjugada, OH⁻, e uma segunda molécula de água atua como um base, aceitando o íon H⁺ e formando o ácido conjugado, H₃O⁺.

Como um exemplo de água agindo como um ácido, considere uma solução aquosa de piridina, C₅H₅N.

C₅H. H. H.₅N + H₂O que fazer?₅H. H. H.₅NH⁺ + OH^{- Sim.}

Neste exemplo, uma molécula de água é dividida em um íon de hidrogênio, que é doado para uma molécula de piridina e um íon de hidróxido.

No modelo de Brønsted-Lowry, o solvente não precisa necessariamente ser água, como é exigido pelo modelo Ácido-Base de Arrhenius. Por exemplo, considere o que acontece quando o ácido acético, CH₃COOH, se dissolve em amônia líquida.

CH
₃COOH + NH
₃ ? NH⁺
₄ + CH
₃COO^{- Sim.}

Um íon H⁺ é removido do ácido acético, formando sua base conjugada, o íon acetato, CH₃COO⁻. A adição de um íon H⁺ a uma molécula de amônia do solvente cria seu ácido conjugado, o íon amônio, NH⁺
₄.

O modelo de Brønsted-Lowry chama substâncias contendo hidrogênio (como HCl) de ácidos. Assim, algumas substâncias, que muitos químicos consideram ácidos, como SO₃ ou BCl₃, são excluídas desta classificação devido à falta de hidrogênio. Gilbert N. Lewis escreveu em 1938, "Restringir o grupo de ácidos àquelas substâncias que contêm hidrogênio interfere tão seriamente com a compreensão sistemática da química quanto a restrição do termo agente oxidante a substâncias contendo oxigênio." Além disso, KOH e KNH₂ não são considerados bases de Brønsted, mas sim sais contendo as bases OH⁻ e NH^-
₂ .

Definição de Lewis

A exigência de hidrogênio de Arrhenius e Brønsted-Lowry foi removida pela definição de Lewis de reações ácido-base, elaborada por Gilbert N. Lewis em 1923, no mesmo ano de Brønsted-Lowry, mas não foi elaborada por ele até 1938. Em vez de definir as reações ácido-base em termos de prótons ou outras substâncias ligadas, a definição de Lewis define uma base (referida como uma base de Lewis) como um composto que pode doar um par de elétrons, e um ácido (um ácido de Lewis) para ser um composto que pode receber este par de elétrons.

Por exemplo, trifluoreto de boro, BF₃ é um ácido de Lewis típico. Ele pode aceitar um par de elétrons, pois tem uma lacuna em seu octeto. O íon flúor tem um octeto completo e pode doar um par de elétrons. Por isso

BF₃ + F^{- Sim.} → BF^{- Sim.}
₄

é uma reação típica de ácido de Lewis, base de Lewis. Todos os compostos dos elementos do grupo 13 com uma fórmula AX₃ podem se comportar como ácidos de Lewis. Da mesma forma, compostos de elementos do grupo 15 com uma fórmula DY₃, como aminas, NR₃ e fosfinas, PR₃, podem se comportar como bases de Lewis. Os adutos entre eles têm a fórmula X₃A←DY₃ com uma ligação covalente dativa, representada simbolicamente como ←, entre os átomos A (aceitador) e D (doador). Os compostos do grupo 16 com uma fórmula DX₂ também podem atuar como bases de Lewis; desta forma, um composto como um éter, R₂O, ou um tioéter, R₂S, pode atuar como uma base de Lewis. A definição de Lewis não se limita a esses exemplos. Por exemplo, o monóxido de carbono atua como uma base de Lewis quando forma um aduto com o trifluoreto de boro, de fórmula F₃B←CO.

Adutos envolvendo íons metálicos são referidos como compostos de coordenação; cada ligante doa um par de elétrons para o íon metálico. A reação

[Ag]₂O)₄]⁺ + 2NH₃ → [Ag(NH)₃)₂]⁺ + 4H₂O

pode ser visto como uma reação ácido-base na qual uma base mais forte (amônia) substitui uma mais fraca (água)

As definições de Lewis e Brønsted–Lowry são consistentes entre si, pois a reação

H. H. H.⁺ + OH^{- Sim.} ?₂O

é uma reação ácido-base em ambas as teorias.

Definição do sistema de solventes

Uma das limitações da definição de Arrhenius é sua dependência de soluções aquosas. Edward Curtis Franklin estudou as reações ácido-base na amônia líquida em 1905 e apontou as semelhanças com a teoria de Arrhenius baseada em água. Albert F.O. Germann, trabalhando com fosgênio líquido, COCl
₂, formulou a teoria baseada em solvente em 1925, generalizando assim a definição de Arrhenius para cobrir solventes apróticos.

Germann apontou que, em muitas soluções, existem íons em equilíbrio com as moléculas neutras do solvente:

• íons de solvônio: um nome genérico para íons positivos. (O termo Solvonium substituiu o termo mais antigo íons de lyonium: íons positivos formados pela protonação de moléculas de solvente.)
• iões solvatos: um nome genérico para íons negativos. (O termo Solvação substituiu o termo mais antigo íons de liate: íons negativos formados pela deprotonação de moléculas de solvente.)

Por exemplo, água e amônia sofrem tal dissociação em hidrônio e hidróxido, e amônio e amida, respectivamente:

2 H. H. H.
₂O ? H. H. H.
₃O⁺
+ Oh!^{- Sim.}

2 NH
₃ ? NH⁺
₄ + NH^{- Sim.}
₂

Alguns sistemas apróticos também sofrem tal dissociação, como o tetróxido de dinitrogênio em nitrosônio e nitrato, o tricloreto de antimônio em dicloroantimônio e tetracloroantimonato e o fosgênio em clorocarboxônio e cloreto:

N
₂O
₄ ? Não.⁺
+ Não.^{- Sim.}
₃

2 SbCl
₃ ? SbCl⁺
₂ + SbCl^{- Sim.}
₄

COCl
₂ ? COCl⁺
+ Cl^{- Sim.}

Um soluto que causa um aumento na concentração de íons solvônio e uma diminuição na concentração de íons solvato é definido como um ácido. Um soluto que causa um aumento na concentração dos íons solvato e uma diminuição na concentração dos íons solvônio é definido como uma base.

Assim, em amônia líquida, KNH
₂ (fornecendo NH⁻
₂) é uma base forte e NH
₄NÃO
₃ (fornecendo NH ⁺
₄) é um ácido forte. Em dióxido de enxofre líquido (SO
₂), compostos de tionil (fornecendo SO²⁺
) se comportam como ácidos e sulfitos (fornecendo SO^{2 −}
₃) se comportam como bases.

As reações ácido-base não aquosas na amônia líquida são semelhantes às reações na água:

2 NaNH
₂
(base) + Zn(NH
₂)
₂
(amphiphilic amide) → Nao
₂Não.Zn(NH
₂)
₄]

2 NH
₄Eu...
(ácido) + Zn(NH
₂)
₂
(amphiphilic amide) → Não.Zn(NH
₃)
₄I
₂

O ácido nítrico pode ser uma base no ácido sulfúrico líquido:

HNO
₃
(base) + 2 H. H. H.
₂Então...
₄ → Não.⁺
₂ + H. H. H.
₃O⁺
+ 2 HSO^{- Sim.}
₄

A força única desta definição mostra na descrição das reações em solventes apróticos; por exemplo, em líquido N
₂O
₄:

AgNO
₃
(base) + NOCl
(ácido) → N
₂O
₄
(solvente) + AgCl
(sal)

Como a definição do sistema solvente depende tanto do soluto quanto do próprio solvente, um determinado soluto pode ser um ácido ou uma base, dependendo da escolha do solvente: HClO
₄ é um ácido forte em água, um ácido fraco em ácido acético e uma base fraca em ácido fluorossulfônico; esta característica da teoria tem sido vista como uma força e uma fraqueza, porque algumas substâncias (como SO
₃ e NH
₃) foram vistos como ácidos ou básicos por si só. Por outro lado, a teoria do sistema solvente foi criticada por ser muito geral para ser útil. Além disso, tem-se pensado que há algo intrinsecamente ácido nos compostos de hidrogênio, uma propriedade não compartilhada pelos sais de solvônio não hidrogênicos.

Definição Lux–Flood

Esta teoria ácido-base foi um renascimento da teoria do oxigênio de ácidos e bases proposta pelo químico alemão Hermann Lux em 1939, melhorada por Håkon Flood por volta de 1947 e ainda é usada na geoquímica e eletroquímica moderna de sais fundidos. Esta definição descreve um ácido como um íon de óxido (O²⁻
) aceitador e uma base como um doador de íon óxido. Por exemplo:

MgO
(base) + CO
₂
(ácido) → MgCO
₃

CaO
(base) + SiO
₂
(ácido) → CaSiO
₃

Não.^{- Sim.}
₃
(base) + S
₂O^2-
₇
(ácido) → Não.⁺
₂ + 2 Então...^2-
₄

Esta teoria também é útil na sistematização das reações de compostos de gases nobres, especialmente os óxidos de xenônio, fluoretos e oxofluoretos.

Definição de Usanovich

Mikhail Usanovich desenvolveu uma teoria geral que não restringe a acidez a compostos contendo hidrogênio, mas sua abordagem, publicada em 1938, era ainda mais geral do que a teoria de Lewis. A teoria de Usanovich pode ser resumida como definindo um ácido como qualquer coisa que aceite espécies negativas ou doe espécies positivas, e uma base como o inverso. Isso definiu o conceito de redox (oxidação-redução) como um caso especial de reações ácido-base.

Alguns exemplos de reações ácido-base de Usanovich incluem:

Nao
₂O
(base) + Então...
₃
(ácido) → 2 Nao⁺
+ Então...^2-
₄ (espécies trocadas: O^2-
Anion)

3 (NH
₄)
₂S
(base) + Sb
₂S
₅
(ácido) → 6 NH⁺
₄ + 2 SbS^3...
₄ (espécies trocadas: 3 S^2-
Anions)

2Na
(base) + Cl
₂
(ácido) → 2Nao⁺
+ 2Cl^{- Sim.}
(espécies trocadas: 2 elétrons)

Racionalizando a força das interações ácido-base de Lewis

Teoria HSAB

Em 1963, Ralph Pearson propôs um conceito qualitativo conhecido como princípio dos ácidos e bases duras e moles. posteriormente tornado quantitativo com a ajuda de Robert Parr em 1984. 'Hard' aplica-se a espécies que são pequenas, têm altos estados de carga e são fracamente polarizáveis. 'Suave' aplica-se a espécies que são grandes, têm estados de baixa carga e são fortemente polarizáveis. Ácidos e bases interagem, e as interações mais estáveis são duras-duras e moles-macias. Esta teoria encontrou uso em química orgânica e inorgânica.

Modelo ECW

O modelo ECW criado por Russell S. Drago é um modelo quantitativo que descreve e prevê a força das interações ácido-base de Lewis, −ΔH. O modelo atribuiu os parâmetros E e C a muitos ácidos e bases de Lewis. Cada ácido é caracterizado por um E_A e um C_A. Cada base também é caracterizada por seu próprio E_B e C_B. Os parâmetros E e C referem-se, respectivamente, às contribuições eletrostáticas e covalentes para a força das ligações que o ácido e a base formarão. a equação é

- Não.H. H. H. = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = E_AE_B + C_AC_B + W

O termo W representa uma contribuição de energia constante para a reação ácido-base, como a clivagem de um ácido dimérico ou base. A equação prevê a reversão de forças de ácidos e bases. As apresentações gráficas da equação mostram que não existe uma ordem única de forças de base de Lewis ou forças de ácido de Lewis.

Equilíbrio ácido-base

A reação de um ácido forte com uma base forte é essencialmente uma reação quantitativa. Por exemplo,

HCl_(aq) + Na(OH)_(aq) → H₂O + NaCl_(aq)

Nesta reação, os íons de sódio e cloreto são espectadores como a reação de neutralização,

H. H. H.⁺ + OH^{- Sim.} → H₂O

não os envolve. Com bases fracas, a adição de ácido não é quantitativa porque uma solução de uma base fraca é uma solução tampão. Uma solução de um ácido fraco também é uma solução tampão. Quando um ácido fraco reage com uma base fraca, uma mistura em equilíbrio é produzida. Por exemplo, adenina, escrita como AH, pode reagir com um íon de fosfato de hidrogênio, HPO²⁻
₄.

AH + HPO^2-
₄ ⇌^{- Sim.} + H. H. H.
₂PODE^{- Sim.}
₄

A constante de equilíbrio para esta reação pode ser derivada das constantes de dissociação ácida da adenina e do íon di-hidrogenofosfato.

[A]^{- Sim.}] Oh!⁺Não. KK_A1[AH]

Não.HPO^2-
₄] Oh!⁺Não. KK_a2Não.H. H. H.
₂PODE^{- Sim.}
₄]

A notação [X] significa "concentração de X". Quando essas duas equações são combinadas eliminando a concentração de íons de hidrogênio, uma expressão para a constante de equilíbrio, K, é obtida.

[A]^{- Sim.}Não.H. H. H.
₂PODE^{- Sim.}
₄Não. KK[AH]HPO^2-
₄] KK = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = KK_A1/KK_a2

Reação ácido-alcalina

Uma reação ácido-álcali é um caso especial de uma reação ácido-base, onde a base usada também é um álcali. Quando um ácido reage com um sal alcalino (um hidróxido metálico), o produto é um sal metálico e água. As reações ácido-álcalis também são reações de neutralização.

Em geral, as reações ácido-álcalis podem ser simplificadas para

OH−(aq) + H. H. H.⁺
_(aq) → H2O

omitindo íons espectadores.

Os ácidos são, em geral, substâncias puras que contêm cátions de hidrogênio (H⁺
) ou fazer com que sejam produzidos em soluções. Ácido clorídrico (HCl) e ácido sulfúrico (H
₂SO
₄) são exemplos comuns. Na água, eles se decompõem em íons:

HCl → H. H. H.⁺
_(aq) + Cl^{- Sim.}
_(aq)

H. H. H.
₂Então...
₄ → H. H. H.⁺
_(aq) + HSO^{- Sim.}
_4(aq)

O álcali se decompõe na água, produzindo íons de hidróxido dissolvidos:

NaOH → Nao⁺
_(aq) + Oh!^{- Sim.}
_(aq)