ácido base

Da Atmosfera ao

Oceano

1

Fernando Sayal

ÁCIDOS E BASES (soluções aquosas)

Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases.

2

ÁCIDOS

Podem reconhecer-se as soluções ácidas

pelo sabor azedo, por produzirem

efervescência com o calcário libertando-se um gás, o dióxido de

carbono, ou por modificarem a cor

de alguns indicadores.

ÁCIDOS

3

As soluções das bases são amargas e geralmente

escorregadias ao tacto.

BASES

4

TEORIA DE ARRHENIUS

Segundo Arrhenius,

ácidos e bases dissociam-se em H+ e OH-,

respectivamente.

5

TEORIA DE ARRHENIUS

Ácido

Substância que em solução aquosa origina iões H+ (H3O+)

HCl+H2O<>Cl-

+H3O+

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TEORIA DE ARRHENIUS

Base

Substância que em solução aquosa origina iões OH-

NaOH+H2O<>Na+

+OH-7

TEORIA DE ARRHENIUS

As definições de Arrhenius revelaram-se muito restritivas pois:

- eram aplicáveis somente a soluções aquosas;

- não incluíam todas as substâncias que apresentavam, na prática, comportamento semelhante aos ácidos ou bases de Arrhenius. 8

Por exemplo:

NH3 (aq) + H2O (l) <> NH4 +(aq) +

OH – (aq)

não cabia na definição de Arrhenius, porque o NH3 não contém grupos OH.

9

TEORIA DE BRONSTED-LOWRY

Ácido HA (aq) + H2O (l) <> A-

(aq) + H3O +

Substância dadora de iões H+

(protão) a uma base.10


Base B (aq) + H2O (l) <> HB+

(aq) + OH - (aq)

Substância receptora de iões H+ (protão) de um ácido.

11


As reacções ácido-base também se designam por reacções

protolíticas, uma vez que há transferência de protões (H+) do

ácido para a base.

12

Como acontece esta transferência de protões?

13

http://www.wwnorton.com/college/chemistry/gilbert/tutorials/interface.asp?chapter=chapter_16&folder=acid_base_ionization


O ácido e a base relacionados por transferência de um protão constituem um sistema designado por par ácido-base conjugados.

Ácido 1 + Base 2 <> Ácido 2 + Base 1

14

pares conjugado ácido base

HCl / Cl-

H3O+ / H2O

15

Como caracterizar a acidez ou alcalinidade de uma água?

Utilizando o conceito de pH.

16

Escala de Sorensen e pH a 25ºC

17

pHO valor de pH expressa a concentração molar do ião H3O+ p=-log

pH = - log -H3O+-

-H3O+-=10-pH

sair

19

pOH

Procedimento idêntico é usado na expressão da concentração molar do

ião OH-

pOH = - log -OH--

-OH--=10-

pOH

20

Ex:

[H3O+] = 2x10-5 pH= -log(2x10-5) pH=4,7

[OH-] = 7x10-5 pOH= -log(7x10-5) pOH=4,2

Se pH=2,2 qual a concentração de iões [H3O+] ?

[H3O+] = 10-pH =10-2,2 = 6,3x10-3 mol/dm3

21

A ÁGUA

Sendo a água o líquido mais abundante na natureza e o solvente mais usado no laboratório, merece uma referência especial.

H2O (l) + H2O (l) <> H3O + (aq) + OH- (aq)

Solvente anfiprótico ou anfotérico porque pode funcionar como ácido e base.

22

http://www.wwnorton.com/college/chemistry/gilbert/tutorials/interface.asp?chapter=chapter_16&folder=self_ionization

A ÁGUA

H2O (l) + H2O (l) <> H3O + (aq) + OH- (aq)

Este equilíbrio é designado por auto-ionização da água auto protólise da água

Kw = - H3O+ - . - OH- -23

A constante de Equilíbrio Kw designa-se por produto iónico

A ÁGUAH2O (l) + H2O (l) <> H3O + (aq) +

OH- (aq)

A 25º C , Kw = 1 x 10 -14

Sendo a ionização da molécula de água endotérmica,o valor do produto iónico(Kw) aumenta com a temperatura.

24

Kw=1x10-14 T=25ºC

Kw = - H3O+ - . - OH- -

1x10-14 = - H3O+ - . - OH- -

- H3O+ - = - OH- - = x logo 1x10-14 = x2 x=√ 1x10-14 = 1x10-7

pH= -log(1x10-7) = 7 e pOH = -log (1x10-7) = 7

pH + pOH = 14 Se - H3O+ - - OH- -

25

CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES(depende da relação entre as concentrações dos iões)

- Solução ácida - H3O+

- > - OH- -

- Solução neutra - H3O+

- = - OH- -

- Solução básica - OH- - > - H3O+ - 26

Para qualquer solução neutra, ácida ou alcalina, verifica-se sempre a relação Kw = - H3O+ - . - OH- -

O valor de Kw variará apenas com o valor da temperatura

CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES

27

CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES

As espécies químicas envolvidas em reacções de protólise podem classificar-se

como

ácidas básicas anfipróticas neutras

28

Espécies Químicas

Ácidasue em solução só pode

HNO3

HCl H2SO4

CH3COOH

29

Espécies Químicas

Básicasaquímicas que em solução só aceitam protões;

NH3

CH3COO -

CO3 2-

OH-

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Espécies Químicas

Anfipróticas

HSO4 –

HCO3 -

HS –

H2O

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Espécies Químicas

Neutrass espécies químicas que em solução não captam nem cedem protões, como por exemplo , os catiões dos grupos 1 e 2;

Na+ ; K+ ; Ca2+ ; Mg2+

e as partículas conjugadas de ácidos ou bases muito fortes;

Cl- ; NO3- ; SO4

2- …

32

SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FORTES

A ionização de um ácido forte é total :

HA (aq) + H2O (l) > A- (aq) + H3O + (aq)

Como - H3O +- = - HA - então:

pH = -log - H3O +- = -log - HA -

33

http://web.educom.pt/luisperna/videos/AQUEOUSACIDS.swf

CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)

HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq)

-A -- . - H3O+ ]

Ka =

- HA -

Em soluções diluídas a quantidade de água é constante.

34

É a constante de equilíbrio de uma reacção em que um ácido sofre ionização

Força de um Ácido vs Ka

A força de um ácido é dada pelo valor da constante de acidez

Quanto maior a constante de acidez mais forte é o ácido

35

ÁCIDOS FORTES

Os ácidos fortes apresentam ka >> 1.

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CONSTANTE DE BASICIDADE

B (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq)

- HB+ - . - OH- - Kb = - B -

Quanto maior Kb, mais forte será a base.

37

É a constante de equilíbrio de uma reacção em que uma base sofre ionização

http://web.educom.pt/luisperna/videos/AQUEOUSBASE.swf

BASES FORTES

As bases fortes apresentam kb >> 1.

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BASES FORTES

B (aq) + H2O (l) HB (aq) + HO - (aq)

As bases fortes ionizam-se totalmente.

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Relação entre Ka e Kb

HA (aq) + H2O (l) < > A- (aq) + H3O + (aq)

A- (aq) + H2O (l) < > HA (aq) + OH - (aq)

Ka . Kb = Kw

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pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS

A ionização de um ácido fraco é parcial :

HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)

pH = - log - H3O+-total onde :

- H3O+-total = - H3O+-ácido + - H3O +-água

Normalmente despreza-se a [H3O+] da água

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GRAU DE IONIZAÇÃO

- = nionizadas/ ntotal

Ácido HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq)

Base B (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq)

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GRAU DE IONIZAÇÃO

HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq)

nin n const. - -

neq n - -n const. -n -n

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GRAU DE IONIZAÇÃO

B (aq) + H2O (l) BH+(aq) + HO - (aq)

nin n const. - -

neq n - -n const. -n -n

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Purificar Água

DestilaçãoDestilador Laboratorial

As impurezas são removidas por um processo de Vaporização seguido de Condensação

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Purificar Água

Osmose Inversa

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1-Pré filtro 5μ: remove impurezas, poeiras

2- Filtro de carvão: remove químicos: cloro, que dão cheiro, fertilizantes

3- Filtro de sedimentos (1-3μ): filtra partículas finas e poluentes

4- Membrana de Osmose Inversa (0,0001μ=0,1 nm) : remove bactérias, vírus, metais pesados, pesticidas etc

5- Pós filtro de carvão: torna a água mais saborosa e doce

Purificar Água

E numa situação de emergência?

Vamos resolver a seguinte actividade.

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Águas minerais e de abastecimento público

Indicadores dos Parâmetros para caracterizar águas:

VMA valor máximo admissível (mg/dm3) não deve ser ultrapassado sob risco de provocar

efeitos prejudiciais à saúde

VMR valor máximo recomendável não deve ser excedido sob risco de contaminação

O valor paramétrico único tende a substituir os dois anteriores

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Parâmetros para caracterizar águas:

1. pH2. Cloro residual3. Sólidos dissolvidos totais4. Nitratos (NO3

-)5. Sódio (Na+)6. Fluoretos (F-)

52

pH 6.5 – 9.0

Cloro residual

HClO (aq) + H2O (l) <> ClO- (aq) + H3O+ (aq)

Sólidos dissolvidos totais

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Nitratos (NO3-) < 50 mg/l

Sódio (Na+) < 200 mg/l

Fluoretos (F-) < 1,5 mg/l

- Expressar as concentrações acima em ppm (m/m)

54

REACÇÕES ÁCIDO-BASE

Antes de fazer quaisquer culturas é importante determinar o pH do solo. Se for demasiado ácido para a cultura em causa, espalha-se , por exemplo, calcário em pó, que tem um comportamento básico.

55

Há flores como as hortênsias que são azuis em terreno mais ácido e

cor-de-rosa em terreno menos ácido


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A água da chuva é ligeiramente ácida devido à dissolução de dióxido de carbono atmosférico, que dá origem ao ácido carbónico.

CO2 + H2O > H2CO3


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A azia, designação atribuída ao excesso de suco gástrico (HCl), pode ser combatida com um antiácido. Os antiácidos neutralizam o HCl em excesso no estômago.


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A picadela da abelha ou da

urtiga liberta ácido na pele, cujo efeito pode ser atenuado ou eliminado por

uma solução alcalina.


59

TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE

Uma das aplicações mais correntes de reacções ácido-base é a determinação da concentração de um ácido ( ou de uma base ) por reacção com uma base ( ou um ácido ) de concentração conhecida .

60


61

TITULAÇÕES ÁCIDO-BASEA reacção processa-se enquanto houver excesso de ácido ( ou de base ) , ou seja , até que sejam adicionadas quantidades equivalentes das duas soluções ; atinge-se nessa altura o ponto de equivalência .

O número de moles de um ácido equivalente ao número de moles de uma base só depende da estequiometria da reacção .

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PONTO DE EQUIVALÊNCIA

Exemplo :

H3O+ + Cl- + Na+ + OH- -

Na+ + Cl- + H2O

HCl + NaOH - NaCl + H2O

Quando o ácido e a base são monopróticos , no ponto de equivalência :

Ca.Va = Cb.Vb63

http://auth.mhhe.com/physsci/chemistry/animations/chang_7e_esp/crm3s5_5.swf


2 HCl + Ca(OH)2 - CaCl2 + 2 H2O

Quando o ácido é monoprótico e a base é diprótica , no ponto de

equivalência:

Ca.Va = 2 Cb.Vb

64


H2SO4 + 2 NaOH - Na2SO4 + 2 H2O

Quando o ácido é diprótico e a base é monoprótica , no ponto de

equivalência :

2 Ca.Va = Cb.Vb

65


Ácido forte-base forte

TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca

Ácido fraco-base forte

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Titulações Ácido-Base

Ácido forte-base forte – pHeq. = 7

TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca – pHeq. < 7

( 25ºC )

Ácido fraco-base forte – pHeq. > 7

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ÁCIDO FORTE-BASE FORTE

Junto do ponto de equivalência , a variação de pH é muito acentuada , de modo que , por adição dum pequeno volume , obtém-se uma variação de algumas unidades .

68

ÁCIDO FORTE--BASE FORTE

reacção que ocorre

H3O+ (aq) + HO- (aq) - 2 H2O (l)

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BASE FRACA--ÁCIDO FORTE


NH3 (aq) + H3O+ (aq) -

NH4+ (aq) + H2O (l)

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ÁCIDO FRACO--BASE FORTE


CH3COOH (aq) + HO- (aq) - CH3COO- (aq) + H2O (l)

71

Vamos titular a sério!!

72

http://auth.mhhe.com/physsci/chemistry/animations/chang_7e_esp/crm3s5_5.swf

INDICADORES

Um indicador de ácido-base pode ser definido como um sistema ácido-base em que as cores da forma ácido e base são diferentes .

73

INDICADORES

Considerando o equilíbrio :

HIn(aq) + H2O (l) - In- (aq) + H3O + (aq)

Ácido Base (cor A) (cor B)

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INDICADORES

O olho humano é capaz de detectar uma das cores ( ácida = HIn ou básica = In- ) se a concentração da espécie que confere essa cor for , no mínimo, 10 vezes superior à outra .

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INDICADORES ( Fenolftaleína )

As soluções alcalinas mudam para carmim a solução incolor de fenolftaleína .

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INDICADORES (Tintura azul de tornesol)

As soluções ácidas mudam para vermelho a cor azul do tornesol .

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INDICADORES -Indicador Universal

É uma mistura de vários indicadores, uns naturais outros sintéticos. Apresenta uma grande variedade de cores consoante a acidez ou basicidade da solução.

78

CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE

79


80


1- A zona de viragem do indicador deve conter o valor de pH no ponto de equivalência .

81


2- Caso o ponto 1 não se verifique , então a zona de viragem do indicador deve estar localizada na parte abrupta da curva de titulação .

82


3- A zona de viragem do indicador deve ser o mais estreita possível

83

Vejamos a chuva ácida

Clique

Clique também em chuva ácida- cuidado

84

http://fernando.sayal.googlepages.com/11%C2%BAano

http://www.wwnorton.com/college/chemistry/gilbert/tutorials/interface.asp?chapter=chapter_16&folder=acid_rain

Principais fontes de emissão (ordem decrescente)

85

Casos históricos de ocorrência de chuvas ácidas

86

Fontes antropogénicas de emissão de óxidos de enxofre e azoto

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Efeitos das chuvas ácidas

• Corrosão de metais• Degradação de edifícios• Redução da vida aquática• Fragilização de espécies vegetais

• Modificação do pH do solo• Libertação de iões metálicos a partir das rochas

• Arrastamento de nutrientes do solo

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Controlo das chuvas ácidas

1-Absorção de SO2

Uso de calcário ou cal 2-Conversão dos NOx

Uso de catalisadores

3- Neutralização dos solosUso de hidróxido de cálcio

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TEORIA DOS LOGARITMOS

Em 1550, na Escócia, nasceu John Napier (ou Neper) de quem pouco se sabe, mas que ficou na

história por ter inventado os logaritmos e que já quase no

final da vida, em 1614, (provavelmente farto de

multiplicações e divisões), inventou um instrumento que transformava operações em

simples adições e subtracções: a esse instrumento atribui-se o nome de “Bastões de Napier” 91

NAPIER

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SOLUÇÕES TAMPÃO

O pH das lágrimas é mantido em 7,4 graças a uma solução

tampão de proteínas.

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SOLUÇÕES TAMPÃO

Soluções cujo pH se mantém praticamente invariável face à adição de pequenas quantidades de ácido ou de base.

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SOLUÇÕES TAMPÃO

É uma solução que contém um ácido mais a sua base conjugada , em concentrações aproximadamente iguais.

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SOLUÇÕES TAMPÃO

pH = pKa + log [Base] / [Ácido]

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SOLUÇÕES TAMPÃO

Teremos melhor efeito tampão quando:

[Ácido ] = [Base]97

ácido base

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