Ácidos e bases muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases. sair

ÁCIDOS E BASES

Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases.

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ÁCIDOSÁCIDOS sair

Pode 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.

As soluções ácidas contraem e endurecem o cabelo.

ÁCIDOSÁCIDOS sair

As soluções das bases são amargas e geralmente

escorregadias ao tacto.

ÁCIDOSBASES sair

As soluções alcalinas suavizam e dão maior volume ao cabelo.

ÁCIDOSBASES sair

TEORIA DE ARRHENIUS

Segundo Arrhenius,

ácidos e bases dissociam-se em

H+ e OH-, respectivamente.

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Ácido

Substância que em solução aquosa origina íons H.

TEORIA DE ARRHENIUS sair

Base

Substância que em solução aquosa origina íons OH-.

TEORIA DE ARRHENIUS sair

pH

É comum usar pH para expressar a concentração

molar do ião H +.

pH = - log H+

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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 subtrações: a esse instrumento

atribui-se o nome de “Bastões de Napier”

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NAPIER sair

pOH

Procedimento idêntico é usado na expressão da concentração molar

do ião OH- .

pOH = - log OH-

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TEORIA DE BRONSTED-LOWRY

As definições de Arrhenius revelaram-se muito restritivas pois:

- eram aplicáveis somente a soluções aquosas;

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

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Por exemplo:

NH3 (aq) + H2O (l) NH4 +(aq) + OH – (aq)

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


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Ácido

Substância doadora de íons H+

(próton) a uma base.


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Base

Substância aceitadora de íons H+

(próton) a um ácido.


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As reações ácido-base também se designam por reações protolíticas,

uma vez que há transferência de prótons (H+) do ácido para a base.


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

Ácido 1 + Base 2 Ácido 2 + Base 1


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pH

É comum usar pH para expressar a concentração molar do ião H3O+.

pH = - log H3O+

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pOH

É comum usar pOH para expressar a concentração molar do ião OH-.

pOH = - log OH-

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Escala de sorensen e pH

Alguns ácidos e bases são mais fortes do que outros.

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A pele é ácida e o seu pH pode variar entre

4,5 e 6, dependendo da idade, do sexo e da

parte do corpo que se considere. A acidez da

pele constitui uma defesa contra

microrganismos (fungos e bactérias).


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Os cosméticos devem ter pH próximo do da pele. A indicação ostentada por alguns cosméticos de «pH neutro para a pele» pode não significar que o seu

pH seja igual a 7, até porque esse valor já seria demasiado alcalino para a pele.


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As soluções de sabão são alcalinas. Quando a pele é lavada com sabão o seu pH sobe, tornando-se alcalina durante 3 a

4 horas. Este fenômeno pode tornar-se irreversível se as lavagens forem

frequentes, provocando danos especialmente em peles mais sensíveis.


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Dadas duas soluções ácidas , é mais ácida a que tiver menor valor de

pH.

Dadas duas soluções alcalinas , é mais alcalina a que tiver maior

valor de pH.


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CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)

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

A - . H3O+

Kc = kc . H2O = ka

HA . H2O

Em soluções diluídas a quantidade de água é constante.

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

A- . H3O+

Ka =

H A


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


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Quanto maior a constante de acidez mais forte é o ácido.


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ÁCIDOS FORTES

Os ácidos fortes apresentam ka > 1.

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Os ácidos fortes ionizam-se totalmente.

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

ÁCIDOS FORTES

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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.

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BASES FORTES

As bases fortes apresentam kb > 1.

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As bases fortes ionizam-se totalmente.

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

BASES FORTES

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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.

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

Este equilíbrio é designado por auto-ionização da água.

Kw = H3O+ . OH-

A ÁGUA

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pKw

Aplicando o operador p ( -log )

Kw = H3O+ . OH-

pH + pOH = pKw

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A ÁGUA

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

A 25º C , Kw = 1 x 10 -14 .

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

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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

RELAÇÃO ENTRE Ka e KbAplicando o operador p ( - log )

Ka . Kb = Kw

pKa + pKb = pKw

pH - SOLUÇÕES DE BASES FORTES

A ionização de uma base forte é total :

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

Como B = OH - ; pOH = - log OH- vem :

pH = pKw - pOH

pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOSA 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

pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS

Não entrando em linha de conta com a contribuição da auto-ionização da água, temos :

H3O+ 2

Ka = HA

GRAU DE IONIZAÇÃO

Ácido –

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

Base –

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

GRAU DE IONIZAÇÃO

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

ninicio n const. - -

nequilíbrio n - n const. n n

GRAU DE IONIZAÇÃO

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

ninicio n const. - -

nequilíbrio n - n const. n n

GRAU DE IONIZAÇÃO

nionizadas = n

= ntotal = n

GRAU DE IONIZAÇÃO

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

2 . HA Ka =

1 -

reações 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.

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Ácido ( aq ) + Base (aq ) Sal ( aq ) + Água ( l )

Ácido Neutro Básico

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REAÇÕES ÁCIDO-BASE

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

REAÇÕES ÁCIDO-BASE sair

O ácido ataca a pedra calcária de muitas construções,

dissolvendo-a.


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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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Dissolução em água de um dos vários remédios para combater a

acidez do estômago.


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A picadela da abelha ou da urtiga

resulta do ácido deixado na pele, cujo

efeito pode ser atenuado ou

eliminado por uma solução alcalina.


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CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES

O caráter químico das soluções pode ser:

- ácido ; H3O+ > OH-

- neutro ; H3O+ = OH-

- básico ; OH- > H3O+ sair

As espécies químicas envolvidas em reações de protólise podem classificar-se:- ácidas;- básicas;- anfipróticas ;- neutras.

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Ácidas – as espécies químicas que em solução só podem ceder prótons;

HNO3 ; HCl ; H2SO4 ; CH3COOH ; etc


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Básicas – as espécies químicas que em solução só aceitam prótons;

NH3 ; CH3COO - ; CO3 2- ; OH- ; etc

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Anfipróticas – as espécies químicas que em solução tanto podem ceder como captar prótons,

HSO4 - ; HCO3

- ; HS - ; etc


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Neutras – as espécies químicas que em solução não tendem nem a captar nem a ceder prótons, como por exemplo , os catíons dos grupos 1 e 2;

Na+ ; K+ ; Ca 2+ ; Mg 2+

e as partículas conjugadas de ácidos ou bases muito fortes;

Cl- ; NO3 - ; SO4

2- ; etc


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pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FORTES

A ionização de um ácido forte é total :

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

Como HA = H3O + então:

pH = -log H3O + = -log HA

TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE

sair


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


A 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 .

PONTO DE EQUIVALÊNCIA

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


Exemplo :

HCl + NaOH NaCl + H2O

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

equivalência :

Ca.Va = Cb.VbCa.Va = Cb.Vb


Exemplo :

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.VbCa.Va = 2 Cb.Vb


Exemplo :

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O

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

equivalência :

2 Ca.Va = Cb.Vb2 Ca.Va = Cb.Vb


Ácido forte-base forte

TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca

Ácido fraco-base forte

Titulações Ácido-Base

Ácido forte-base forte – pHeq. = 7

TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca – pHeq. < 7

( 25ºC )

Ácido fraco-base forte – pHeq. > 7

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 .


A reacção que ocorre :

HH33OO++ (aq) + HO (aq) + HO-- (aq) (aq) 2 H 2 H22O (l)O (l)

BASE FRACA-ÁCIDO FORTE

A reacção que ocorre ( exemplo ) :

NHNH33 (aq) + H (aq) + H33OO++ (aq) (aq) NH NH44++ (aq) + H (aq) + H22O (l)O (l)

BASE FRACA-ÁCIDO FORTE

ÁCIDO FRACO-BASE FORTE

A reacção que ocorre ( exemplo ) :

CHCH33COOH (aq) + HOCOOH (aq) + HO-- (aq) (aq) CH CH33COOCOO-- (aq) + H (aq) + H22O (l)O (l)

ÁCIDO FRACO-BASE FORTE

TITULAÇÕES TERMOMÉTRICAS

O aumento de temperatura verificado à medida que se adiciona o ácido à base , ou vice-versa , atinge o valor máximo quando ácido e base estão nas proporções estequiométricas . Isto permite realizar as chamada titulações termométricas.

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 .

INDICADORES

Considerando o equilíbrio :

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

INDICADORES

pH = pKIndicador + log [In-] / [HIn]

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 á outra .

INDICADORES

[HIn] > 10 [In- ] - cor predominante - ÁCIDA

[HIn] > [In -] / 10 - cor predominante – BÁSICA

INDICADORES

cor ÁCIDA

pH = pKIndicador - 1

INDICADORES

cor BÁSICA

pH = pKIndicador + 1

INDICADORES ( Fenolftaleína )

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

INDICADORES ( Tintura azul de tornesol )

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

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.

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CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE


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


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


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

SOLUÇÕES TAMPÃO

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

tampão de proteínas.sair

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

SOLUÇÕES TAMPÃO

sair

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]

SOLUÇÕES TAMPÃO

sair

Teremos melhor efeito tampão quando:

[Ácido ] = [Base]

SOLUÇÕES TAMPÃO

sair

ALEXANDRE CARVALHO 104

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