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CARACTERÍSTICAS E IDENTIFICAÇÃO
DAS REAÇÕES ÁCIDO-BASE
Discentes:
Anelize Lange
Fernanda Vilalba
Luiz Gustavo
Natanaeli Machado
Nayara Mendes
1Outubro, 2016
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Introdução
Água Como Solvente
Dissociação Iônica, Ionização
e Soluções Eletrolíticas
Indicadores de pH
Teorias de Ácidos e Bases:
*Teoria de Arrhenius
*Teoria de Brönsted-Lowry
*Equilíbrio iônico da água
*História dos ácidos e bases
*Indicadores ácido-base
Características dos Ácidos
*Ácido Sulfúrico (H2SO4)
*Ácido Nítrico (HNO3)
*Ácido Clorídrico (HCl)
Características das Bases
*Hidróxido de Sódio (NaOH)
*Hidróxido de Cálcio (Ca(OH)2)
*Hidróxido de Magnésio
(Mg(OH)2)
Referências
Índice
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Introdução
Atualmente os cientistas conhecem 118 elementos químicos, entre elementos
sintéticos (aqueles produzidos em laboratório) e elementos naturais.
Uma classificação fundamental foi criada na metade do século XVIII:
Substâncias orgânicas são as que contêm carbonos ligados em cadeia.
Substâncias inorgânicas (ou minerais) são as formadas por todos os demais
elementos químicos.
As funções químicas inorgânicas que iremos estudar são: os ácidos e as bases.3
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Água Como SolventeUma razão para a água dissolver substâncias polares iônicas é a sua
capacidade de estabilizar os íons em solução, mantendo-os separados uns dos
outros. Isso é devido principalmente à alta constante dielétrica da água.
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Dissociação Iônica e Soluções Eletrolíticas
Eletrólitos são substâncias que possuem a capacidade de ser ionizadas
quando em solução, liberando íons positivos (cátions) e íons negativos
(ânions). Uma solução eletrolítica conduzem corrente elétrica.
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Dissociação Iônica e Soluções Eletrolíticas
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Dissociação não Iônica e Soluções não Eletrolíticas
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Ionização e Soluções Eletrolíticas – ácidos
Os eletrólitos fortes ionizam-se completamente em um solvente,
enquanto os eletrólitos fracos ionizam-se apenas parcialmente.
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq)+Cl-(aq) CH3COOH (g)+H2O(l) → H3O
+ (aq) + CH3COO- (aq)
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HCl doa um próton a água
HCl = ácido conjugados 1H2O aceita um próton do HCl
H2O = base conjugada 2
Cl- = base conjugada 1 H3O+ = ácido conjugado 2
HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ionização do HCl
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Ionização e Dissociação Iônica e Soluções Eletrolíticas de Bases
NH3 (g) + H2O (l) NH4+(aq) + OH-(aq)
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NaOH(g) Na+ (aq) + OH-(aq)H2O
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Produto iônico
da água: Kw
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Água possui caráter anfótero: comporta como ácido (doadora de prótons)
ou base (receptora de prótons).
Entre as moléculas de água ocorre a transferência de prótons, é chamado
de autoionização da água.
base ácido ácido
conjugado
base
conjugada
Equílibrio iônico da água
Kw = 1,0x10 -14
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pH = -log[H3O+] ou pH = -log[H+]
A determinação precisa do pH pode ser feita pelo pHmetro
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Indicadores de pH
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Teorias de Ácidos e Bases
Existem várias teorias sobre acidez e basicidade.
Contudo não se trata realmente de teorias, mais simplesmente de
diferentes definições para denominar ácido e base.
Assim usamos a “teoria” mais conveniente para solucionar um
determinado problema químico.
Teoria de Arrhenius;
Teoria de Brönsted-Lowry;
Teoria do Solvente;
Teoria de Lewis;
Teoria de Lux-Flood;
Teoria de Usanovich;
Teoria de Ácidos e Bases Duros e Moles.
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Teoria de Arrhenius
Ácidos são espécies que possuem hidrogênio e que em solução
aquosa produzem o cátion H+ (íon hidrônio) ou H3O+ (íon hidroxônio).
Bases são espécies que possuem hidróxido e que em solução
produzem o ânion, OH- (íon hidroxila).
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
ou
HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq)
H2SO4(l) + 2 H2O (l) → 2 H3O+ (aq) + SO4
2- (aq)
NaOH(s) + H2O (l) → Na+ (aq) + OH- (aq)
Al(OH)3(s) + H2O (l) → Al3+(aq) + 3 OH-(aq) 15
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Sugeriram, independentemente, que ácidos são definidos como
doadores de prótons e bases como aceitadores de prótons.
H2O(l) + H2O(l) → H3O+(aq) + OH-(aq)
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
NH3 (s) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
CH3COOH + H2O (l) CH3COO-(aq) + H3O+ (aq)
Teoria de Bronsted-Lowry
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base
base
base
base
ácido
ácido
ácido
ácido
ácido
conjugado
ácido
conjugado
ácido
conjugado
base
conjugada
base
conjugada
base
conjugada
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História dos ácidos e bases
Robert Boyle, no século XVII, utilizava diversos sucos
vegetais como indicadores naturais de pH.
Ao preparar um licor de violeta, observou a mudança de
coloração.
Ele definiu assim:
“ácidos como qualquer substância que torna vermelho e as bases
como substância que torna verde os extratos das plantas”.
Algumas substâncias não alterava a cor, assim classificou
como neutras.
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Indicadores ácido-base
• naturais
São vários os indicadores naturais, o mais destacado é o repolho roxo.
Há a mudança de cor devido à presença da antocianinas que
apresentam coloração diferente dependo do meio inserido.
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Há várias substâncias que atuam como indicadores.
Na tabela, alguns exemplos e suas faixas de viragem de pH.
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Indicadores ácido-base
• sintéticas
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Características dos Ácidos
Os ácidos são eletrólitos, pois sofrem ionização, gerando uma solução
condutora de corrente elétrica;
Os ácidos reagem com vários metais, oxidando-os e liberando gás
hidrogênio H2(g);
Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
Mg(s) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + H2(g) 20
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Características dos Ácidos
Os ácidos Reagem com Carbonatos (CO32-) e bicarbonatos (HCO3
-),
produzindo gás carbônico CO2;
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Os ácidos atuam sobre a cor de determinados indicadores ácido-
base.
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Escala de pH Repolho Roxo Escala de pH Azul de Bromotimol Escala de pH Fenolftaleina
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Ácido Muriático ou Clorídrico
Exemplos de ácidos
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Cloreto de Hidrogênio: É gás quando puro é incolor, corrosivo e
muito tóxico.
A solução aquosa de HCl é usada na limpeza e galvanização de
metais, no curtimento de couros entre outros.
HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
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Sulfato de hidrogênio: Nome comercial Ácido Sulfúrico (H2SO4)
vendida com cerca de 97% de pureza.
Utilizado na fabricação de: Papel, Corantes, Inseticidas,
Fertilizantes, Baterias de Automóveis e na produção de outros ácidos.H2SO4(l) + 2 H2O(l) → 2H3O
+(aq) + SO42-(aq)
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Ácido Carbônico
H
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H CO H + HCO 2 3(aq)
+3
-
(aq)
-(H2O)
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Nitrato de hidrogênio:Utilizado na fabricação de: Corantes, Pesticidas,
Fertilizantes, Explosivos (TNT e nitroglicerina) e Fibras sintéticas
(náilon e seda artificial).
HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3
-(aq)
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Ácido Cítrico - C6H8O7
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C6H8O7(aq) + 3 H2O(l) ↔ 3 H3O+(aq) + C6H5O7
-3(aq)
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Características das Bases
As bases formam solução eletrolíticas quando dissolvidas em água.
Algumas bases como os hidróxidos alcalinos, são ótimos eletrólitos
quando fundido.
A fusão provoca a liberação dos íons (cátions e ânions), porque o
retículo cristalino se desfaz;
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Características das Bases
As bases reagem com ácidos por meio da reação de neutralização.
Ácidos são neutralizados por bases e vice-versa, pois os cátions
H+(aq.) presentes em solução ácidas reagem com os aníons OH-(aq.)
da solução básica, formando água;
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l)
As bases atuam sobre a cor dos indicadores ácido-base.
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Escala de pH Repolho RoxoEscala de pH Azul de Bromotimol Escala de pH Fenolftaleina
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Alguns exemplos de Bases
O Hidróxido de Sódio (NaOH)
O hidróxido sódio é obtido industrialmente por eletrólise de uma
solução aquosa de cloreto de sódio NaCl(aq).
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NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq)
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O Hidróxido de Cálcio (Ca(OH)2) O hidróxido cálcio é usado na
produção de argamassas e tintas para construção civil, na correção da
acidez de solo, no tratamento da águas, entre outros.
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O Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2: O hidróxido
magnésio comercializado com o nome de leite magnésia
(medicamento indicado para diminuir a acidez do
estômago), quando ingerido em grandes quantidades tem
efeito de laxante.
31Mg(OH)2(s) ↔ Mg+2(aq) + 2 OH-(aq)
H2O
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Conclusão
Importância de se conhecer definição de Ácidos e
Bases pois estão presentes no cotidiano.
Não existe uma única teoria Ácido-Base.
Medidas de pH - Indicadores.
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Referências
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