UNIVERSIDADE CANDIDO MENDES

PRÓ-REITORIA DE PLANEJAMENTO E DESENVOLVIMENTO

DIRETORIA DE PROJETOS ESPECIAIS

PROJETO A VEZ DO MESTRE

JOVÂNIA TEIXEIRA GONÇALVES

pH - Medida de acidez e a sua aplicação em nosso dia-a-dia

RIO DE JANEIRO, RJ, DEZEMBRO/2001

SUMÁRIO Resumo 06 Introdução 07 Capítulo I pH e Cárie Dentária 08 Capítulo II Conceito de Ácidos e Bases 10 2.1 Conceitos de Ácidos e Bases segundo Arrhenius (1884) 10 2.2 Classificação dos ácidos e bases 12 2.2.1 Ácidos 12 2.2.1.1 Quanto ao Número de Hidrogênios Ionizáveis 12 2.2.1.2 Hidrácidos ou Oxiácidos 12 2.2.1.3 Estado Físico 13 2.2.1.4 Ácidos fixos e Voláteis 13 2.2.1.5 Força 13 2.2.1.5.2 Regra prática para a determinação da força dos ácidos 14 2.3 BASES OU HIDRÓXIDOS 15 2.3.1 Número de Hidroxilas 15 2.3.2 Caráter Metálico 16 2.3.3 Tipo de Ligação 16 2.3.4 Força 16 2.4 NOMENCLATURA DE ÁCIDOS E BASES 17 2.4.1 Ácidos 17 2.4.1.1 Ácidos não oxigenados recebem a terminação ídrico, junto com o nome do não - metal. 17 2.4.1.2 Os oxiácidos, cujo átomo central possui número de oxid. máximo recebe a terminação ico. 17 2.4.1.3 Os oxiácidos cujo átomo central possui número de oxid. inferior em duas unid. do valor do correspondente oxiácido com terminação em ico, recebem a terminação oso. 17 2.4.1.4 Quando um não metal é capaz de formar 4 oxiácidos. 18 2.4.1.5 Um ácido pode sofrer desidratação, formando outro ácido. 18 2.5 Bases 19 2.5.1 Usa-se a palavra hidróxido seguida da prep. de e termina-se com o nome do metal ou do íon amônio no caso do NH4OH. 19 2.5.2 Quando um metal forma duas bases, devemos diferenciá-las através de duas maneiras: 19 2.5.3 Nos casos das bases formadas pelos seguintes metais: Au,Sn,Pb,Cu e Pt devemos usar o nome latino do metal. 19 Capítulo III Propriedades dos Ácidos e Bases 21 3.1 Sabor 21 3.2 Solubilidade em água 21 3.3 Tipo de Ligação Química 21 3.4 Neutralização 21 3.5 Comportamento em Presença de Indicadores 21 3.6 Soluções Ácidas, Básicas e Neutras 21 3.7 Conceitos de Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry (1923) 23 3.8 Reações de Íons com a Água 26 3.9 Conceitos de Ácidos e Bases de Lewis (1923) 26 3.10 Preparação de Ácido e Bases 27 3.10.1 ÁCIDOS 27 3.10.1.1 Combinação direta dos elemento 27 3.10.1.2 Reação de haletos não-metálicos com água 28 3.10.1.3 Ação da água sobre óxidos não-metálicos 28 3.10.1.4 Reação entre um sal do ácido a ser obtido com outro ácido 28 3.11 BASES 28 3.11.1 Reação de óxidos básicos com água 28 3.11.2 Reação de metais alcalinos (1A) e metais alcalinos-terrosos (2A) com água 28 3.11.3 Eletrólise de soluções aquosas de sais 29 3.11.4 Reação entre uma base e um sal 29

Capítulo IV Equilíbrio Iônico da Água: pH e pOH 31 4.1 A concentração do solvente é constante 31 4.2 Produto iônico da água 32 4.3 As escalas de pH e pOH 37 Capítulo V Exaguatórios Bucais (Uma forma de diminuir a incidência de cárie dentaria) 41 5.1 Composição 43 5.2 Formulação Experimental 44 5.3 Análise da Formulação 44 5.3.1 Ação bactericida: 44 5.3.2 Componentes adstringentes 45 5.3.3 Desodorizantes 45 5.3.4 Álcool e outros componentes 45 5.3.5 Fluoreto de sódio 45 5.3.6 Tensoativo 45 Conclusão 48 Bibliografia 49

Dedicatória

Dedico este trabalho ao meu pai (em memória), que com seus esforços e o seu amor à família, permitiu que eu pudesse ter estrutura para buscar caminhos que cada vez mais iluminassem a minha vida.

Agradecimento À minha mãe, que com sua fé em Deus e esperança, me ensinou os princípios de força e coragem para enfrentar as adversidades; aos meus irmãos Rose, Jair e Marcos que estiveram sempre presente com suas palavras de apoio; ao meu amigo Cláudio Cantergiani, quem eu admiro pela sua determinação, e que sempre me serviu como inspiração; aos nossos alunos que nos dão a alegria da solidariedade.

RESUMO

Foi visto que o ensino do programa de pH e ácidos não era compreendido pelo aluno com mais clareza e facilidade pois eles não viam uma aplicabilidade deste tema com o seu dia a dia. Pensando nisto foi tentando correlacionar o estudo do pH com uma situação que acometesse comumente os próprios alunos como o problema da cárie dentária e como a alteração do pH pode provocar esta doença. Quando foi feita esta correlação os estudantes mostraram se mais interessados e prestaram mais atenção na aula. Após compreensão do assunto os alunos começaram a discutir uma proposta através do próprio estudo da química se seria possível uma maneira de reduzir o problema da cárie dentária. Então foi demonstrado uma formulação de enxaguatório bucal, que contém substâncias que através de reações químicas favoreçam a mineralização do dente diminuindo o índice de cárie dentária. Após realização da prática da produção do enxaguatório bucal os alunos mostraram-se mais motivados para o estudo da química.

Introdução

Ao longo dos tempos o ensino da química na maioria das escolas fundamenta-se em fornecer aos estudantes conhecimentos apenas teóricos dos princípios e conceitos da química sem uma visão prática e aplicativa levando a uma falta de compreensão vital que a química desempenha no dia a dia dos alunos. Os mesmos apresentam uma falta de interesse pelo estudo da química pois a maioria não consegue associar a química como disciplina de extrema importância, até em outras áreas como biologia, medicina, engenharia e etc...

Com o tema pH e ácidos e sua relação com a formação da cárie dentária e a realização de uma prática onde foi demonstrado uma formulação de um enxaguatório bucal como medida profilática para reduzir a doença , tentamos estimular o entusiasmo do aluno em compreender como a química exerce fundamental importância, criando no estudante de química o desejo de solucionar problemas.

Capítulo I

pH e Cárie Dentária

A cárie dentária atormenta a Humanidade desde há muito. Embora as suas

causas sejam relativamente bem conhecidas, ainda não se conhece nenhuma profilaxia

completamente eficaz.

Os dentes são revestidos por uma camada protetora exterior chamada

esmalte, com uma espessura de cerca de 2 mm. Esta é composta por um mineral, a

hidroxiapatite, cuja fórmula é Ca5(PO4)3OH. Quando se dissolve (num processo

designado por desmineralização), os iões dispersam-se na saliva:

Ca5(PO4)3OH(s) →

3-

5Ca2+(aq) + 3PO4 (aq) + OH-(aq)

Sendo os fosfatos de metais alcalino-terrosos ( como o cálcio ) insolúveis,

esta reação não se dá em grande extensão. A reacção inversa, dita mineralização, é a

defesa natural do corpo contra a cárie,

3-

5Ca2+(aq) + 3PO4(aq) + OH-(aq) →

Ca5(PO4)3OH(s)

Nas crianças o crescimento da camada de esmalte (mineralização) supera a

desmineralização. Nos adultos, os dois processos dão-se aproximadamente com a

mesma velocidade.

Após uma refeição, as bactérias presentes na boca decompõem parte dos

alimentos produzindo ácidos orgânicos como os ácidos acético e láctico

[CH3CH(OH)COOH]. A produção de ácidos é máxima com alimentos doces tais como

guloseimas, gelados e bebidas açucaradas. A diminuição de pH leva ao desaparecimento

de iões OH-

H+(aq) + OH-(aq) →H2O(l) o que por sua vez aumenta a desmineralização.

Com o esmalte enfraquecido, inicia-se a cárie propriamente dita.

A melhor forma de lutar contra a cárie é comer poucos doces e lavar os

dentes imediatamente após as refeições. A maioria das pastas de dentes contém

compostos com flúor, tais como o NaF e o SnF2, que também ajudam a combater a

cárie. Os ions fluoreto provenientes destes compostos substituem eficazmente algum do

OH numa reacção equivalente à remineralização:

3-

5Ca2+(aq) + 3PO4(aq) + F-(aq) →

Ca5(PO4)3F(s)

Como o fluoreto é uma base mais fraca do que o ião hidróxido, o esmalte

modificado, dito flúorapatite, é mais resistente aos ácidos orgânicos.

Esse interessante texto menciona Ácidos e pH (medida de acidez), uma

escala muito usada em Química. Ao longo deste trabalho estudaremos uma série de

fatos.

Capítulo II

Conceito de Ácidos e Bases

2.1 Conceitos de Ácidos e Bases segundo Arrhenius (1884)

Segundo o conceito de Arrhenius, ácidos são todas as substâncias que, em

solução aquosa, sofrem ionização produzindo íons H+ (PRÓTONS).

Mais adiante, ficou comprovado que os íons H+ reagem intensamente com a

água, formando íons hidroxônio (H3O)+ .

H+ + H2O —> H3O+

Esta reação pode ainda, ser representada estruturalmente:

/ H / H

H+ —> : O: —> H :O: \

H \ H

Exemplos:

H2O

HNO3 —> H+NO3 – ou

HNO3 + H2O —> H3O+ + NO3 -

H2O

HCι —> H+ + Cι- ou

HCι + H2O –> H3O+ ou Cι-

Sabe-se ainda que, um Ácido com dois ou mais hidrogênios ionizáveis,

sofre ionização em sucessivas etapas. H2O

H2SO4 —> H+ + HSO4 – (1ª etapa) H2O

HSO4 - —> H+ + SO4 2- (2 ª etapa)

___________________________ H2O

H2SO4 —> 2 H+ + SO4 2 –

Quando um ácido apresenta hidrogênios não ligados a oxigênio, eles não

sofrem ionização.

Exemplo

H3PO3

H —> não ionizável

H – O \ P – O / H – O H2O

H3PO3 —> 2H+ +H PO3 2-

Segundo Arrhenius, bases ou hidróxidos são substâncias que, em solução

aquosa, libertam íons hidroxila (OH-).

Exemplos H2O NaOH —> Na+ + OH – H2O Ca (OH)2 —> Ca2+ + 2 OH – De acordo com Arrhenius, toda base deveria ser constituída por um metal e

por íons OH –. Posteriormente, descobriram-se bases não-metálicas.

Exemplo

H2O NH4OH —> NH4

+ OH-

2.2 Classificação dos ácidos e bases

2.2.1 Ácidos

2.2.1.1 Quanto ao Número de Hidrogênios Ionizáveis

a) Ácidos Monopróticos: apresentam apenas um hidrog6enio ionizável na

molécula.

Exemplos

HCι, HNO3, HI, H3PO2

b) Ácidos Dipróticos: apresentam dois hidrogênios ionizáveis na molécula.

Exemplos

H2SO4,H2CO3,H3PO3

C) Ácidos tripróticos: apresentam três hidrogênios ionizáveis na molécula.

Exemplos

H3PO4, H 3BO 3

2.2.1.2 Hidrácidos ou Oxiácidos

a) Hidrácidos: não possuem oxigênio na molécula.

Exemplos

H2S,HBr, HCι

b) Oxiácidos: são ácidos oxigenados.

Exemplos

HNO3,H2SO4,H3PO4

2.2.1.3 Estado Físico

a) Sólidos

Exemplos

H3SO4,H4SiO4

b) Líquidos

Exemplos

H2SO4,HNO3

c) Gasosos

Exemplos

HCι, H2S

2.2.1.4 Ácidos fixos e Voláteis

a) Ácidos Voláteis: apresentam baixo ponto de ebulição.

Exemplos

H2SO4 (PE = 338° C)

H3 PO4 (PE = 200° C)

H2 C2 O4 (sólido)

b) Ácidos Voláteis: apresentam baixo ponto de ebulição.

Exemplos

HNO3 (PE = 86° C)

H2S,HCN, HCι (gases)

2.2.1.5 Força

2.2.1.5.1 Força - ácida

Chamamos de força ácida à intensidade com que o ácido libera prótons (H+)

em solução aquosa. Para se medir essa intensidade, usa-se o grau de ionização (a) que é

a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número de moléculas dissolvidas.

a = número de moléculas ionizadas

número de moléculas dissolvidas

Exemplos

a) HNO2

Dissolvendo-se 100 moléculas em água, apenas 8 sofrem ionização, logo o

grau de ionização (a) será:

a= 8 = 0,08 ou 8% 100

b) HCι

Em cada 100 moléculas, 92 sofrem ionização:

A = 92 = 0,92 ou 92% 100

Chamamos de ácidos fortes àquelas cujo a é maior que 0,5. Os ácidos cujo a

está compreendido entre 0,05 e 0,5 são chamados de moderados. Finalmente, os ácidos

cujo a é inferior a 0,05 são denominados ácidos fracos.

Exemplos

Ácido forte: H2SO4 ( a = 0,61)

Ácido moderado: H3PO4 (a = 0,27)

Ácido fraco: HCN ( a = 8 x 10 –5 )

Aplica – se o grau de ionização ou dissociação a todos os eletrólitos.

2.2.1.5.2 Regra prática para a determinação da força dos ácidos

A fórmula geral de um ácido pode ser escrita da seguinte maneira:

Hx Ey Az

Em função da diferença ( z – x ), podemos achar a força de um oxiácido.

z - x Força

0 fraco

1 moderado

2 forte

3 muito forte

Exemplos

H4 P2 O7 : z – x = 3 —> ácido muito forte

H2SO4 : z – x = 2 —> ácido forte

H3 PO4 : z – x = 1 —> ácido moderado

HbrO : z – x = 0 —> ácido fraco

Para se determinar a força de um hidrácido, usa – se a seguinte regra:

Ácidos fortes: HCι, HBr, HI

Ácido moderado: HF

Ácidos fracos: Todos os demais

2.3 BASES OU HIDRÓXIDOS

2.3.1 Número de Hidroxilas

a) Monobases: apresentam uma hidroxila.

Exemplos

KOH, NaOH, NH4OH

b) Dibases: apresentam duas hidroxilas.

Exemplos

Zn(OH)2 , Ca(OH)2 , Fe(OH)2

c) Tribases: apresentam três hidroxilas.

Exemplo

Aι (OH)3, NH4OH

2.3.2 Caráter Metálico

a) Bases metálicas

Exemplos

KOH, NaOH, Aι (OH)3, Ca(OH)2

b) Bases não-metálicas

Exemplos

NH4OH

2.3.3 Tipo de Ligação

a) Bases iônicas: são formadas por metais alcalinos e alcalino-terrosos.r

Exemplos

KOH, Ca(OH)2, NaOH, Mg(OH)2

b) Bases moleculares: todas as demais.

Exemplos

Aι (OH)3,

2.3.4 Força

O conceito de força de uma base é o mesmo usado para os ácidos ou

qualquer eletrólito, isto é, em função do grau de dissociação ou ionização (a0.

a) Bases fortes: são as bases formadas por metais alcalinos e alcalino-

terrosos ou seja, as bases de natureza iônica.

b) Bases fracas: são todas as demais, incluindo o NH4OH.

2.4 NOMENCLATURA DE ÁCIDOS E BASES

2.4.1 Ácidos

2.4.1.1 Ácidos não oxigenados recebem a terminação ídrico, junto com o nome do não - metal.

Exemplo

HCι - ácido clorídrico

H2S – ácido sulfídrico

HCN – ácido cianídrico

HBr – ácido bromídrico

2.4.1.2 Os oxiácidos, cujo átomo central possui número de oxidação máximo recebe a terminação ico.

Exemplos +5

HNO3 – ácido nítrico +6

H2SO4 – ácido sulfúrico +5

H3PO4 – ácido fosfórico

2.4.1.3 Os oxiácidos cujo átomo central possui número de oxidação inferior em duas unidades do valor do correspondente oxiácido com terminação em ico, recebem a terminação oso.

Exemplo: +3

HNO – ácido nitroso +4

H2SO3 – ácido sulfuroso

+3

H3PO3 – ácido fosforoso 2.4.1.4 Quando um não metal é capaz de formar 4 oxiácidos, usa-se o prefixo hipo para o ácido cujo elemento central possui o menor número de oxidação e o prefixo per para o ácido cujo elemento central possui o maior número de oxidação

Exemplos +7

HCιO4 - ácido perclórico +5

HCιO3 - ácido clórico +3

HCιO2 - ácido cloroso +1

HCιO – ácido hipocloroso 2.4.1.5 Um ácido pode sofrer desidratação, formando outro ácido.

Exemplos

+5 +5

2H3PO4 —> H4P2O7 + 2H2O +5 H4P2O7 —> 2 HPO3 + H2O

Percebe-se que o Nox do elemento central dos três ácidos é igual ou seja, os

três ácidos não diferem entre si pelo Nox e sim pela quantidade de água. Nestes casos,

usa-se o prefixo orto para o mais hidratado (H3PO4) e o prefixo meta para o menos

hidratado (HPO3). O ácido intermediário recebe o prefixo piro (H4P2O7).

Podemos ainda, usar a seguinte regra prática:

Piro = 2 orto - H2O, meta = orto - H2O

H3PO4 - ácido ortofosfórico

H4P2O7 - ácido pirofosfórico

HPO3 - ácido metafosfórico

2.5 Bases

2.5.1 Usa-se a palavra hidróxido seguida da preposição de e termina-se com o nome do metal ou do íons amônio no caso do NH4OH.

Exemplos

NaOH – hidróxido de sódio

KOH – hidróxido de potássio

Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio

Aι (OH)3 – hidróxido de alumínio

NH4OH – hidróxido de amônio

Ba(OH)2 – hidróxido de bário

2.5.2 Quando um metal forma duas bases, devemos diferenciá-las através de duas maneiras:

a) Pela valência do metal

Exemplo +2

Fe(OH)2 – hidróxido ferroso II +2

Fe(OH)3 – hidróxido férrico III

b) Pelas terminações oso e ico

oso: valência menor

ico: valência maior

Exemplo

Fe(OH)2 – hidróxido ferroso

Fe(OH)3 – hidróxido férrico

2.5.3 Nos casos das bases formadas pelos seguintes metais: Au, Sn, Pb, Cu e Pt devemos usar o nome latino do metal.

Au – aurum Cu – cuprum

Sn – stanum Pt – platinum

Pb – plumbum

Exemplos

AuOH { hidróxido de ouro I ou hidróxido auroso

Au(OH)3 { hidróxido de ouro III ou hidróxido áurico

CuOH {hidróxido de cobre I ou hidróxido cuproso Cu(OH)2 { hidróxido de cobre II ou hidróxido cúprico

Capítulo III

Propriedades dos Ácidos e Bases

3.1 Sabor

Os ácidos apresentam sabor azedo enquanto que as bases apresentam sabor

adstringente.

3.2 Solubilidade em água

A maioria dos ácidos é solúvel em água enquanto que apenas as bases

formadas por metais alcalinos e alcalino-terrosos apresentam boa solubilidade em água.

3.3 Tipo de Ligação Química

Os ácidos apresentam estrutura molecular. As bases formadas por metais

alcalinos e metais alcalino-terrosos são iônicas enquanto que as demais são moleculares.

3.4 Neutralização

Quando se coloca em contato um ácido e uma base, ocorre uma

neutralização, visto que, ambos possuem propriedades opostas.

Nessa neutralização, forma-se um sal e água.

ÁCIDO + BASE —> SAL + ÁGUA

ou

H+ + OH- —> H2O

3.5 Comportamento em Presença de Indicadores

Os indicadores são substâncias que possuem a propriedade de mudar de cor

em função da quantidade de íons H+ presentes.

Os principais indicadores são: metilorange, tornassol, fenolftaleína e

vermelho de metila.

A Tabela V.1. mostra a cor desses indicadores em presença de ácidos e

bases.

Tabela V.1.

INDICADOR MEIO ÁCIDO MEIO BÁSICO Metilorange Vermelho amarelo alaranjada Tornassol Vermelho azul arroxeado Fenolftaleína Incolor vermelho carmim Vermelho de metila Vermelho amarelo

3.6 Soluções Ácidas, Básicas e Neutras As concentrações relativas dos íons H+ e OH- determinam o caráter ácido,

básico ou neutro de uma solução. [H+] = concentração de íons H+ [OH-] = concentração de íons OH-

Na água pura: [H+] = [OH-] Dizemos que uma solução é ácida quando: [H+] > [OH-] Quando [H+] < [OH-] a solução é básica.

Quando [H+] = [OH-] a solução é neutra.

3.7 Conceitos de Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry (1923)

Pela Teoria de Arrhenius, vimos que os ácidos, em solução aquosa, libertam

íons (H3O) e as bases, íons OH .observando-se o modo pelo qual os ácidos e as bases

formam estes íons, verifica-se que, na realidade, os ácidos perdem 1 próton que se

agrega em seguida à molécula de água que se transforma em íons hidroxônio.

Dissolvendo-se ácidos e bases em outros solventes, ocorre o mesmo

processo, porém os íons formados são diferentes. Bronsted e Lowry generalizaram estes

resultados e propuseram os seguintes conceitos para ácidos e bases:

Ácido é toda espécie química capaz de doar prótons ( H+).

Base é toda espécie química capaz de receber prótons ( H+).

Exemplos

HCι + H2O <— H3O+ +HCι- ácido base

—> <— NH4 + H2O

—> H3O+ + NH3 ácido base

A transferência de um próton de um ácido a uma base denomina-se

protólise.

Levando-se em conta que o processo de doar ou receber prótons é um

processo reversível, quando um ácido doa um próton, converte-se numa base e esta ao

recebê-lo transforma-se num ácido. O ácido e a sua base correspondente formam um

sistema conjugado.

<— ÁCIDO —>BASE + PRÓTON

Como o próton não possui existência livre, deve passar a outra substância

que se comporta como base e se converte por sua vez em seu ácido conjugado.

Estabelece-se como conseqüência, um equilíbrio em duplo sistema

conjugado.

A seguir apresentamos uma tabela de exemplos:

—>

ÁCIDO 1 + BASE 2 <— ÁCIDO 2 + BASE 1

—> HCι + H2O <— H3O+ + Cι-

—>

H2O + NH3 <— NH4+ + OH-

H3O+ + HS- —> H2S + H2O <—

—>

HCι + NH3 <— NH4 + + Cι-

—>

H2O + SO42- <— HSO 4

- + OH-

- 2-

HCO3 + NH3

—> NH4 + + CO3 <—

- —> HCι + HCO3 <— NH4 + + Cl-

Pelos exemplos acima, vimos que alguns compostos podem atuar como

ácidos e bases. Essas substâncias que apresentam propriedades de ácidos e bases, são

chamadas de anfóteras.

Exemplos

-

HCO3 - bicarbonato H2O - água

Tabela VI.1

FORÇA RELATIVA DE ÁCIDOS E BASES

ÁCIDO BASE CONJUGADA

NOME FÓRMULA FÓRMULA NOME

Ácido perclórico HCιO4* CιO4 - íons perclorato

Ácido sulfúrico H2SO4* HSO4 - íons bissulfato

Ácido iodídrico HI* I- íons iodeto

Ácido bromídrico HBr* Br - íons brometo

Ácido clorídrico HCι* Cι- íons cloreto

Ácido nítrico HNO3* NO3 - íons nitrato

Ácido bissulfato NS4 - SO4

2- íons sulfato

Ácido fosfórico H3PO4 H2PO4- íons fosfato de dihidrogeno

Ácido nitroso HNO2 NO2- íons nitrito

Ácido fluorídrico HF F- íons fluoreto

Ácido acético CH3COOH CH3COO - íons acetato

Ácido carbônico CO3** HCO3 - íons bicarbonato

Sulfeto de hidrogênio H2S HS- íons hidrosulfeto

Íons amônio NH4+ NH3 amoníaco

Ácido cianídrico HCN CN- íons cianeto

Amoníaco NH3 NH2- íons amideto

*Ácido fortes, existem somente em soluções aquosas diluídas.

**Quando se dissolve CO2 em água, quase todo CO2 dissolvido está presente como CO2

e não como H2 CO3. CO2 + H2O —> H2 CO3

3.8 Reações de Íons com a Água

A Teoria de Bronsted-Lowry explica muitos tipos de reações que

anteriormente tinham nomes específicos. O termo neutralização por exemplo, engloba

todas reações entre ácidos e bases conjugados da mesma substância.

Exemplos

Em água: <— H3O+ + OH-

—> H2O + H2O ácido 1 base 2 ácido 1 base 2

Em amônia:

NH4+ + NH2 <=> NH3 + NH3

ácido 1 base 2 ácido 1 base 2

3.9 Conceitos de Ácidos e Bases de Lewis (1923)

Lewis propôs um conceito mais amplo para ácidos e bases.

“Ácido é toda substância que pode receber (compartilhar) um par eletrônico

e base é toda substância que pode ceder ( compartilhar ) um par eletrônico.”

Percebe-se que o conceito de Lewis está diretamente ligado com o conceito

de ligação covalente coordenada.

O conceito de Lewis é o mais amplo dos três visto que, o conceito de

Arrhenius é válido somente para soluções aquosas, o conceito de Bronsted-Lowry é

válido para qualquer solução e o de Lewis é valido para qualquer estado físico.

Exemplos

(OH)- + H+ <=> H2O OU

.. H:O: - + H+<=>H2O

..

base ácido

Trifluoreto de F H boro base / F H F - B:N - H \ / / \ F- B + : N - H —> F H / \ trifluoreto de boro amônio F H Ácido amônia

3.10 Preparação de Ácido e Bases

3.10.1 ÁCIDOS 3.10.1.1 Combinação direta dos elementos

Exemplos

H2 + F2 —> 2HF

H2 + I2 —> 2HI

H2 + Cι2—> 2 HCι

H2 + S —> H2S

Este é um método usado para a obtenção de hidrácidos.

3.10.1.2 Reação de haletos não metálicos com água Exemplos PBr3 + 3H2O —> H3PO3 +3HBr BCι3 + 3H2O —> H3 BO3 +3HCι

3.10.1.3 Ação da água sobre óxidos não metálicos

Exemplos

SO2 + H2O —> H2SO3

SO3 + H2O —> H2SO4

Cι2O + H2O —> 2HCιO

P2O5 + 3H2O —> 2H3PO4

3.10.1.4 Reação entre sal do ácido a ser obtido com outro ácido

NaCι + H2SO4 —> NaHSO4 + HCι

KNO3 + H2SO4 —> KHSO4 + HNO3

BaS + 2 HCι —> BaCι2 + H2S 3.11 BASES

3.11.1 Reação de óxidos básicos com água Exemplos CaO +H2O —> Ca(OH)2 K2O + H 2O —> 2KOH 3.11.2 Reação de metais alcalinos (1 A) e metais alcalino-terrosos (2 A) com água

Exemplo 2 Na + 2 H2O +2NaOH + H2( 3.11.3 Eletrólise de soluções aquosas de sais Exemplo 2KCl + 2H2O eletrôlise > 2KOH + H2( + Cl2( 3.11.4 Reação entre uma base e um sal Exemplo FeCl3 + 3 NH4 OH —>Fe (OH)3 + 3 NH4 Cl Na2 CO3 + Ca (OH)2 —> Ca CO3 + 2 NaOH

Capítulo IV

Equilíbrio Iônico da Água: pH e pOH

4.1 A concentração do solvente é constante

Considere 1 L de água pura. A massa de água de água nele presente é 1.000

g, pois a densidade da água é 1g/ mL. Sabendo que a massa molar da água é 18g/ mol,

podemos calcular a sua concentração molar:

1,0L (Água pura) [Água] = n = m = (1000g) V M.V

= 1.000g 18g/mol . 1,0 L

[Água] = 55,56 mol/L

Suponha que dissolvemos na água uma substância X que reage com ela

estabelecendo um equilíbrio X(ag) + H2O(l) <—> produtos (aq) Em um processo como

esse, que ocorre em solução aquosa e do qual a água participa como reagente , sua

quantidade que pode ser consumida não é, em geral , superior a 0,5 mol. Assim, após de

ser estabelecido o equilíbrio, a concentração da água será igual a 55,56 – 0, 50 = 55, 06

mol/ L. A variação do número de mols de água da situação inicial (55,56 mol/ L) para a

final (55, 06 mol/ L) é de 0,9%, o que representa uma variação desprezível.Por meio

desse exemplo, percebemos que a concentração de um solvente permanece praticamente constante,

mesmo que ele participe de uma reação química que ocorra entre espécies nele dissolvidas.

A concentração do solvente é praticamente constante.

4.2 Produto iônico da água

Na água líquida ocorre o seguinte processo, conhecido como equilíbrio de

auto-ionização da água:

H2O(I) —> H+ (aq) + OH- (aq)

Para ele, a constante de equilíbrio pode ser escrita como:

Kc = [H+] . [OH-] [H2O]

No entanto vimos que a concentração de um solvente (água nesse caso)

permanece constante. Perceba que não faz sentido colocar [H2O] na expressão de Kc ,

pois, já que ela é constante, em todos os problemas apresentará o mesmo valor

([H2O]=55,56 mol/L). assim, para facilitar, os químicos resolveram incorporar esse

valor invariável da concentração do solvente na constante de equilíbrio:

Kc = [H+] . [OH-] —> Kc . [H2O] =[H+] . [OH-] [H2O] / / CONSTANTE (KW) CONSTANTE

Essa constante é chamada de produto iônico da água e simbolizada por KW:

H2O —> H+ + OH- KW= [H+].[OH-]

Equilíbrio de auto-ionização da água Produto iônico da água

(constante de equilíbrio)

Assim, podemos dizer que, quanto maior for [H+] em uma solução, menor

será [OH-] e vice-versa.

Constante (desde que a temperatura seja fixa) —> KW = [H+] . [OH-]

Altas ... correspondem

a baixas concen-

concentrações trações de OH-

de H+...

Constante (desde que a temperatura seja fixa) —> KW = [H+] . [OH-]

Baixas ... Correspondem

Concentrações de H+...

altas concentrações de OH-

Dentro desse contexto, definem-se meios neutro, ácido e básico da seguinte

maneira:

Meio neutro: [H+] = [OH-]

Meio ácido: [H+] > [OH-]

Meio básico: [H+] < [OH-]

O valor de KW, assim como de toda constante de equilíbrio, varia com a

temperatura. A Tabela 2 mostra essa variação por meio de medidas feitas em

laboratório.

TABELA 2 . Variação do produto iônico da água com a temperatura

Temperatura (ºC) Kw

10 0,29 . 10-14

20 0,68 . 10-14

25 1,00 . 10-14

30 1,47 . 10-14

40 2,92 . 10-14

A partir de agora sempre nos referiremos a esse equilíbrio a 25º C, salvo

menção em contrário. Nessa temperatura, o produto de [H+] e [OH-] vale 1,0 .

10-14.

[H+] e [OH-] vale 1,0 . 10-14 a 25º C

Para ilustrar, considere os seguintes exemplos, todos a 25º C:

[H+] = 1,0 . 10-7 mol/L ÁGUA PURA

Já que

[H+]= 1,0 .10-7 mol/L

Então

[OH-]=1,0.10-7mol/l

pois assim:

1,0.10. -7.1,0.10-7=1,0.10-14

Meio neutro: [H+]= [OH-]

[H+] = 1,0 . 10-3 mol/L Já que

Vinagre [H+]= 1,0 .10-3 mol/L

então

[OH-]= 1,0. 10-11

pois assim:

1,0.10. -3.1,0.10-11=1,0.10-14

Meio ácido: [H+]> [OH-]

[H+] = 1,0 . 10-5 mol/L Já que

Cafezinho [H+]= 1,0 .10-5 mol/L

então

[OH-]= 1,0. 10-9

pois assim:

1,0.10. -5.1,0.10-9=1,0.10-14

Meio ácido: [H+]> [OH-]

[OH-] = 1,0 . 10-2 mol/L

Limpador com amônia Já que

[OH-]= 1,0 .10-2 mol/L

então

[H+]= 1,0 .10-12 mol/L

pois assim:

1,0. 10-2 .1,0 . 10-12 = 1,0 . 10-14

Meio básico: [H+]< [OH-]

[OH-] = 1,0 . 10-6 mol/L

Clara de ovo Já que

[OH-]= 1,0 .10-6 mol/L

então

[H+]= 1,0 .10-8 mol/L

pois assim:

1,0. 10-6 .1,0 . 10-8 = 1,0 . 10-14

Meio básico: [H+]< [OH-]

A representação mais correta

O equilíbrio de auto-ionização da água é escrito com mais rigor científico

da seguinte forma:

H2O(1) + H2O(1) ________ H3O+ OH_(aq) e o produto iônico da água:

Kw = [H3O+].[OH-]=1,0 . 10-14 A 25º

LOGARITMOS

Para acompanhar e entender os assuntos seguintes, é indispensável que você

tenha familiaridade com o conceito e as propriedades dos logaritmos decimais (base

10). A seguir recordamos algumas informações sobre eles, o que, obviamente, não

suprime a necessidade de um aprendizado prévio desse assunto matemático.

Definição:

Log x = y => 10y = x

Propriedades:

Log (a . b) = log a + log b

Log (_a_) = log a – log b ( b )

b. log a = log ab

- log a = log 1 a

4.3- As escalas de pH e pOH

Durante sua pesquisa visando melhorar os métodos de controle de qualidade

da cerveja, o bioquímico dinamarquês Sörensen criou o conceito de pH. Na verdade a

idéia que ele tinha em mente era a seguinte: Por que expressar a acidez de um meio

aquoso por meio de [H+] já que seus valores são, geralmente, potências negativas de 10?

Não seria muito mais prático trabalhar apenas com expoente de 10, e de preferencia

com valor positivo? Assim, ele definiu:

Potencial hidrogeniônico de uma solução:

pH = - log [H+]

Potencial hidroxiliônico de uma solução:

pOH= - log [OH-]

ÁGUA PURA [H+] = 1,0 . 10-7 mol/L pH = 7

[OH-]=1,0.10-7mol/l pOH = 7

Meio neutro

Vinagre [H+] = 1,0 . 10-3 mol/L pH = 3

[OH-]= 1,0. 10-11 mol/L pOH = 11

Meio ácido

Cafezinho [H+] = 1,0 . 10-5 mol/L pH = 5

[OH-]= 1,0. 10-9 mol/L pOH = 9

Meio ácido

Limpador com amônia [H+]= 1,0 .10-12 mol/L pH = 12

[OH-] = 1,0 . 10-2 mol/L pOH = 2

Meio básico

Clara de ovo [H+]= 1,0 .10-8 mol/L pH = 8

[OH-] = 1,0 . 10-6 mol/L pOH = 6

Meio básico

Os valores de pH (e pOH) podem também ser decimais, como veremos a

seguir. Constituem da maneira mais utilizada para expressar a acidez de uma solução.

Cresce acidez

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

[H+] 10-0 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-

7

10-810-910-1010-11 10-1210-13 10-

14

[OH-] 10-1410-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-

7

10-610-510-4 10-3 10-2 10-1 100

pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

Cresce basicamente

Partindo do produto iônico da água, aplicando logaritmos a ambos os lados:

[H+] . [OH-]= 1,0 . 10-14 => log [H+] + log [OH-]= -14

multiplicando tudo por –1:

- log [H-] -log [OH-] = 14

pH pOH

então:

pH + pOH = 14

Pelo que dissemos até aqui, podemos também concluir que, a 25º C:

Meio Neutro: [H+] = 1,0 . 10-7 mol/L => pH = 7

[OH-] = 1,0 . 10-7 mol/L => pOH = 7

Meio ácido: [H+] > 1,0 . 10-7 mol/L => pO < 7

[OH-] < 1,0 . 10-7 mol/L => pOH > 7

Meio básico: [H+] < 1,0 . 10-7 mol/L => pH > 7

[OH-] > 1,0 . 10-7 mol/L => pOH < 7

Assim, para os exemplos anteriores apresentados:

TABELA 3. pH de alguns meios presentes em nosso cotidiano

Ácido de bateria 1,0

Suco gástrico 1,6 - 1,8

Suco de limão 2,2-2,4

Vinagre 3,0

Água com gás 4,0

Tomate 4,3-

Cerveja 4,0-5,0

Queijo 4,8-6,4

Café 5,0

Saliva humana 6,3-6,9

Leite de vaca 6,6-6,9

Sangue humano 7,3-7,5

Lágrima 7,4

Clara de ovo 8,0

Água do mar 8,0

Sabonete 10

Leite de magnésio 10,5

Água de lavanderia 11

Limpador com amônia 12

Limpa forno 13-14

SOBRE O SÍMBOLO P

Da mesma maneira como pH significa - log [H+], encontramos outras grandezas em Química que utilizam o símbolo p para indicar – log. São exemplos:

pKa = - log Ka (para ácidos) pKa = - log Kb (para bases)

pKw = - log Kw

Capítulo V

Exaguatórios Bucais (Uma forma de diminuir a incidência de cárie

dentária).

Através de estudos realizados, foi possível concluir que há uma redução da

incidência de cáries, mantendo-se uma higiene oral adequada.

Kliger, realizou um estudo com três pacientes e observou haver uma

considerável redução no número de bactérias logo após a escovação e o uso de um

enxaguatório bucal, e em analogia afirmou: “Os resultados indicam que escovar os

dentes antes de dormir é altamente necessário e que o uso do enxaguatório bucal após

cada refeição é tão importante quanto lavar as mãos antes das refeições”.

A maioria dos enxaguatórios bucais são líquidos, geralmente aquosos.

Entretanto, algumas formulações são sólidas e devem ser preparadas na hora do uso.

Sua ação é dada basicamente por três fatores:

- efeito mecânico de rinsagem

- ação do anti-séptico (se presente na formulação)

- ação dos óleos essenciais usados como aromatizantes.

Segundo alguns autores, existem duas razões para o uso de um enxaguatório

bucal:

- obtenção de um hálito refrescante

- prevenção de problemas dentários ou na garganta

Os enxaguatórios bucais são classificados da seguinte forma:

1- Enxaguatório bucal cosmético - composto por água ( e usualmente

álcool ), aroma e corante. Contém agentes ativos com o propósito de

auxiliar na solubilização de óleos essenciais e aumentar a penetração e a

limpeza da boca e dos dentes.

2- Enxaguatório bucal anti-séptico – tem como função remover ou destruir

as bactérias normalmente encontradas na cavidade oral.

3- Enxaguatório bucal adstringente – além de exercer seu efeito direto

sobre a mucosa oral, atuam também na floculação e na precipitação do

material protéico. Dessa forma é possível removê-lo através de

bochechos.

4- Enxaguatório bucal concentrado – devem ser usados após diluição.

5- Enxaguatórios bucal tamponado – sua ação depende do pH da solução.

Soluções alcalinas, por exemplo devem reduzir a saliva ou redução do

depósito mucinoso causado pela dispersão de proteínas.

6- Enxaguatório bucal desodorizante – seu efeito depende da ação de

agentes bactericidas.

7- Enxaguatório bucal terapêutico – são formulados com o propósito de

aliviar infecções, atuar na prevenção de cáries ou ainda atenuar alguma

outra patologia da boca, dente ou garganta.

Essas classificações tem um propósito mais ilustrativo, porque um mesmo

produto pode ter ação adstringente, anti-séptica, tamponante, possuir um agente

desodorizante, ação terapêutica e ainda ser comercializada sob forma sólida.

A eficácia de enxaguatórios bucais contra microorganismos é difícil de se

prever, em virtude da ação específica de cada anti-séptico e contra certos

microorganismos. Por essa razão, o uso de enxaguatórios bucais com mistura de agentes

aromatizantes conjugados com anti-sépticos, proporciona um largo espectro de ação

germicida.

O real conhecimento dos componentes da formulação e suas funções faz-se

necessário para um bom uso do produto.

3.1 Composição

Numerosos componentes químicos integrantes da fórmula dos

enxaguatórios, possuem efeitos definidos, os quais podem ser bactericidas,

desodorizantes, penetrante, adstringentes, entre outros. Logo, em um único produto

pode-se encontrar todas essas propriedades.

Deve-se salientar que quanto mais complexa for a formulação do produto,

pode-se gerar problemas como antagonismos, incompatibilidades ou efeitos sinérgicos,

os quais interferem nas propriedades originais de cada componente.

Por isso é necessário o estudo prévio das características físico-químicas, da

estabilidade e do efeito de cada componente na formulação.

Deve-se informar ao consumidor a toxicidade do produto (em casos de

ingestão), as possíveis ações farmacológicas, o que deve ser feito em casos de

sensibilização da mucosa, entre outras informações.

3.2 Formulação Experimental

Cloreto de cetil piridil amônio 0,10%

Álcool Etílico 6,00%

Lauril sulfato de sódio 1,75%

Glicerina 2,50%

Sorbitol Solução a 70% 2,50%

Sacarina sódica 0,15%

Fluoreto de sódio 0,05%

Nipagin 0,22%

Aroma de tutifruti 0,80%

Corante Vermelho 0,01%

Áqua deionizada qsq 100,00%

3.3 Análise da Formulação

3.3.1 Ação bactericida:

Muitos compostos químicos de ação conhecida sob o espectro de

microorganismos podem ser utilizados em enxaguatórios bucais em baixas

concentrações, tais como fenólicos, compostos quaternários de amônio, óleos essenciais

e uma miscelânea de compostos bactericidas.

Os óleos essenciais além de aprimorarem as características organolépticas

do produto, possuem ação bactericida. Cade, autor de uma revisão sobre óleos

essenciais, diz que esta atividade se dá pelo fato de possuírem alta concentração de

aldeídos aromáticos e álcool.

Ultimamente alguns compostos quaternários de amônio sendo usados como

bactericidas e agentes desodorizantes.

Na formulação experimental utilizou-se o cloreto de cetil piridil amônio.

Este composto quaternário de amônio possui propriedades gerais como anti-séptico,

desinfetante e sanitizante.

Por este componente ser facilmente absorvido pelo tecido, possui uma

atividade bactericida prolongada. Seu mecanismo de ação não está completamente

elucidado, mas acredita-se que ele atue diretamente sobre o sistema enzimático

glicolítico e oxidativo das células bacterianas.

Muitos quaternários de amônio são ativos em pH abaixo da neutralidade,

mas cloreto de cetil piridil amônio apresenta eficácia em uma larga faixa de pH.

3.3.2 Componentes adstringentes:

Os adstringentes têm o propósito de diminuir e proteger superfícies

inflamadas da mucosa, precipitam proteínas salivares diminuindo o acúmulo de muco

secretado, por isso definiu-se a propriedade mecânica de enxagüe desta formulação.

Na concentração de 5% à 30% produtos como álcool etílico e a glicerina,

são considerados adstringentes.

Nesta formulação foi utilizado álcool etílico em uma concentração de

6,00%, o que o torna, portanto, adstringente.

Deve-se considerar que a adstringência é o primeiro passo relacionado à

processos de irritação do tecido, por isso a concentração da glicerina foi diminuída para

2,5% em detrimento à concentração de álcool etílico.

3.3.3 Desodorizantes

Enxaguatórios bucais podem controlar o mal hálito por três mecanismos:

Limpeza dos dentes e tecidos através de remoção mecânica de produtos de

fermentação e putrefação.

Inibição de atividades enzimática e bacteriológica para que não se formem

produtos finais de degradação.

Utilização de ingredientes que modifiquem ou eliminem o odor de

substâncias através de reações químicas ou adsorções físicas.

Foi utilizado na formulação experimental aroma de tutifruti, o qual substitui

odores desagradáveis da cavidade oral.

Nota: Devido ao aroma ser de tutifruti, utilizou-se corante vermelho,

proporcionando ao produto características organolépticas harmônicas.

3.3.4 Álcool e outros componentes

Com exceção da água, o álcool é outro componente de maior concentração

neste produto. Suas funções são mostradas na tabela abaixo:

FUNÇÕES DO ÁLCOOL ETÍLICO:

A) Solvente

B) Redutor da tensão superficial

C) Adstringente

D) Molhante

E) Desodorizante

F) Adstringente moderado pela ligação com moléculas de água e

propriedades desnaturantes de proteínas.

As soluções de sorbitol e glicerol potencializam a ação edulcorante da

sacarina sódica, conferindo um sabor levemente doce para o produto. Fosdick, autor de

alguns estudos relativos ao uso da sacarina em dentifrícios, demonstrou que o sorbitol

não é metabolizado à ácido após o enxagüe, por isso aumenta o pH da cavidade bucal,

dificultando a formação da placa dentária.

Jadir Neves, em dissertação de mestrado, apresentou à Faculdade de

Ciências Farmacêuticas da USP, intitulada “Edulcorantes em enxaguatório bucal

fluoretado”, fez uma avaliação comparativa da estabilidade farmacotécnica de

formulações contendo sorbitol, xilitol e esteviosídeo. A fórmula base utilizada foi a

seguinte:

Fluoreto de sódio 0,05%

Álcool Etílico 6,00%

Aroma de Menta 0,8%

Umectante 5,30%

Detergente não iônico 1,75%

Corante 0,01%

Tamponante fosfato 0,14%

Água deionizada qsq 100,0%

As formulações diferenciam-se pelo edulcorante utilizado, que foram os

seguintes:

Solução de sorbitol a 70% 20,0%

Xilitol 2,0%

Esteviosídeo 0,1%

Os três edulcorantes apresentaram baixa propriedade cariogênica, além de

apresentarem estabilidade e compatibilidade na formulação final supracitada.

O sorbitol foi utilizado na formulação experimental, por possuir as

características acima, além de Ter sido mais facilmente encontrado no Laboratório de

Farmacotécnica da Faculdade de Farmácia da Universidade Federal Fluminense.

A glicerina e o sorbitol foram adicionados também, para se atingir a

viscosidade adequada ao enxaguatório.

3.3.5 Fluoreto de sódio

foi incluído também na formulação experimental o fluoreto de sódio. Este

componente é recomendável para o aumento da dureza do esmalte do dente. Pode ser

acrescentado nas concentrações de 0,01%, 0,02%, 0,05%, 0,1% e 0,2%. Na formulação

desenvolvida escolheu-se a concentração de 0,05%, por ser intermediária às

concentrações previstas na legislação vigente.

3.3.6 Tensoativo

Como tensoativo e penetrante foi utilizado lauril sulfato de sódio. A

concentração deste detergente aniônico está relacionado diretamente à formação de

espuma durante o enxagüe.

Este componente confere um sabor desagradável ao produto, mas que na

formulação foi mascarado com a utilização dos edulcorantes sacarina, sorbitol e

glicerina.

Nota: utilizou-se água deionizada na formulação, o que conferiu uma maior

estabilidade do produto, do ponto de vista químico e microbiológico.

CONCLUSÃO

Com este trabalho tentamos mostrar que quando o estudo da química é associado a fatos do dia a dia há mais interesse em aprender os princípio da química. Devemos mostrar aos alunos que a química não se trata somente de fórmulas numéricas e teorias ininteligíveis mas uma disciplina que venha explicar e resolver muitos problemas.

A química é uma ciência eminentemente experimental cujo reflexos se faz sentir das mais diversas maneiras em nossa vidas cotidiano.

BIBLIOGRAFIA: PUGLIESI. Macio, e Diamantino Fernandes Trindade. Química básica teórica. Ícone. São Paulo: Limitada, 1992. PERUZZO, Tito Miragaia, e Eduardo Leite do Canto. Química na abordagem do cotidiano Físico-Químico; Volume 2, 1ª Edição,1993 CHANG, Raymond. Química 5ª edição, Editora McGraw- Hill, 1994