Reações ácido base

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Evolução Histórica

2

A palavra “ácido” (acidus, em latim) significa azedo

(sabor azedo)

A palavra “alcalino” (do termo árabe al Kali) significa “cinza de plantas”

(sabor amargo e escorregadias ao tato)

Observou-se que determinadas substâncias

apresentavam cor diferente quando em presença de

soluções ácidas ou de soluções básicas.

Exs. Tintura azul de tornesol, fenolftaleína…

Outras formas de identificação para além do sabor e do tato

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Mas era necessário explicar e interpretar a mudança de cor dos

indicadores - porque é que isto acontecia, quais as suas propriedades.

O químico francês Antoine Lavoisier (1743 - 1794) – associou ácido a

compostos contendo oxigénio como por exemplo o H2SO4

O britânico Humphry Davy (1810) – associou ácido a compostos

contendo Hidrogénio como por exemplo o HCl

(surge assim, pela 1ª vez, a ideia de um ácido ser um composto

que contém hidrogénio)

A investigação científica foi revelando a existência de variados

compostos que embora contendo hidrogénio não apresentavam

propriedades ácidas. Ex: NH3 CH4

Primeiras ideias sobre a natureza

dos ácidos e das bases - 1770

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Arrhenius – defendia que a neutralização entre ácidos e bases era

provocada pela reação entre iões H+ e iões OH- em solução, originando

água:

Ácido e base segundo - Arrhenius

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Limitações da teoria de Arrhenius:

Tratava quer os ácidos quer as bases como substâncias iónicas

(que se dissociavam em água);

Não permitia explicar a acidez e a basicidade de alguns sais;

Não conseguia explicar a basicidade do amoníaco (substância

molecular).

Não explicava o comportamento de ácidos e bases noutros

solventes ou mesmo em fase gasosa pois tinha sido pensada

apenas para a água.

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Ácido e base segundo Brönsted e Lowry:

Enquanto Brönsted enunciara a sua teoria usando sempre H+ um

dos contributos de Lowry foi o reconhecimento da importância do ião

H3O+ (ião oxónio):

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O contributo de Lowry - 1923

Um dos contributos de Lowry foi o reconhecimento da importância

do ião H3O+ (ião oxónio):

Nesta equação a água é recetora de um protão proveniente do

ácido – a água comporta-se como uma base

Nesta equação a água cede um protão à base - a água

comporta-se como um ácido

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Reação ácido - base

Uma reação ácido – base de Brönsted Lowry é uma reação onde há

transferência de protões, H+, isto é, troca protónica entre o ácido (espécie

dadora de protões) e a base (espécie recetora de protões) trata-se portanto

de um processo de quebra e formação de ligações.

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Acidez e basicidade de soluções

A qualidade de vida de organismos e ecossistemas depende da

acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio.

• A qualidade de muitos produtos hortícolas depende da acidez

do solo onde é produzido;

•Ligeiras variações da acidez da água de um aquário pode

provocar a morte dos peixes;

• O excesso de acidez do estomago pode provocar úlceras e

gastrites.

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Escala de Sörensen

O pH é um parâmetro importante na caracterização das soluções aquosas

e é uma grandeza que está relacionada com o maior ou menor grau de

acidez dessas soluções.

A escala de Sörensen – foi definida para a temperatura de 25ºC; os

valores de pH para as misturas mais usuais variam entre 0 e 14.

•A acidez será tanto maior quanto menor for o valor do pH.

•A basicidade ou alcalinidade será tanto maior quanto maior for

o valor do pH.

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Escala de Sörensen

• Na escala de Sörensen as cores são as conferidas a soluções aquosas

por um indicador universal de pH.

• O valor de pH para soluções neutras é o critério de referência para a

diferenciação entre soluções ácidas e básicas.

Soluções básicas Soluções ácidas

Soluções neutras

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O pH e a concentração hidrogeniónica

O valor de pH de uma solução está relacionado com a concentração

do ião H3O+ em solução, expresso em moldm-3.

Para determinar o valor de pH calcula-se:

O logaritmo é uma função matemática que permite representar

números muito grandes ou muito pequenos de uma maneira mais

simples.

[H3O+] - concentração hidrogeniónica

|H3O+| - valor adimensional (sem unidades) da concentração hidrogeniónica

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O pH e a concentração hidrogeniónica

O valor de pH de uma solução está relacionado com a concentração

do ião H3O+ em solução (expressa em moldm-3 ).

pH = 10 pH = 8

pH = 7

pH = 13,0

pH = 12,3

pH = 12,0

Um aumento de 1000 na concentração

implica uma diminuição de 3 no pH

Um aumento da concentração de

implica uma diminuição no pH

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Que relação existe entre a concentração final e inicial de duas

soluções se ocorrer uma ∆pH = -4?

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O pH e a concentração hidrogeniónica

Quaisquer variações de pH de soluções aquosas resultam de

alterações da [H3O+] nessas soluções.

Uma variação positiva de uma unidade no valor de pH, isto é, ∆pH = 1

Significa:

•Um aumento de uma unidade no valor de pH;

•Uma diminuição de 10 vezes na [H3O+]

•Para uma solução ácida, diminuição de acidez;

•Para uma solução básica, aumento de basicidade.

Uma variação negativa de uma unidade no valor de pH, isto é, ∆pH = -1

Significa:

•Uma diminuição de uma unidade no valor de pH;

•Um aumento de 10 × na [H3O+]

•Para uma solução ácida, aumento de acidez;

•Para uma solução básica, diminuição de basicidade.

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Como calcular a concentração de H3O+ a

partir do pH ?

A partir do valor de pH é possível conhecer a concentração

de H3O+ ?

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Autoionização da água

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Produto iónico da água

Em água pura estabelece-se um equilíbrio químico descrito por.

Como a água é um líquido puro, a constante de equilíbrio não depende

da sua concentração, pelo que ela é omitida na expressão de Kc.

Assim, a constante de equilíbrio para a autoionização da água é:

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Relação entre as concentrações

de H3O+ e OH-

Em água pura, e em todas as soluções

aquosas neutras, a qualquer temperatura:

|H3O+| = |OH-|

pH= pOH

21

Relação entre pH e pOH

22

Relação entre [H3O+] e [OH-]

23

Relação entre pH e pOH

24

Relação entre pH e pOH

no diapositivo anterior.

25

Relação entre pH e pOH

26

Relação entre [H3O+] e a [OH-]

Proporcionalidade inversa

27

Relação entre pH e pOH

28

Relação entre as concentrações dos iões H3O

+ e OH-

para soluções ácidas neutra e básicas

29

Relação entre os valores de pH e pOH para soluções

ácidas neutra e básicas

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Efeito da temperatura na autoionização da água

A ordem de grandeza do

produto iónico da água é muito

pequena uma vez que varia

entre 10-15 e 10-12.

O produto iónico da água

aumenta com o aumento de

temperatura logo a reação

direta é endotérmica.

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Ácidos e bases em solução aquosa

Ionização de bases em água

Eletrólitos são substâncias que, quando dissolvidas em água, originam

iões, sendo a solução aquosa resultante boa condutora da corrente

elétrica. Essas substâncias podem ser iónicas (NaOH) ou moleculares

(NH3 ou HCl).

Ao fenómeno de formação de iões a partir de substâncias moleculares

chama-se ionização. Pode ser interpretado a partir do conceito

de ácido-base segundo Brönsted Lowry.

32

Ácidos e bases em solução aquosa

Ionização de bases em água

33

Ácidos e bases em solução aquosa

Ionização de ácidos em água

34

Pares conjugados ácido – base: Exemplo 1

Ácido2 Ácido1 Base2 Base1

35

Pares conjugados ácido – base: Exemplo 2

36

Pares conjugados ácido – base: Exemplo 3

Identifique os pares ácido base conjugados

37

Pares conjugados ácido – base: Conclusão

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Espécies químicas anfotéricas

Ácido2 Ácido1 Base2 Base1

Ácido2 Ácido1 Base2 Base1

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Dissociação de bases em água

O hidróxido de sódio é uma substância iónica constituída por iões

Na+ e iões OH-.

Quando dissolvido em água, devido à interação entre as moléculas de

água e os iões do sal, a sua estrutura iónica é destruída, ocorrendo a

separação dos iões que ficam na solução aquosa.

Diz-se que ocorreu a dissociação do sal

A solução obtida tem

caracter básico ou alcalino

Não é uma reação ácido base- de Brönsted Lorwry pois não há

transferência de um protão H+.

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Constante de acidez – ácido forte

O pH de um meio pode ser alterado por adição de um ácido ou de

uma base. Algumas substâncias contribuem mais do que outras

para essa acidificação ou para essa alcalinidade.

Ao dissolver ácido nítrico em água obtemos:

A concentração da água não entra na constante

de equilíbrio pois atua como solvente.

Ionização completa:

praticamente todas as

moléculas do ácido se ionizam.

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Constante de acidez

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Constante de acidez - ácido fraco

Ionização incompleta só algumas

moléculas do ácido se ionizam. Reação

pouco extensa, a Ka é pequena.

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Constante de acidez - conclusão

HF

HCl

HBr

HCN

CH3COOH

HNO3

H2S

H2SO4

H2SO3

H2CO3

H3PO4

Ácidos monopróticos. Ácidos polipróticos.

O ácido monoprótico cede apenas um protão

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Constante basicidade

Base forte

Base fraca

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Constante basicidade

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Classifique as seguintes bases em

monopróticas ou polipróticas

NaOH

KOH

Ca(OH)2

Al(OH)3

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Ácidos e bases fracas - Síntese final

48

Força relativa de ácidos e bases

Comparando os valores das constantes de ionização, os ácidos ou

as bases podem ser ordenados por ordem relativa de força

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Relação entre Ka e Kb

50

Relação entre Ka e Kb

51

Força relativa de ácidos e bases

Quanto mais forte for

o ácido, mais fraca é a

sua base conjugada e

vice-versa