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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+
6
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
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
Base B (aq) + H2O (l) <> HB+
(aq) + OH - (aq)
Substância receptora de iões H+ (protão) de um ácido.
11
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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
18
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
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
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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
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.
36
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
BASES FORTES
As bases fortes apresentam kb >> 1.
38
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
40
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
41
42
43
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
50
51
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.
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Há flores como as hortênsias que são azuis em terreno mais ácido e
cor-de-rosa em terreno menos ácido
REACÇÕES ÁCIDO-BASE
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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
REACÇÕES ÁCIDO-BASE
57
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.
REACÇÕES ÁCIDO-BASE
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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.
REACÇÕES ÁCIDO-BASE
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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
TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
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
PONTO DE EQUIVALÊNCIA
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
PONTO DE EQUIVALÊNCIA
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
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TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
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 .
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ÁCIDO FORTE--BASE FORTE
reacção que ocorre
H3O+ (aq) + HO- (aq) - 2 H2O (l)
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BASE FRACA--ÁCIDO FORTE
reacção que ocorre
NH3 (aq) + H3O+ (aq) -
NH4+ (aq) + H2O (l)
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ÁCIDO FRACO--BASE FORTE
reacção que ocorre
CH3COOH (aq) + HO- (aq) - CH3COO- (aq) + H2O (l)
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Vamos titular a sério!!
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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 .
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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.
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CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
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CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
80
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 .
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CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
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 .
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CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
3- A zona de viragem do indicador deve ser o mais estreita possível
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Vejamos a chuva ácida
Clique
Clique também em chuva ácida- cuidado
84
Principais fontes de emissão (ordem decrescente)
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Casos históricos de ocorrência de chuvas ácidas
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Fontes antropogénicas de emissão de óxidos de enxofre e azoto
87
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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89
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.
94
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]
96
SOLUÇÕES TAMPÃO
Teremos melhor efeito tampão quando:
[Ácido ] = [Base]97