Unidade 2 – Química – 11º ano

A água e a Atmosfera

2.1 Água da chuva, água destilada e água pura

A água na Terra e a sua distribuição

• As grandes massas de água do planeta, mares e oceanos,

interatuam com a atmosfera regulando o clima na Terra.

Água salgada e água doce.

O consumo de água

Estima-se≈ 137 L de água por pessoa e por dia.

Escassez de água. Porquê?

A escassez de água resulta

de:

• baixa disponibilidade do recurso,

numa determinada área

geográfica.

• sobre exploração do recurso,

noutra determinada área

geográfica.

• crescimento demográfico.

• poluição de aquíferos com

pesticidas, adubos, esgotos,

entre outros.

• seca.

http://4.bp.blogspot.com

Poluição da águaA ação do Homem conduz a alterações apreciáveis

no ciclo hidrológico natural:

htt

ps:

//en

cryp

ted

-tb

n3

.gst

ati

c.co

m

Desperdício de água;

A procura de água é mais rápida de que a

capacidade da sua reposição pelo ciclo

hidrológico;

Poluição.

Origem da poluição da água

Tipos de poluição da água

http://www.megaartigos.com.br

Poluição química: presença de produtos químicos prejudiciais.

Doenças e… morte!

Poluição biológica: por microrganismos patogénicos.

Poluição térmica: aquecimento da água por descargas de águas residuais usadas nos processos de arrefecimento industriais e nas centrais térmicas.

A gestão da água no século XXI

Desenvolvimento sustentável: satisfazer as necessidades do presente sem retirar às futuras gerações a possibilidade de satisfazer as suas.

• Aproveitamento eficaz• Repartição equitativa

Água é uma substância composta

constituída apenas por moléculas de H2O

pH = 7 à temperatura de 25ºC

massa volúmica (densidade) igual a 1,00 g cm-3

p.f. = 0 ºC (a pressão normal)

p.e. = 100 ºC (a pressão normal)

http://www.elmhurst.edu/~chm/vchembook/images2/163bubble.gif

Água da chuva, água destilada e água pura

• A água da chuva, água destilada e água pura serão quimicamente puras?

A água natural apresenta características diversas porque na sua composição existem muitas outras substâncias (sais e gases dissolvidos).

Água natural

água salgada água da chuva (água doce)

Água destilada

Água da chuvaO ciclo da água permite trazer de volta à superfície terrestre a água que se evaporou, principalmente dos oceanos, mares, rios e lagos.Quando a água condensa dissolve alguns materiais da atmosfera, tais como poeiras e gases.O gás dióxido de carbono é um desses gases e a sua dissolução afeta o pH da água da chuva.

A água da chuva é ligeiramente ácida e o seu valor médio de pH é de 5,6, à temperatura de 25 ºC. Quanto maior for a quantidade de dióxido de carbono e/ou óxidos de enxofre e de azoto dissolvidos (origem antropogénica), maior será a acidez da chuva. O valor de pH da água da “chuva ácida” é inferior a 5,6, a 25 ºC.

http://www.falling-roses.com/Images/rain-fall-animation.gif

Água destilada

A água destilada obtém-se, após filtração,

por sucessivas destilações da água “normal”

para remoção das partículas em solução.

No entanto, é impossível eliminar

totalmente todos os solutos.

A água destilada, em recipiente fechado,

tem valor de pH próximo de 7, a 25 ºC.

Água pura

É possível existir água pura, isto é, um líquido (por exemplo)

em que só existem moléculas de água?

Não.

Define-se “água quimicamente pura” como uma água com uma

condutividade aproximada de 0,05 mS cm-1 e um valor de pH

igual a 7, à temperatura de 25 ºC.

O facto de a condutividade não ser nula implica a existência

de iões, embora em concentrações muito reduzidas.

• A composição química de uma água natural

depende :

- do tipo e da quantidade de sais minerais e gases

dissolvidos;

- da natureza geológica do solo que atravessa;

- da poluição a que possa estar sujeita.

http://www.blueflameofbloom.com

pH e Escala de Sørensen

O pH de uma

solução é um

parâmetro

relacionado com a

sua acidez,

neutralidade,

basicidade.Valores de pH de alguns produtos do dia-a-dia

pH >7,00 ⇒Soluções básicas pH =7,00 ⇒ Soluções neutras pH < 7,00 ⇒ Soluções ácidas

A escala de pH foi originalmente definida pelo bioquímico dinamarquês Søren Sørensen, em 1909, como sendo a função logarítmica da concentração do ião hidrónio. Na escala Sørensen, os valores de pH variam entre 0 e 14.

Escala de Sørensen

► Quanto maior o valor de pH, mais básica ou alcalina é a solução, menor pH significa que a solução é mais ácida.

Auto ionização da água

As moléculas de água, no estado líquido, reagem entre si

originando os iões hidrónio ( H3O+) e os iões hidróxido (HO-).

A reação de Auto ionização é traduzida pela equação:

Esquematicamente pode ser representada deste modo:

2 H2O (ℓ) H3O+ (aq) + HO- (aq)

Auto ionização da água

2)(2

)()(3

e

eaqeaq

cOH

HOOHK

A constante de equilíbrio, em termos de concentração, desta reação podia ser dada pela expressão:

2 H2O ( )ℓ H3O+ (aq) +

HO- (aq)

A auto ionização da água é: • uma reação muito pouco extensa, no sentido direto.• uma reação endotérmica, no sentido direto.

Nas constantes de equilíbrio não se

incluem as espécies que se

encontram nos estados de sólido

puro, de líquido puro ou que sejam

solventes. Define-se então uma outra

constante de equilíbrio, o produto

iónico da água, KW. eew OHOHk 3

14)()(3 100,1 eaqeaqW HOOHK

Então:

KW determina-se experimentalmente e apresenta diferentes valores conforme a temperatura:

A auto ionização da água é uma reação endotérmica,

logo um aumento da temperatura faz com que a

reação evolua …… no sentido direto, favorecendo a ionização, logo …

… o valor de KW aumenta

com a temperatura.

Tendo em conta a equação de auto ionização da água, por

cada 2 mol de moléculas de água que reagem origina-se 1

mol de iões oxónio ( H3O+) e 1 mol de iões hidróxido

(HO-). Então, os iões formam-se em igual quantidade e as suas

concentrações serão idênticas, pelo que:

37)()(3

377

14

214

14

)()(3

100,1

100,1100,1

100,1

100,1

.100,1

dmmolHOOH

dmmolxx

x

x

xx

HOOHK

eaqeaq

eaqeaqW

Concentração hidrogeniónica e pHpH • é um dos parâmetros mais importantes para

caracterizar as águas, pois pode condicionar a sua utilização.

• O seu valor depende do valor da concentração do ião oxónio (ou hidrogeniónica) , H3O+, numa solução.

• É definido matematicamente por: pH = - log [H3O+]

- log significa logaritmo na base 10;

- [H3O+] representa a concentração dos iões oxónio, expressa em

mol dm-3.

exemplo: - log (1×10-3)

= 3

Também se pode escrever… [H3O+] = 10 –pH mol dm-3

Aparelho medidor de pH (eletrónico)

7

)100,1log(

log7

)(3

pH

pH

OHpH aq

Voltando à auto ionização da água, o pH será:

Será que uma água com pH = 7 é obrigatoriamente

neutra?

Não, porque o valor do produto iónico depende da

temperatura e uma solução só apresenta carácter neutro

quando se verifica a seguinte condição:

[H3O+ ]e = [HO- ]e

Para uma temperatura de 25ºC, pode-se afirmar que:

Soluções básicas: [H3O+] < 1,0 x 10-7 mol dm-3 ⇒ pH >7,00

Soluções neutras: [H3O+] = 1,0 x 10-7 mol dm-3 ⇒ pH =7,00

Soluções ácidas: [H3O+] > 1,0 x 10-7 mol dm-3 ⇒ pH < 7,00

Nota: Quanto maior for a [H3O+] na solução, menor é o valor do pH e daí a solução ser mais ácida.

Como variará o valor de pH da água “pura” em

função da temperatura?

O pH da água

diminui com

o aumento da

temperatura.

Da mesma forma que se definiu o pH podemos definir o pOH

pOH = - log [OH-] ou seja… [OH-] = 10 –pOH mol dm-3

Nota:Também se pode escrever o produto iónico da água através da formação de H+ e HO- .

H2O (ℓ) H+ (aq) + HO- (aq)

pH = - log [H+]

A expressão de pH fica:

pH + pOH = 14,00 a 25ºC

 1. Qual o pH de uma solução cuja concentração de [H+] é 10-8 ?

2. Calcular o pH de um meio cuja concentração [H+] é 0,01 mol/L.

3. Calcular o pH de uma solução de ácido clorídrico – HCl – 0,1 mol/L

4. Uma solução apresenta concentração [H+] a igual a 10-11 mol/L. Qual é o seu pOH?

5.    Qual é a concentração  de íons H+ de uma cerveja cujo pH é 4,5

6. Qual o pH e o pOH de uma solução cuja concentração [H+] a é 5x10-5 mol/L?

Exercícios

Sumário:

-Indicadores Ácido/Base.-Ácidos e bases: evolução histórica;-Pares ácido/base conjugados;-Espécies anfotéricas ou anfipróticas;-Águas minerais e águas de abastecimento público: a acidez e a basicidade das águas.-Resolução de exercícios.

Indicadores de ácido-base

Indicadoresdesignam-se às substâncias que, em contacto com soluções ácidas ou básicas, mudam de cor, sendo por isso, utilizadas para indicar o carácter ácido ou básico de uma solução.

• solução alcoólica de fenolftaleína (incolor);• tintura azul tornesol (azul arroxeado).

Indicadores Solução ácida Solução neutra Solução básica

Solução alcoólica de fenolftaleína

Incolor Incolor

carmim

Tintura azul de tornesol

vermelho azul arroxeado

azul arroxeado

Exemplos

A solução alcoólica de fenolftaleína é incolor Na presença de

soluções básicas toma a cor carmim

A tintura azul de tornesol é azul arroxeada

Na presença de soluções ácidas toma a cor vermelha

Indicador Universal

é uma mistura de vários indicadores, uns naturais outros sintéticos. Apresenta-se quer em solução (a), quer impregnado em papel (b), apresentando uma grande variedade de cores consoante a acidez ou basicidade da solução.

O Indicador Universal

Indicadores de ácido-base

(a)

(b)

Ácidos e bases: evolução histórica

• As primeiras referências dizem respeito ao vinagre e à base hidróxido de sódio ou soda cáustica (“alcali”) obtida no século VII pelos Árabes.

• Robert Boyle (Séc XVII), verificou que certas substâncias (corantes vegetais) mudavam de cor na presença de substâncias ácidas.

Essas substâncias, cuja cor depende da presença de ácidos ou bases, designam-se por indicadores e permitem uma caracterização operacional de ácido e base.

Ácidos e bases: evolução histórica

• Antoine Laurent Lavoisier (Sec XVIII), no seu esforço de caracterização e sistematização das substâncias supunha que todos os ácidos continham oxigénio.

• Humphrey Davy (Séc XIX) descobriu uma substância, ácido clorídrico, que sendo ácido não continha oxigénio.

Teoria de Arrhenius (químico sueco)

• Svante August Arrhenius (Séc XIX) (teoria iónica),

Arrenhius admitiu:a existência de iões em soluções aquosas de sais e, esses iões conferiam a estas soluções a capacidade de conduzir a corrente elétrica.

Surgiu assim o conceito de eletrólito como sendo uma solução aquosa capaz de conduzir corrente elétrica.

Ácidos e bases: evolução histórica

• Segundo Arrhenius (1887):Ácido – é toda a substância que contém

hidrogénio e que em solução aquosa dá origem a iões H+.

HC (aq) → Hℓ + (aq) + Cℓ- (aq)CH3COOH (aq) → H+ (aq) + CH3COO - (aq)

Base – é toda a substância que, contendo grupos OH-, em solução aquosa dissocia-se libertando iões OH-.

Mg(OH)2 (aq) → Mg2+ (aq) + 2 OH - (aq)

Esta teoria ficou conhecida como a teoria iónica.

• A teoria de Arrenhius, apesar de revolucionária na altura, dado que admitia a existência de iões em soluções aquosas, era somente aplicável a estas e era, portanto, bastante limitada.

Por exemplo: o NH3 não contem grupos OH- e comporta-se como base.

Existem reações ácido-base sem ser em solução aquosa:HCl (aq) + NaOH (s) → NaCl (s) + H2O (g)

Não explica a acidez de soluções como a de cloreto de amónio (ácida) ou de carbonato de cálcio (básica).

• Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica), consideraram a reação ácido-base como um processo de transferência de um protão de uma espécie química (ácido) para outra (base).

Teoria de Brønsted & Lowry

• Segundo Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica):

Ácido é uma espécie (moléculas ou iões) com tendência para ceder protões (H+) a uma base. Em solução aquosa, provoca o aumento da concentração de H3O+

(ião hidrónio).

HC – comporta-se ℓcomo ácidoH2O - comporta-se como base

• Segundo Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica):

Base é uma espécie (moléculas ou iões) com tendência para aceitar protões (H+) de um ácido. Em solução aquosa, provoca o aumento da concentração de OH-

NH3 - comporta-se como baseH2O - comporta-se como ácido

Pares ácido – base conjugadosSegundo a teoria protónica de Brønsted & Lowry, um ácido só se comporta como tal na presença de uma base e vice-versa.

• Quando um ácido cede um protão transforma-se numa base, chamada de base conjugada desse ácido.

• Quando uma base aceita um protão transforma-se num ácido, chamado de ácido conjugado dessa base.Um par ácido - base conjugado é constituído por duas espécies químicas que diferem num

protão.

)()()()( 324242 aqOHaqHPOlOHaqPOH

)()()()( 3223 aqOHaqHCOlOHaqCO

Outros exemplos:

Base Ácido Ácido Base

Ácido Base Base Ácido

Pares ácido – base conjugados

EXEMPLOS – pares ácido-base conjugados

R: (a)

• Indique as bases conjugadas de cada um dos seguintes

ácidos:

a) HNO3 (aq)

b) HF (aq)

c) H2 SO4 (aq)

d) NH4+ (aq)

Espécies anfotéricas ou anfipróticas• Espécies anfotéricas são espécies que em certas

situações se comportam como ácidos e noutras como bases.

É o caso da água:

htt

p:/

/ww

w.b

rasi

lesc

ola

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/u

plo

ad

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teu

do/i

mag

es/

au

toio

niz

aca

o-d

a-a

gu

a.j

pg

http://download.installmob.com/animation/ccontennt/12696-f/water

• A espécie anfotérica comporta-se como base quando a outra espécie tem maior capacidade de ceder protões.

• A espécie anfotérica comporta-se como ácido quando a outra espécie tem maior capacidade de aceitar protões.

Espécies anfotéricas: ácido ou base?

HCl/Cl –

H3O+/H2O

NH4+/NH3

H2O/OH-