ÁCIDOS E BASES Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases. sair.
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ÁCIDOS E BASES
Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases.
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ÁCIDOSÁCIDOS sair
Pode 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.
As soluções ácidas contraem e endurecem o cabelo.
ÁCIDOSÁCIDOS sair
As soluções das bases são amargas e geralmente
escorregadias ao tacto.
ÁCIDOSBASES sair
As soluções alcalinas suavizam e dão maior volume ao cabelo.
ÁCIDOSBASES sair
TEORIA DE ARRHENIUS
Segundo Arrhenius,
ácidos e bases dissociam-se em
H+ e OH-, respectivamente.
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Ácido
Substância que em solução aquosa origina íons H.
TEORIA DE ARRHENIUS sair
Base
Substância que em solução aquosa origina íons OH-.
TEORIA DE ARRHENIUS sair
pH
É comum usar pH para expressar a concentração
molar do ião H +.
pH = - log H+
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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 subtrações: a esse instrumento
atribui-se o nome de “Bastões de Napier”
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NAPIER sair
pOH
Procedimento idêntico é usado na expressão da concentração molar
do ião OH- .
pOH = - log OH-
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TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
As definições de Arrhenius revelaram-se muito restritivas pois:
- eram aplicáveis somente a soluções aquosas;
- não incluíam todas as substâncias que apresentavam, na pratica, comportamento semelhante aos ácidos ou bases de Arrhenius.
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Por exemplo:
NH3 (aq) + H2O (l) NH4 +(aq) + OH – (aq)
não cabia na definição de Arrhenius, porque o NH3 não contém grupos OH-.
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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Ácido
Substância doadora de íons H+
(próton) a uma base.
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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Base
Substância aceitadora de íons H+
(próton) a um ácido.
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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As reações ácido-base também se designam por reações protolíticas,
uma vez que há transferência de prótons (H+) do ácido para a base.
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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O ácido e a base relacionados por transferência de um próton constituem um sistema designado por par ácido-base conjugados.
Ácido 1 + Base 2 Ácido 2 + Base 1
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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pH
É comum usar pH para expressar a concentração molar do ião H3O+.
pH = - log H3O+
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pOH
É comum usar pOH para expressar a concentração molar do ião OH-.
pOH = - log OH-
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Escala de sorensen e pH
Alguns ácidos e bases são mais fortes do que outros.
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Escala de sorensen e pH
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Escala de sorensen e pH
A pele é ácida e o seu pH pode variar entre
4,5 e 6, dependendo da idade, do sexo e da
parte do corpo que se considere. A acidez da
pele constitui uma defesa contra
microrganismos (fungos e bactérias).
Escala de sorensen e pH
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Os cosméticos devem ter pH próximo do da pele. A indicação ostentada por alguns cosméticos de «pH neutro para a pele» pode não significar que o seu
pH seja igual a 7, até porque esse valor já seria demasiado alcalino para a pele.
Escala de sorensen e pH
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As soluções de sabão são alcalinas. Quando a pele é lavada com sabão o seu pH sobe, tornando-se alcalina durante 3 a
4 horas. Este fenômeno pode tornar-se irreversível se as lavagens forem
frequentes, provocando danos especialmente em peles mais sensíveis.
Escala de sorensen e pH
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Dadas duas soluções ácidas , é mais ácida a que tiver menor valor de
pH.
Dadas duas soluções alcalinas , é mais alcalina a que tiver maior
valor de pH.
Escala de sorensen e pH
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CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
A - . H3O+
Kc = kc . H2O = ka
HA . H2O
Em soluções diluídas a quantidade de água é constante.
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HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
A- . H3O+
Ka =
H A
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
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A força de um ácido é dada pelo valor da constante de acidez.
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
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Quanto maior a constante de acidez mais forte é o ácido.
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
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ÁCIDOS FORTES
Os ácidos fortes apresentam ka > 1.
sair
Os ácidos fortes ionizam-se totalmente.
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
ÁCIDOS FORTES
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CONSTANTE DE BASICIDADE
B (aq) + H2O (l) HB+ (aq) + OH - (aq)
HB+ . OH- Kb =
B
Quanto maior kb, mais forte será a base.
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BASES FORTES
As bases fortes apresentam kb > 1.
sair
As bases fortes ionizam-se totalmente.
B (aq) + H2O (l) HB (aq) + HO - (aq)
BASES FORTES
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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.
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H2O (l) + H2O (l) H3O + (aq) + OH- (aq)
Este equilíbrio é designado por auto-ionização da água.
Kw = H3O+ . OH-
A ÁGUA
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pKw
Aplicando o operador p ( -log )
Kw = H3O+ . OH-
pH + pOH = pKw
sair
A ÁGUA
H2O (l) + H2O (l) H3O + (aq) + OH- (aq)
A 25º C , Kw = 1 x 10 -14 .
A ionização da molécula de água é endotérmica, o valor do produto iónico (Kw) aumenta com a temperatura.
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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
RELAÇÃO ENTRE Ka e KbAplicando o operador p ( - log )
Ka . Kb = Kw
pKa + pKb = pKw
pH - SOLUÇÕES DE BASES FORTES
A ionização de uma base forte é total :
B (aq) + H2O (l) HB+ (aq) + OH - (aq)
Como B = OH - ; pOH = - log OH- vem :
pH = pKw - pOH
pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOSA 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
pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS
Não entrando em linha de conta com a contribuição da auto-ionização da água, temos :
H3O+ 2
Ka = HA
GRAU DE IONIZAÇÃO
Ácido –
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
Base –
B (aq) + H2O (l) HB+ (aq) + OH - (aq)
GRAU DE IONIZAÇÃO
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
ninicio n const. - -
nequilíbrio n - n const. n n
GRAU DE IONIZAÇÃO
B (aq) + H2O (l) BH-+(aq) + HO - (aq)
ninicio n const. - -
nequilíbrio n - n const. n n
GRAU DE IONIZAÇÃO
nionizadas = n
= ntotal = n
GRAU DE IONIZAÇÃO
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
2 . HA Ka =
1 -
reações 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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Ácido ( aq ) + Base (aq ) Sal ( aq ) + Água ( l )
Ácido Neutro Básico
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REAÇÕES ÁCIDO-BASE
Há flores como as hortênsias que são azuis em terreno mais ácido e cor-de-rosa em terreno
menos ácido.
reações 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
REAÇÕES ÁCIDO-BASE sair
O ácido ataca a pedra calcária de muitas construções,
dissolvendo-a.
reações ÁCIDO-BASE
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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.
reações ÁCIDO-BASE
sair
Dissolução em água de um dos vários remédios para combater a
acidez do estômago.
REAÇÕES ÁCIDO-BASE
sair
A picadela da abelha ou da urtiga
resulta do ácido deixado na pele, cujo
efeito pode ser atenuado ou
eliminado por uma solução alcalina.
REAÇÕES ÁCIDO-BASE
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CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
O caráter químico das soluções pode ser:
- ácido ; H3O+ > OH-
- neutro ; H3O+ = OH-
- básico ; OH- > H3O+ sair
As espécies químicas envolvidas em reações de protólise podem classificar-se:- ácidas;- básicas;- anfipróticas ;- neutras.
sair
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
Ácidas – as espécies químicas que em solução só podem ceder prótons;
HNO3 ; HCl ; H2SO4 ; CH3COOH ; etc
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
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Básicas – as espécies químicas que em solução só aceitam prótons;
NH3 ; CH3COO - ; CO3 2- ; OH- ; etc
sair
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
Anfipróticas – as espécies químicas que em solução tanto podem ceder como captar prótons,
HSO4 - ; HCO3
- ; HS - ; etc
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
sair
Neutras – as espécies químicas que em solução não tendem nem a captar nem a ceder prótons, como por exemplo , os catíons dos grupos 1 e 2;
Na+ ; K+ ; Ca 2+ ; Mg 2+
e as partículas conjugadas de ácidos ou bases muito fortes;
Cl- ; NO3 - ; SO4
2- ; etc
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
sair
pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FORTES
A ionização de um ácido forte é total :
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
Como HA = H3O + então:
pH = -log H3O + = -log HA
TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
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TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
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TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
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TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
Uma das aplicações mais correntes de reações ácido-base é a determinação da concentração de um ácido ( ou de uma base ) por reacção com uma base ( ou ácido ) de concentração conhecida .
TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
A 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 .
PONTO DE EQUIVALÊNCIA
O número de moles de um ácido equivalente ao número de moles de uma base só depende da estequiometria da reacção .
PONTO DE EQUIVALÊNCIA
Exemplo :
HCl + NaOH NaCl + H2O
Quando o ácido e a base são monopróticos , no ponto de
equivalência :
Ca.Va = Cb.VbCa.Va = Cb.Vb
PONTO DE EQUIVALÊNCIA
Exemplo :
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.VbCa.Va = 2 Cb.Vb
PONTO DE EQUIVALÊNCIA
Exemplo :
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O
Quando o ácido é diprótico e a base é monoprótica , no ponto de
equivalência :
2 Ca.Va = Cb.Vb2 Ca.Va = Cb.Vb
TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
Ácido forte-base forte
TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca
Ácido fraco-base forte
Titulações Ácido-Base
Ácido forte-base forte – pHeq. = 7
TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca – pHeq. < 7
( 25ºC )
Ácido fraco-base forte – pHeq. > 7
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 .
ÁCIDO FORTE-BASE FORTE
A reacção que ocorre :
HH33OO++ (aq) + HO (aq) + HO-- (aq) (aq) 2 H 2 H22O (l)O (l)
ÁCIDO FORTE-BASE FORTE
BASE FRACA-ÁCIDO FORTE
A reacção que ocorre ( exemplo ) :
NHNH33 (aq) + H (aq) + H33OO++ (aq) (aq) NH NH44++ (aq) + H (aq) + H22O (l)O (l)
BASE FRACA-ÁCIDO FORTE
ÁCIDO FRACO-BASE FORTE
A reacção que ocorre ( exemplo ) :
CHCH33COOH (aq) + HOCOOH (aq) + HO-- (aq) (aq) CH CH33COOCOO-- (aq) + H (aq) + H22O (l)O (l)
ÁCIDO FRACO-BASE FORTE
TITULAÇÕES TERMOMÉTRICAS
O aumento de temperatura verificado à medida que se adiciona o ácido à base , ou vice-versa , atinge o valor máximo quando ácido e base estão nas proporções estequiométricas . Isto permite realizar as chamada titulações termométricas.
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 .
INDICADORES
Considerando o equilíbrio :
HIn(aq) + H2O (l) In- (aq) + H3O + (aq) Ácido Base
INDICADORES
pH = pKIndicador + log [In-] / [HIn]
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 á outra .
INDICADORES
[HIn] > 10 [In- ] - cor predominante - ÁCIDA
[HIn] > [In -] / 10 - cor predominante – BÁSICA
INDICADORES
cor ÁCIDA
pH = pKIndicador - 1
INDICADORES
cor BÁSICA
pH = pKIndicador + 1
INDICADORES ( Fenolftaleína )
As soluções alcalinas mudam para carmim a solução incolor de fenolftaleína .
INDICADORES ( Tintura azul de tornesol )
As soluções ácidas mudam para vermelho a cor azul do tornesol .
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.
sair
CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
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 .
CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
2- Caso 1- não se verifique , então a zona de viragem do indicador deve estar localizadana parte abrupta da curva de titulação .
CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
3- A zona de viragem do indicador deve ser o mais estreita possível .
SOLUÇÕES TAMPÃO
O pH das lágrimas é mantido em 7,4 graças a uma solução
tampão de proteínas.sair
Soluções cujo pH se mantém praticamente invariável face à adição de pequenas quantidades de ácido ou de base.
SOLUÇÕES TAMPÃO
sair
É uma solução que contém um ácido mais a sua base conjugada , em concentrações aproximadamente iguais.
sair
SOLUÇÕES TAMPÃO
pH = pKa + log [Base] / [Ácido]
SOLUÇÕES TAMPÃO
sair
Teremos melhor efeito tampão quando:
[Ácido ] = [Base]
SOLUÇÕES TAMPÃO
sair
ALEXANDRE CARVALHO 104
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