CARACTERÍSTICAS E IDENTIFICAÇÃO

DAS REAÇÕES ÁCIDO-BASE

Discentes:

Anelize Lange

Fernanda Vilalba

Luiz Gustavo

Natanaeli Machado

Nayara Mendes

1Outubro, 2016

Introdução

Água Como Solvente

Dissociação Iônica, Ionização

e Soluções Eletrolíticas

Indicadores de pH

Teorias de Ácidos e Bases:

*Teoria de Arrhenius

*Teoria de Brönsted-Lowry

*Equilíbrio iônico da água

*História dos ácidos e bases

*Indicadores ácido-base

Características dos Ácidos

*Ácido Sulfúrico (H2SO4)

*Ácido Nítrico (HNO3)

*Ácido Clorídrico (HCl)

Características das Bases

*Hidróxido de Sódio (NaOH)

*Hidróxido de Cálcio (Ca(OH)2)

*Hidróxido de Magnésio

(Mg(OH)2)

Referências

Índice

2

Introdução

Atualmente os cientistas conhecem 118 elementos químicos, entre elementos

sintéticos (aqueles produzidos em laboratório) e elementos naturais.

Uma classificação fundamental foi criada na metade do século XVIII:

Substâncias orgânicas são as que contêm carbonos ligados em cadeia.

Substâncias inorgânicas (ou minerais) são as formadas por todos os demais

elementos químicos.

As funções químicas inorgânicas que iremos estudar são: os ácidos e as bases.3

Água Como SolventeUma razão para a água dissolver substâncias polares iônicas é a sua

capacidade de estabilizar os íons em solução, mantendo-os separados uns dos

outros. Isso é devido principalmente à alta constante dielétrica da água.

4

Dissociação Iônica e Soluções Eletrolíticas

Eletrólitos são substâncias que possuem a capacidade de ser ionizadas

quando em solução, liberando íons positivos (cátions) e íons negativos

(ânions). Uma solução eletrolítica conduzem corrente elétrica.

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Dissociação Iônica e Soluções Eletrolíticas

6

Dissociação não Iônica e Soluções não Eletrolíticas

7

Ionização e Soluções Eletrolíticas – ácidos

Os eletrólitos fortes ionizam-se completamente em um solvente,

enquanto os eletrólitos fracos ionizam-se apenas parcialmente.

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq)+Cl-(aq) CH3COOH (g)+H2O(l) → H3O

+ (aq) + CH3COO- (aq)

8

HCl doa um próton a água

HCl = ácido conjugados 1H2O aceita um próton do HCl

H2O = base conjugada 2

Cl- = base conjugada 1 H3O+ = ácido conjugado 2

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)

Ionização do HCl

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Ionização e Dissociação Iônica e Soluções Eletrolíticas de Bases

NH3 (g) + H2O (l) NH4+(aq) + OH-(aq)

10

NaOH(g) Na+ (aq) + OH-(aq)H2O

Produto iônico

da água: Kw

11

Água possui caráter anfótero: comporta como ácido (doadora de prótons)

ou base (receptora de prótons).

Entre as moléculas de água ocorre a transferência de prótons, é chamado

de autoionização da água.

base ácido ácido

conjugado

base

conjugada

Equílibrio iônico da água

Kw = 1,0x10 -14

12

pH = -log[H3O+] ou pH = -log[H+]

A determinação precisa do pH pode ser feita pelo pHmetro

Indicadores de pH

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Teorias de Ácidos e Bases

Existem várias teorias sobre acidez e basicidade.

Contudo não se trata realmente de teorias, mais simplesmente de

diferentes definições para denominar ácido e base.

Assim usamos a “teoria” mais conveniente para solucionar um

determinado problema químico.

Teoria de Arrhenius;

Teoria de Brönsted-Lowry;

Teoria do Solvente;

Teoria de Lewis;

Teoria de Lux-Flood;

Teoria de Usanovich;

Teoria de Ácidos e Bases Duros e Moles.

14

Teoria de Arrhenius

Ácidos são espécies que possuem hidrogênio e que em solução

aquosa produzem o cátion H+ (íon hidrônio) ou H3O+ (íon hidroxônio).

Bases são espécies que possuem hidróxido e que em solução

produzem o ânion, OH- (íon hidroxila).

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

ou

HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq)

H2SO4(l) + 2 H2O (l) → 2 H3O+ (aq) + SO4

2- (aq)

NaOH(s) + H2O (l) → Na+ (aq) + OH- (aq)

Al(OH)3(s) + H2O (l) → Al3+(aq) + 3 OH-(aq) 15

Sugeriram, independentemente, que ácidos são definidos como

doadores de prótons e bases como aceitadores de prótons.

H2O(l) + H2O(l) → H3O+(aq) + OH-(aq)

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

NH3 (s) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

CH3COOH + H2O (l) CH3COO-(aq) + H3O+ (aq)

Teoria de Bronsted-Lowry

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base

base

base

base

ácido

ácido

ácido

ácido

ácido

conjugado

ácido

conjugado

ácido

conjugado

base

conjugada

base

conjugada

base

conjugada

História dos ácidos e bases

Robert Boyle, no século XVII, utilizava diversos sucos

vegetais como indicadores naturais de pH.

Ao preparar um licor de violeta, observou a mudança de

coloração.

Ele definiu assim:

“ácidos como qualquer substância que torna vermelho e as bases

como substância que torna verde os extratos das plantas”.

Algumas substâncias não alterava a cor, assim classificou

como neutras.

17

Indicadores ácido-base

• naturais

São vários os indicadores naturais, o mais destacado é o repolho roxo.

Há a mudança de cor devido à presença da antocianinas que

apresentam coloração diferente dependo do meio inserido.

18

Há várias substâncias que atuam como indicadores.

Na tabela, alguns exemplos e suas faixas de viragem de pH.

19

Indicadores ácido-base

• sintéticas

Características dos Ácidos

Os ácidos são eletrólitos, pois sofrem ionização, gerando uma solução

condutora de corrente elétrica;

Os ácidos reagem com vários metais, oxidando-os e liberando gás

hidrogênio H2(g);

Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)

Mg(s) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + H2(g) 20

Características dos Ácidos

Os ácidos Reagem com Carbonatos (CO32-) e bicarbonatos (HCO3

-),

produzindo gás carbônico CO2;

CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)

Os ácidos atuam sobre a cor de determinados indicadores ácido-

base.

21

Escala de pH Repolho Roxo Escala de pH Azul de Bromotimol Escala de pH Fenolftaleina

Ácido Muriático ou Clorídrico

Exemplos de ácidos

22

Cloreto de Hidrogênio: É gás quando puro é incolor, corrosivo e

muito tóxico.

A solução aquosa de HCl é usada na limpeza e galvanização de

metais, no curtimento de couros entre outros.

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

Sulfato de hidrogênio: Nome comercial Ácido Sulfúrico (H2SO4)

vendida com cerca de 97% de pureza.

Utilizado na fabricação de: Papel, Corantes, Inseticidas,

Fertilizantes, Baterias de Automóveis e na produção de outros ácidos.H2SO4(l) + 2 H2O(l) → 2H3O

+(aq) + SO42-(aq)

23

Ácido Carbônico

H

24

H CO H + HCO 2 3(aq)

+3

-

(aq)

-(H2O)

Nitrato de hidrogênio:Utilizado na fabricação de: Corantes, Pesticidas,

Fertilizantes, Explosivos (TNT e nitroglicerina) e Fibras sintéticas

(náilon e seda artificial).

HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3

-(aq)

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Ácido Cítrico - C6H8O7

26

C6H8O7(aq) + 3 H2O(l) ↔ 3 H3O+(aq) + C6H5O7

-3(aq)

Características das Bases

As bases formam solução eletrolíticas quando dissolvidas em água.

Algumas bases como os hidróxidos alcalinos, são ótimos eletrólitos

quando fundido.

A fusão provoca a liberação dos íons (cátions e ânions), porque o

retículo cristalino se desfaz;

27

Características das Bases

As bases reagem com ácidos por meio da reação de neutralização.

Ácidos são neutralizados por bases e vice-versa, pois os cátions

H+(aq.) presentes em solução ácidas reagem com os aníons OH-(aq.)

da solução básica, formando água;

H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l)

As bases atuam sobre a cor dos indicadores ácido-base.

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Escala de pH Repolho RoxoEscala de pH Azul de Bromotimol Escala de pH Fenolftaleina

Alguns exemplos de Bases

O Hidróxido de Sódio (NaOH)

O hidróxido sódio é obtido industrialmente por eletrólise de uma

solução aquosa de cloreto de sódio NaCl(aq).

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NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq)

O Hidróxido de Cálcio (Ca(OH)2) O hidróxido cálcio é usado na

produção de argamassas e tintas para construção civil, na correção da

acidez de solo, no tratamento da águas, entre outros.

30

O Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2: O hidróxido

magnésio comercializado com o nome de leite magnésia

(medicamento indicado para diminuir a acidez do

estômago), quando ingerido em grandes quantidades tem

efeito de laxante.

31Mg(OH)2(s) ↔ Mg+2(aq) + 2 OH-(aq)

H2O

Conclusão

Importância de se conhecer definição de Ácidos e

Bases pois estão presentes no cotidiano.

Não existe uma única teoria Ácido-Base.

Medidas de pH - Indicadores.

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ANTUNES, M. T. Ser protagonista: química, 2 ano ensino médio. Edições SM; - 2 ed. São Paulo, 2013. pág. 146-161.

BELLETTATO, R. D. Utilização de indicadores orgânicos de pH no ensino de ácidos e bases: considerando alguns

aspectos históricos. História da Ciência e Ensino. Volume 6, 2012 – pp. 71-77

CAMPOS, R. C.; SILVA, R. C.; Funções da química inorgânica funcionam? ; Química Nova na Escola, São Paulo, n. 09,

Maio 1999. p. 18-22.

FELTRE, R.; Química Geral, volume 1; 6° ed.; São Paulo; Editora Moderna, 2004.

LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª Ed, Edgard Blücher, São Paulo-SP, 1999.

RUSSEL, J.B.; Química Geral. 2° ed. Trad. M.A. Brotto et al. São Paulo: Makron Books.

SKOOG, D. A.; West, D. M.; Holler, F. J.; Crouch, S. R.; Fundamentos de Química Analítica, Editora Thomson, tradução

da 8ª edição, 2006.

UCHÔA, V. T.; CARVALHO FILHO, R. S. M.; LIMA, A. M. M.; ASSIS, J.B. Utilização de plantas ornamentais como

novos indicadores naturais ácido-base no ensino de química. Holos, ano 32, vol.2. pág 152-165.

Referências

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