Ácidos e bases: propriedades e indicadores

Quando uma substância se dissolve em água, forma-se uma
mistura homogénea que se designa por solução aquosa.
As soluções aquosas
podem ser
• Ácidas
• Básicas (ou Alcalinas)
• Neutras
O pH é um parâmetro que permite avaliar o grau de acidez ou de basicidade de
uma solução.
À temperatura de 25ºC, as soluções com pH<7 são ácidas, as soluções com
pH=7 são neutras e as soluções com pH>7 são básicas.

Soluções aquosas ácidas
As soluções aquosas ácidas
contêm substâncias dissolvidas
chamadas ácidos.
Exemplos de ácidos
Ácido Fórmico
Ácido Cítrico
Ácido Málico
Ácido Fosfórico
Ácido Acético
Ácido Tartárico
Soluções aquosas básicas
As soluções aquosas básicas
contêm substâncias dissolvidas
chamadas bases.
Exemplos de bases
Hidróxido de
magnésio
Hidróxido de
sódio
Hidróxido de
amónio
Bicarbonato de
sódio
Soluções Ácidas
Algumas propriedades:
* têm sabor azedo;
* reagem com os metais;
* conduzem a corrente
eléctrica.
Soluções Básicas
Algumas propriedades:
* têm sabor amargo;
* conduzem a corrente
eléctrica;
* são escorregadias.

Indicadores de ácido-base
Indicadores
designam-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)

EXERCÍCIOS
A - têm sabor azedo;
B - tornam carmim a fenolftaleína;
C - conduzem a corrente eléctrica;
D - avermelham a tintura azul de tornesol;
E - têm sabor amargo;
1- Soluções ácidas
2 - Soluções básicas
A - Soda cáustica
B - Vinagre
C - Limão
D - Maçã
E - Formigas
F - Cal apagada
1 - ácido cítrico
2 - ácido fórmico
3 - hidróxido de sódio
4 - ácido acético
5 - hidróxido de cálcio
6 - ácido málico
Recorda as características das soluções ácidas e básicas e faz a associação
correspondente.
Faz a correspondência correta entre as duas colunas.

Água da chuva, água destilada e água pura

Será que …
… a água da chuva é pura? Não. Porque a água límpida (das nuvens) é um bom
solvente, capaz da dissolver muitos dos gases que
existem na atmosfera, sobretudo nas camadas mais
baixas.
… a água destilada no
laboratório é pura? Não. Como a água é um solvente excelente, durante a
destilação há substâncias que são arrastadas pelo vapor
de água e acabam por aparecer outra vez na água
destilada. Há possibilidade de novas substâncias
surgirem no destilado (gases dissolvidos no ar).
… a água pura existe?
Não. No entanto, o conceito de pureza é relativo; uma
mesma água pode ser suficientemente pura para um
determinado fim (ex: rega), mas não ser para outro (ex:
beber).

“Todos nós, no dia a dia, temos contacto com ácidos e bases.
Por exemplo quando usamos o vinagre no tempero de uma salada, quando usamos o
sumo de limão ou até mesmo o sumo de uma maçã, estamos perante um ácido, ou
então quando utilizamos um produto para desentupir canalizações estamos perante
um base. Mesmo um adubo, que é utilizado numa plantação como fonte de azoto para
as plantas, é um composto que resultou de uma reação com uma base, o amoníaco.
Os ácidos são parte fundamental do nosso processo digestivo.
Geralmente o ácido caracteriza-se por ser algo azedo, enquanto que a base por ser
algo escorregadio ao tato.
O conceito de ácido e de base é algo que é extremamente importante para a química
moderna, quer no dia a dia, quer ao nível da indústria química, e foram desenvolvidos
conceitos para interpretar ao nível microscópico o comportamento destas
substâncias.”
ÁCIDOS E BASES
http://www.e-escola.pt/

ÁCIDOS E BASES
Svante August Arrhenius (Séc XIX)
Definiu, os ácidos como sendo substâncias que, em solução aquosa, se
dissociavam produzindo iões H+ enquanto as bases se dissociavam
produzindo iões OH-.
TEORIA DE Arrhenius - Teoria iónica

ÁCIDOS E BASES
Brønsted & Lowry (Séc XIX)
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 - Teoria protónica.

EXEMPLOS – pares ácido-base conjugados
NH4
+/NH3
H2O/OH-
HCl/Cl –
H3O+/H2O



 Soluções


R: (a)

O conceito de pH
O pH de uma solução é a medida da sua acidez, basicidade ou neutralidade.
Estudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).

O conceito de pH
Esta reação chama-se auto-ionização ou autoprotólise da água.
A expressão da constante de
equilíbrio. Como em soluções muito diluídas
[H2O] é praticamente constante, logo:
Kw - produto iónico da água
(depende da temperatura)
e e
e
e e e
e e

O conceito de pH
Kw (25ºC) = 110-14
e e

Qual será o valor do
pH da água a 25º C?
O conceito de pH
A concentração de iões hidrónio (concentração hidrogeniónica: [H3O+])
determina o pH da água e de soluções aquosas.
pH = - log [H3O+]
Como [H3O+] = 110-7 mol dm-3
pH = - log (110-7)  pH = 7

O conceito de pH
O caráter ácido, básico ou neutro de uma solução é determinado pela
relação entre os valores das concentrações de
iões hidrónio [H3O+] e iões hidróxido [OH-].
Assim, para qualquer temperatura:

O conceito de pH
Podemos também definir pOH:
pOH = - log [OH-]
Relação entre pH e pOH
pH + pOH = pKw
pKw = - log Kw
À temperatura de 25ºC:
pH + pOH = 14
EXERCÍCIOS
Determine o valor de pH de cada uma das
seguintes soluções (a 25ºC), cuja concentração
de iões hidrónio é:
i. 110-7 mol dm-3
ii. 110-6 mol dm-3
iii. 510-6 mol dm-3
iv. 110-5mol dm-3
v. 2,310-4 mol dm-3

Variação do Kw com a temperatura
O quadro ao lado apresenta valor de Kw para
diferentes temperaturas, para a auto-ionização da
água.
CONCLUSÕES:
T
(ºC)
Kw pH
0 0,1140  10-14 7,47
10 0,2930  10-14 7,27
20 0,6810  10-14 7,08
25 1,008  10-14 7,00
30 1,471  10-14 6,92
40 2,916  10-14 6,77
50 5,476  10-14 6,63
100 51,30  10-14 6,14 aumento da temperatura  aumento de Kw
 a reação de auto-ionização da água é endotérmica
O pH da água diminui com o aumento da temperatura

Se o pH da água diminuir com o aumento da temperatura, será que significa
que a água vai ficar mais ácida a temperaturas superiores?
Variação do Kw com a temperatura
 Uma solução é ácida quando tem excesso de iões H3O+ em relação aos iões
OH-.
 Na água “pura” existe sempre igual número de iões H3O+ e iões OH-.
Por isto, a água terá de permanecer neutra, mesmo com alteração do seu pH,
mas a condição de neutralidade deixa de ser pH=7, para temperaturas
diferentes de 25ºC.

EXERCÍCIO
R: 1º Método
Kw = 7,244 10-14
pKw = - log (7,244 10-14)
 pKw = 13,14
pKw = pH + pOH e pH = pOH
pH = pKw/2  pH = 6,57
Qual será, para a água, o valor de pH neutro , à temperatura de 55 ºC, se Kw = 7,244 10-14?
R: 2º Método
Kw =[H3O+]  [OH-] e [H3O+] =[OH-]
[H3O+] =
 [H3O+] = 2,69  10-7
pH = - log (2,69  10-7)
 pH = 6,57
14
107,244 


EXERCÍCIO
R:
Como a ionização é completa:
[H3O+] = 0,030 mol dm-3
pH + pOH = pKw  - log (0,030) + pOH = - log (5,0 10-14)
 1,52 + pOH = 13,30
 pOH = 13,30 -1,52
 pOH = 11,78
Considere uma solução aquosa de ácido clorídrico, HCl , de concentração 0,030 mol dm-3, à
temperatura de 50 ºC, completamente ionizado.
Determine o valor do pOH da solução.
Dado: Kw (50 ºC) = 5,0 10-14

Dissociação e Ionização
A dissolução de NaOH em água é qualitativamente diferente da dissolução de NH3.
NaOH é um composto iónico
formado por iões Na+ e OH-.
Os ácidos também são ionizados - reagem
com a água para formar iões
Dissociação
NH3 é um composto molecular formado
por moléculas.
)()()( aqaqaq OHNaNaOH 
 )()(4)(2)(3 aqaqlaq OHNHOHNH 

Ionização
)(3)(2)( )( aqaqaq OHCllOHHCl 

Dissociação Ionização
• Ocorre em sais (incluindo hidróxidos)
• Separação dos iões existentes
• Iões são solvatados (rodeados por
moléculas de solvente)
• Ocorre em ácidos e algumas bases
• Reação com o solvente para formar iões
• Separação dos iões formados
• Iões são solvatados

FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES
A força de um ácido está ligada à sua capacidade de se ionizar, nomeadamente numa
solução aquosa.
São ácidos fortes aqueles que, em solução aquosa, se ionizam extensamente e são ácidos
fracos aqueles que, também em solução aquosa, se ionizam em percentagem reduzida.
Isto é, os ácidos fortes apresentam um grau de
ionização elevado e, consequentemente, uma concentração de
H3O+ elevada na solução, enquanto que para os ácidos
fracos verifica-se uma baixa concentração de H3O+ na respetiva
solução.
São bases fortes as bases que se ionizam quase completamente, em solução
aquosa, nos seus iões (incluindo, portanto, os iões OH-); são bases fracas
aquelas cuja ionização, também em solução aquosa, seja bastante restrita.
Tal como acontece para os ácidos, também para as bases existem bases fortes e bases
fracas.
Grau de ionização ()

• Como exemplo de uma base fraca temos o amoníaco. O amoníaco é uma
base, uma vez que é capaz de receber um protão mas, em soluções aquosas,
não se encontra totalmente ionizado, uma vez que é uma base mais fraca do
que o ião OH- que seria gerado quando este captasse um protão cedido pela
água, de acordo com a equação abaixo:
NH3(g) + H2O (l) ↔ NH4
+ (aq) + OH-(aq)
Exemplo de base forte e fraca
• Como exemplo de base forte temos o hidróxido de sódio (NaOH). Esta base
pode considerar-se completamente ionizada quando, dissolvida em água, a
concentração dos iões OH- for aproximadamente igual à concentração inicial da
base NaOH.
NaOH(s) → Na+ (aq) + OH- (aq)

O valor da constante de ionização Ka é obtido da mesma forma que se obtém a constante de equilíbrio em
uma solução aquosa :
HCl = H+ + Cl-
Como determinar a força do ácido?
A força do ácido é um parâmetro determinado através da sua constante de ionização Ka . Quanto
maior o valor Ka , maior a quantidade de iões H3O+ em solução e como consequência mais forte é
o ácido.
A constante de ionização (Ka) é um valor semelhante à constante de equilíbrio, portanto varia
apenas com a temperatura.
Existem outras técnicas para perceber quando um ácido é forte ou não.
1)
2)
Suponha um ácido do tipo HySOx , se o valor x-y for maior ou igual a 2 , o ácido pode ser
considerado forte.
Observação : No lugar do átomo S poderia estar outro átomo.
Se o ácido for do tipo HX onde X é um átomo qualquer da família dos halogênios, o ácido
também é considerado forte.
2.1)
2.2)

Se a solução for a de um ácido monoprótico forte, a concentração de H3O+ na
solução é aproximadamente igual à do ácido porque a reação de ionização é
praticamente completa, e o grau de ionização aproximadamente igual a 1.
Para efetuar o cálculo do pH de uma solução é preciso conhecer a concentração de
H3O+.
)(3)(2)( )( aqaqaq OHCllOHHCl 

EXERCÍCIOS
Determine o pH de uma solução de ácido clorídrico, HCl, 0,15 mol dm-3.
Como o ácido é forte, ioniza-se completamente, logo [HCl]=[H3O+] 0,15 mol dm-3.
Então como pH = -log [H3O+]  pH = -log (0,15) = 0,82
R:

EXERCÍCIOS
R: A reação de ionização é traduzida pela equação seguinte:
HNO3 (aq) + H2O (l)  NO3
- (aq) +H3O+ (aq)
Como a ionização é completa, o grau de ionização igual a 1, [H3O+]final = [HNO3]inicial,
pelo que [H3O+]final = 5,0 x 10-2 mol dm-3, o que implica que pH = -log 5,0 x 10-2, isto
é, pH = 1,3.
Determine, a 25 ºC, o pH de uma solução aquosa de ácido nítrico, HNO3, 5,0 x 10-2 mol dm-3
Notas:
• Para soluções aquosas de bases fortes, como NaOH e KOH, hidróxido de sódio e
hidróxido de potássio, respetivamente, a determinação da concentração de OH- é
efetuada de um modo semelhante à determinação da concentração de H3O+ para
ácidos fortes.
• Para soluções aquosas de ácidos ou bases fracas, a concentração de H3O+ e/ou OH-
vai depender da constante de equilíbrio da reação em causa, uma vez que estas
reações de ionização não são completas.

A reação de ionização é traduzida pela equação seguinte:
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
Quando se atinge o equilíbrio, para o mesmo volume, os valores das concentrações
das espécies químicas são:
[CH3COOH]equilíbrio = 5,0 x 10-2 – x ; [CH3COO-]equilíbrio = x ; [H3O+] = x
A partir do valor de Ka do ácido, à temperatura referida, pode determinar-se o valor
de x e a partir deste o pH da solução.
Determine, a 25 ºC, o pH de uma solução aquosa de ácido acético,
CH3COOH, 5,0 x 10-2 mol dm-3.
EXERCÍCIOS
R:

A reação de ionização é traduzida pela equação seguinte:
HCl (aq) + H2O (l) Cl- (aq) + H3O+ (aq)
O grau de ionização ser   1, significa que o ácido está completamente ionizado,
logo
[HCl ] = [H3O+] = 0,1 mol dm-3 ; [HCl ]= 0 mol dm-3 e como [H3O+]  [OH- ]= 1  10-14
[OH- ] = 1  10-13 mol dm-3
O ácido clorídrico é um ácido forte (  1).
Quais as concentrações de H3O+, OH- e 0,1 mol dm-3 a 25ºC?
EXERCÍCIOS
R:

O número de moléculas ionizadas de água é igual ao número de iões hidrónio e igual ao
número de iões hidróxido.
H2O (l) + H2O (l) OH- (aq) + H3O+ (aq)
Kw= [H3O+]  [OH- ]= 51,3  10-14 como [H3O+] =[OH- ] = mol dm-3
Em 1 dm3 de água, a 100 ºC, existem 7,16  10-7 moles de moléculas ionizadas.
(H2O) = 1g cm-3 = 1000 g dm-3
O nº de moles de H2O em 1 dm-3 é 1000/18,02 =55,5 mol
O produto iónico da água a 100 ºC é 51,3  10-14.
Calcule o grau de ionização da água a essa temperatura:
Dados:  (H2O) = 1g cm-3 M(H2O) = 18,02 g mol-1
EXERCÍCIOS
R:
714
1016,7103,51 

8
7
10290,1
5,55
1016,7 




iniciais
ionizadas
n
n


TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Os ácidos e as bases fortes estão completamente ionizados/ dissociados em solução
aquosa. Assim pode-se escrever:
)(2)()()( laqaqaq OHNaClNaOHHCl 
)()()( aqaqaq OHNaNaOH 
 A mistura de HCl e NaOH, pode ser
traduzida pela equação química:
)(2)()()()()(3)( 2 laqaqaqaqaqaq OHNaClOHNaOHCl  
Como se observa, há partículas que:
• efetivamente reagem , H3O+ e OH-;
• são apenas iões espetadores , Cl- e Na+.
A reação inversa da auto-ionização da água
é muito extensa
Esta reação pode considerar-se completa,
resultando um sal neutro, cloreto de sódio.
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
)(3)()(2)( aqaqlaq OHClOHHCl 

Equação geral:

Titulação ácido-base (volumetria ácido-base) – permite determinar a concentração
desconhecida de um ácido (uma base) numa solução – titulado – fazendo reagir essa
solução com uma base (um ácido) de concentração conhecida – titulante.
Titulante
Titulado

Numa titulação ácido-base adiciona-se titulante ao titulado até se atingir o
ponto de equivalência
Momento em que ambos reagem estequiometricamente
nácido = nbase  cácido  Vácido = cbase  Vbase
Apenas válido para estequiometria monoácido/monobase (1: 1).
Como sabemos que se atingiu o ponto de equivalência?
-No ponto de equivalência verifica-se uma variação brusca do pH
-Pode ser detetado utilizando um indicador de ácido-base adequado, adicionado ao
titulado. Este muda de cor no ponto de equivalência.
- Na realidade o que é detetado é o ponto final – momento em que o ponto de
equivalência é ultrapassado.
- Se o indicador for bem escolhido, o ponto de equivalência e o ponto final são próximos.

Como escolher o indicador?
Teremos que saber o ponto de equivalência, através da curva de
titulação.
Curvas de
Titulação
O indicador adequado é
aquele cuja zona de
viragem contém o ponto
de equivalência.
Ou
Qualquer indicador cuja
zona de viragem esteja
contida na zona abrupta
da curva.

Curvas de Titulação

pH inicial do titulado (base)
Próximo do ponto de
equivalência há uma
variação brusca do pH:
(de 11 para 3,6)
Ponto de equivalência
(zona de inflexão)
Volume de titulante (ácido)
gasto para atingir o ponto
de equivalência

EXERCÍCIO
Observe a seguinte figura e determine a concentração de HCl desconhecida,
presente no titulado.
R:
[NaOH]= 0,1 mol dm-3
VNaOH gasto = 10 mL = 0,01dm3
[HCl]= ? mol dm-3
VHCl = 25 mL = 0,025 dm3
Como estequiometria 1: 1
na= nb  Ca  Va = Cb  Vb
 Ca  0,025 = 0,1  0,01
 Ca = 0,04 mol dm-3
)(2)()()( laqaqaq OHNaClNaOHHCl 

EXERCÍCIO
Na titulação de 20,00 cm3 de uma solução de HNO3, gastaram-se 10,00 cm3
de NaOH de concentração 0,10 mol dm-3.
a) Completa a equação química que traduz esta titulação ácido-base.
b) Calcule a concentração da solução ácida.
c) Qual o pH no ponto de equivalência? Justifique.
d) Qual o pH da solução após a adição de 4, 00 cm3 de solução de NaOH?
(___)(___))()(3 ___________  aqaq NaOHHNO

EXERCÍCIO
R:
a)
b) Estequiometria 1:1. Resultado: Ca= 0,05 mol dm-3
c) O pH no ponto de equivalência é 7 (a 25 ºC). No ponto de equivalência existe a solução
de um sal derivado de um ácido forte e de uma base forte. Como os iões deste sal não
sofrem hidrólise, a solução é neutra.
d) nb = cb  Vb  nb = 0,10  4,00  10-3 nb = 4,00  10-4 mol
na = ca Va  na = 0,05  20,00  10-3 nb = 10  10-4 mol
Nesta altura existe excesso de ácido forte de 6 10-4 mol num volume de 24,00 cm3. A
sua concentração é 0,025 mol dm-3.
Calculo do pH da solução de HNO3, 0,025 mol dm-3.
[H3O+]= [HNO3] ionizado= 0,025 mol dm-3
pH = - log [H3O+]= - log (0,025)  pH = 1,6
)(3)(3)(2)(3 aqaqlaq OHNOOHHNO 


Existem alguns ácidos fracos que possuem uma certa cor quando na sua forma molecular e
uma cor diferente quando estão na forma ionizada.
Isso pode ser muito útil, pois dependendo da cor da solução podemos saber se o ácido
está ionizado ou não.
Mais do que isso, podemos saber a concentração do ião H+ na solução. Por isso dizemos
que esses ácidos fracos são indicadores da concentração do ião H+ . Podemos chamar
essas substâncias de Indicadores.

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