2. ÁCIDOS E BASES (soluções aquosas) Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases. 2
3. ÁCIDOS 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. 3
4. BASES As soluções das bases são amargas e geralmente escorregadias ao tacto. 4
5. TEORIA DE ARRHENIUS Segundo Arrhenius, ácidos e bases dissociam-se em H+ e OH-, respectivamente. 5
6. TEORIA DE ARRHENIUS Ácido Substância que em solução aquosa origina iões H+ (H3O+) HCl+H2O<>Cl- +H3O+ 6
7. TEORIA DE ARRHENIUS Base Substância que em solução aquosa origina iões OH- NaOH+H2O<>Na++OH- 7
8.
9. Por exemplo: NH3 (aq) + H2O (l) <> NH4 +(aq) + OH – (aq) não cabia na definição de Arrhenius, porque o NH3 não contém grupos OH. 9
10. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY ÁcidoHA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + Substância dadora de iões H+(protão) a uma base. 10
11. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY Base B (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq) Substância receptora de iões H+(protão) de um ácido. 11
12. 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
14. 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
19. pH sair O valor de pH expressa a concentração molar do ião H3O+p=-log pH = - logH3O+ H3O+=10-pH 19
20. pOH Procedimento idêntico é usado na expressão da concentração molar do ião OH- pOH = - logOH- OH-=10-pOH 20
21. 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
22. 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
23. 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
24. A ÁGUA H2O (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
26. 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
27. CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES 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 27
35. 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- ; SO42- … 32
36. 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
37. CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka) É a constante de equilíbrio de uma reacção em que um ácido sofre ionização HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq) A - . H3O+ ] Ka = HA Em soluções diluídas a quantidade de água é constante. 34
38. 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
40. CONSTANTE DE BASICIDADE É a constante de equilíbrio de uma reacção em que uma base sofre ionização B (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq) HB+ . OH- Kb = B Quanto maior Kb, mais forte será a base. 37
42. BASES FORTES B (aq) + H2O (l) HB(aq) + HO - (aq) As bases fortesionizam-se totalmente. 39
43. 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
44. 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
49. GRAU DE IONIZAÇÃO B (aq) + H2O (l) BH+(aq) + HO - (aq) ninn const. - - neqn - nconst. nn 46
50. Purificar Água Destilação Destilador Laboratorial As impurezas são removidas por um processo de Vaporização seguido de Condensação 47
51. Purificar Água Osmose Inversa 48 5- Pós filtro de carvão: torna a água mais saborosa e doce 4- Membrana de Osmose Inversa (0,0001μ=0,1 nm) : remove bactérias, vírus, metais pesados, pesticidas etc 3- Filtro de sedimentos (1-3μ): filtra partículas finas e poluentes 2- Filtro de carvão: remove químicos: cloro, que dão cheiro, fertilizantes 1-Pré filtro 5μ: remove impurezas, poeiras
52. Purificar Água E numa situação de emergência? Vamos resolver a seguinte actividade. 49
53.
54. não deve ser ultrapassado sob risco de provocar efeitos prejudiciais à saúde
61. 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
62. 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. 55
63. REACÇÕES ÁCIDO-BASE Há flores como as hortênsias que são azuis em terreno mais ácido e cor-de-rosa em terreno menos ácido 56
64. REACÇÕES ÁCIDO-BASE A água da chuva é ligeiramente ácida devido à dissolução de dióxido de carbono atmosférico, que dá origem ao ácido carbónico. CO2 + H2O > H2CO3 57
65. REACÇÕES ÁCIDO-BASE 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. 58
66. REACÇÕES ÁCIDO-BASE A picadela da abelha ou da urtiga liberta ácido na pele, cujo efeito pode ser atenuado ou eliminado por uma solução alcalina. 59
67. 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
69. 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 . O número de moles de um ácido equivalente ao número de moles de uma base só depende da estequiometria da reacção . 62
70. 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.Vb 63
71. 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
72. 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 65
75. 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 . 68
80. 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 . 73
81. INDICADORES Considerando o equilíbrio : HIn(aq) + H2O (l) In- (aq) + H3O + (aq) Ácido Base (cor A) (cor B) 74
82. 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 . 75
83. INDICADORES ( Fenolftaleína ) As soluções alcalinas mudam para carmim a solução incolor de fenolftaleína . 76
85. 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. 78
88. 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 . 81
89. 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 . 82
90. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE 3- A zona de viragem do indicador deve ser o mais estreita possível 83
91. Vejamos a chuva ácida Clique Clique também em chuva ácida- cuidado 84
102. Controlo das chuvas ácidas 1-Absorção de SO2 Uso de calcário ou cal 2-Conversão dos NOx Uso de catalisadores 3- Neutralização dos solos Uso de hidróxido de cálcio 90
103. 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