ácido base

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ácido base

  1. 1. Da Atmosfera ao Oceano<br />1<br />Fernando Sayal<br />
  2. 2. ÁCIDOS E BASES (soluções aquosas)<br />Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases.<br />2<br />
  3. 3. ÁCIDOS<br />ÁCIDOS<br /> 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.<br />3<br />
  4. 4. BASES<br />As soluções das bases são amargas e geralmente escorregadias ao tacto.<br />4<br />
  5. 5. TEORIA DE ARRHENIUS<br />Segundo Arrhenius, ácidos e bases dissociam-se em H+ e OH-, respectivamente.<br />5<br />
  6. 6. TEORIA DE ARRHENIUS<br />Ácido<br /> Substância que em solução aquosa origina iões H+ (H3O+)<br />HCl+H2O<>Cl- +H3O+<br />6<br />
  7. 7. TEORIA DE ARRHENIUS<br />Base<br /> Substância que em solução aquosa origina iões OH-<br />NaOH+H2O<>Na++OH-<br />7<br />
  8. 8. TEORIA DE ARRHENIUS<br />As definições de Arrhenius revelaram-se muito restritivas pois:<br /><ul><li>eram aplicáveis somente a soluções aquosas;</li></ul>- não incluíam todas as substâncias que apresentavam, na prática, comportamento semelhante aos ácidos ou bases de Arrhenius.<br />8<br />
  9. 9. Por exemplo:<br />NH3 (aq) + H2O (l) <> NH4 +(aq) + OH – (aq)<br />não cabia na definição de Arrhenius, porque o NH3 não contém grupos OH.<br />9<br />
  10. 10. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY<br />ÁcidoHA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O +<br />Substância dadora de iões H+(protão) a uma base.<br />10<br />
  11. 11. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY<br />Base B (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq)<br />Substância receptora de iões H+(protão) de um ácido.<br />11<br />
  12. 12. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY<br />As reacções ácido-base também se designam por reacções protolíticas, uma vez que há transferência de protões (H+) do ácido para a base.<br />12<br />
  13. 13. Como acontece esta transferência de protões?<br />13<br />
  14. 14. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY<br /> O ácido e a base relacionados por transferência de um protão constituem um sistema designado por par ácido-base conjugados.<br />Ácido 1 + Base 2 <> Ácido 2 + Base 1<br />14<br />
  15. 15. pares conjugado ácido base<br /> HCl / Cl- <br />H3O+ / H2O<br />15<br />
  16. 16. Como caracterizar a acidez ou alcalinidade de uma água?<br /><ul><li>Utilizando o conceito de pH.</li></ul>16<br />
  17. 17. Escala de Sorensen e pH a 25ºC<br />17<br />
  18. 18. 18<br />
  19. 19. pH<br />sair<br /> O valor de pH expressa a concentração molar do ião H3O+p=-log<br /> pH = - logH3O+<br /> H3O+=10-pH<br />19<br />
  20. 20. pOH<br />Procedimento idêntico é usado na expressão da concentração molar do ião OH- <br />pOH = - logOH-<br />OH-=10-pOH<br />20<br />
  21. 21. Ex: <br />[H3O+] = 2x10-5 pH= -log(2x10-5) pH=4,7<br />[OH-] = 7x10-5 pOH= -log(7x10-5) pOH=4,2<br />Se pH=2,2 qual a concentração de iões [H3O+] ?<br /> [H3O+] = 10-pH =10-2,2 = 6,3x10-3 mol/dm3<br />21<br />
  22. 22. A ÁGUA<br />Sendo a água o líquido mais abundante na natureza e o solvente mais usado no laboratório, merece uma referência especial.<br />H2O (l) + H2O (l) <> H3O + (aq) + OH- (aq)<br />Solvente anfiprótico ou anfotérico porque pode funcionar como ácido e base. <br />22<br />
  23. 23. A ÁGUA<br />H2O (l) + H2O (l) <> H3O + (aq) + OH- (aq)<br />Este equilíbrio é designado por<br />auto-ionização da água<br /> auto protólise da água<br />Kw =  H3O+  .  OH- <br />23<br />A constante de Equilíbrio Kw designa-se por produto iónico<br />
  24. 24. A ÁGUA<br />H2O (l) + H2O (l) <> H3O + (aq) + OH- (aq)<br /> A 25º C , Kw = 1 x 10 -14<br />Sendo a ionização da <br />molécula de água <br />endotérmica,<br />o valor do produto iónico<br />(Kw) aumenta com a <br />temperatura.<br />24<br />
  25. 25. Kw=1x10-14 T=25ºC<br />Kw =  H3O+  .  OH-  <br />1x10-14 =  H3O+  .  OH-  <br /> H3O+  =  OH-  = x logo 1x10-14 = x2 x=√ 1x10-14 = 1x10-7<br />pH= -log(1x10-7) = 7 e pOH = -log (1x10-7) = 7<br /> pH + pOH = 14 Se  H3O+   OH-  <br />25<br />
  26. 26. CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES(depende da relação entre as concentrações dos iões)<br />- Solução ácida  H3O+  >  OH- <br />- Solução neutra  H3O+  =  OH- <br />- Solução básica  OH-  >  H3O+ <br />26<br />
  27. 27. CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES<br />Para qualquer solução neutra, ácida ou alcalina, verifica-se sempre a relação<br />Kw =  H3O+  .  OH- <br />O valor de Kw variará apenas com o valor da temperatura<br />27<br />
  28. 28. CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES<br />As espécies químicas envolvidas em reacções de protólise podem classificar-se como<br /><ul><li> ácidas
  29. 29. básicas
  30. 30. anfipróticas
  31. 31. neutras</li></ul>28<br />
  32. 32. Espécies Químicas<br />Ácidasue em solução só pode<br />HNO3<br />HCl <br />H2SO4<br />CH3COOH <br />29<br />
  33. 33. Espécies Químicas<br />Básicasaquímicas que em solução só aceitam protões;<br />NH3<br />CH3COO -<br /> CO3 2-<br />OH- <br />30<br />
  34. 34. Espécies Químicas<br />Anfipróticas<br />HSO4 –<br />HCO3 -<br />HS – <br />H2O <br />31<br />
  35. 35. Espécies Químicas<br />Neutrass espécies químicas que em solução não captam nem cedem protões, como por exemplo , os catiões dos grupos 1 e 2;<br />Na+ ; K+ ; Ca2+ ; Mg2+<br />e as partículas conjugadas de ácidos ou bases muito fortes;<br />Cl-; NO3- ; SO42- …<br />32<br />
  36. 36. SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FORTES<br />A ionização de um ácido forte é total :<br />HA (aq) + H2O (l) > A- (aq) + H3O + (aq)<br />Como  H3O + =  HA  então:<br />pH = -log  H3O + = -log  HA <br />33<br />
  37. 37. CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)<br />É a constante de equilíbrio de uma reacção em que um ácido sofre ionização<br />HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq)<br /> A - .  H3O+ ]<br />Ka = <br />  HA  <br />Em soluções diluídas a quantidade de água é constante.<br />34<br />
  38. 38. Força de um Ácido vs Ka<br />A força de um ácido é dada pelo valor da constante de acidez<br />Quanto maior a constante de acidez mais forte é o ácido<br />35<br />
  39. 39. ÁCIDOS FORTES<br />Os ácidos fortes apresentam ka >> 1.<br />36<br />
  40. 40. CONSTANTE DE BASICIDADE<br />É a constante de equilíbrio de uma reacção em que uma base sofre ionização<br />B (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq)<br />  HB+  .  OH- <br />Kb =<br />  B <br />Quanto maior Kb, mais forte será a base.<br />37<br />
  41. 41. BASES FORTES<br />As bases fortes apresentam kb >> 1.<br />38<br />
  42. 42. BASES FORTES<br />B (aq) + H2O (l) HB(aq) + HO - (aq)<br />As bases fortesionizam-se totalmente.<br />39<br />
  43. 43. Relação entre Ka e Kb<br />HA (aq) + H2O (l) < > A- (aq) + H3O + (aq)<br />A- (aq) + H2O (l) < > HA(aq) + OH - (aq)<br />Ka . Kb = Kw<br />40<br />
  44. 44. pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS<br />A ionização de um ácido fraco é parcial :<br />HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)<br />pH = - log H3O+total onde : <br /> H3O+total=  H3O+ácido +  H3O +água<br />Normalmente despreza-se a [H3O+] da água<br />41<br />
  45. 45. 42<br />
  46. 46. 43<br />
  47. 47. GRAU DE IONIZAÇÃO<br />Ácido HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq)<br />Base B (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq)<br /> = nionizadas/ ntotal <br />44<br />
  48. 48. GRAU DE IONIZAÇÃO<br />HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq)<br />ninn const. - -<br />neqn - nconst. nn<br />45<br />
  49. 49. GRAU DE IONIZAÇÃO<br />B (aq) + H2O (l) BH+(aq) + HO - (aq)<br />ninn const. - -<br />neqn - nconst. nn<br />46<br />
  50. 50. Purificar Água<br />Destilação<br />Destilador Laboratorial<br />As impurezas são removidas por um processo de Vaporização seguido de Condensação<br />47<br />
  51. 51. Purificar Água<br />Osmose Inversa<br />48<br />5- Pós filtro de carvão: torna a água mais saborosa e doce<br />4- Membrana de Osmose Inversa (0,0001μ=0,1 nm) : remove bactérias, vírus, metais pesados, pesticidas etc<br />3- Filtro de sedimentos (1-3μ): filtra partículas finas e poluentes<br />2- Filtro de carvão: remove químicos: cloro, que dão cheiro, fertilizantes<br />1-Pré filtro 5μ: remove impurezas, poeiras<br />
  52. 52. Purificar Água<br />E numa situação de emergência?<br />Vamos resolver a seguinte actividade.<br />49<br />
  53. 53. Águas minerais e de abastecimento público<br />Indicadores dos Parâmetros para caracterizar águas:<br /><ul><li> VMA valor máximo admissível (mg/dm3)
  54. 54. não deve ser ultrapassado sob risco de provocar efeitos prejudiciais à saúde
  55. 55. VMR valor máximo recomendável
  56. 56. não deve ser excedido sob risco de contaminação
  57. 57. O valor paramétrico único tende a substituir os dois anteriores</li></ul>50<br />
  58. 58. 51<br />
  59. 59. Parâmetros para caracterizar águas:<br />pH <br />Cloro residual <br />Sólidos dissolvidos totais<br />Nitratos (NO3-)<br />Sódio (Na+)<br />Fluoretos (F-)<br />52<br />
  60. 60. pH 6.5 – 9.0<br />Cloro residual <br />HClO (aq) + H2O (l) <> ClO-(aq) + H3O+(aq)<br />Sólidos dissolvidos totais<br />53<br />
  61. 61. Nitratos (NO3-) < 50 mg/l<br />Sódio (Na+) < 200 mg/l<br />Fluoretos (F-) < 1,5 mg/l<br />- Expressar as concentrações acima em ppm (m/m)<br />54<br />
  62. 62. REACÇÕES ÁCIDO-BASE<br />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.<br />55<br />
  63. 63. REACÇÕES ÁCIDO-BASE<br />Há flores como as hortênsias que são azuis em terreno mais ácido e cor-de-rosa em terreno menos ácido<br />56<br />
  64. 64. REACÇÕES ÁCIDO-BASE<br />A água da chuva é ligeiramente ácida devido à dissolução de dióxido de carbono atmosférico, que dá origem ao ácido carbónico.<br />CO2 + H2O > H2CO3<br />57<br />
  65. 65. REACÇÕES ÁCIDO-BASE<br />A azia, designação atribuída ao excesso de suco gástrico (HCl), pode ser combatida com um antiácido. <br /> Os antiácidos neutralizam o HCl em excesso no estômago. <br />58<br />
  66. 66. REACÇÕES ÁCIDO-BASE<br />A picadela da abelha ou da urtiga liberta ácido na pele, cujo efeito pode ser atenuado ou eliminado por uma solução alcalina.<br />59<br />
  67. 67. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE<br />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 .<br />60<br />
  68. 68. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE<br />61<br />
  69. 69. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE<br />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 . <br />O número de moles de um ácido equivalente ao número de moles de uma base só depende da estequiometria da reacção .<br />62<br />
  70. 70. PONTO DE EQUIVALÊNCIA<br />Exemplo :<br />H3O+ + Cl- + Na+ + OH-<br /> Na+ + Cl-+ H2O<br />HCl + NaOH NaCl + H2O<br />Quando o ácido e a base são monopróticos , no ponto de equivalência :<br />Ca.Va = Cb.Vb<br />63<br />
  71. 71. PONTO DE EQUIVALÊNCIA<br />2 HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2O<br />Quando o ácido é monoprótico e a base é diprótica , no ponto de equivalência:<br />Ca.Va = 2 Cb.Vb<br />64<br />
  72. 72. PONTO DE EQUIVALÊNCIA<br />H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O<br />Quando o ácido é diprótico e a base é monoprótica , no ponto de equivalência :<br />2 Ca.Va = Cb.Vb<br />65<br />
  73. 73. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE<br />Ácido forte-base forte<br />TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca<br /> Ácido fraco-base forte<br />66<br />
  74. 74. Titulações Ácido-Base<br /> Ácido forte-base forte – pHeq. = 7<br />TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca – pHeq. < 7<br />( 25ºC )<br /> Ácido fraco-base forte – pHeq. > 7<br />67<br />
  75. 75. ÁCIDO FORTE-BASE FORTE<br />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 .<br />68<br />
  76. 76. ÁCIDO FORTE--BASE FORTE<br />reacção que ocorre<br />H3O+ (aq) + HO- (aq)  2 H2O (l)<br />69<br />
  77. 77. BASE FRACA--ÁCIDO FORTE<br />reacção que ocorre<br />NH3 (aq) + H3O+ (aq) <br /> NH4+ (aq) + H2O (l)<br />70<br />
  78. 78. ÁCIDO FRACO--BASE FORTE<br />reacção que ocorre <br />CH3COOH (aq) + HO- (aq)  CH3COO- (aq) + H2O (l)<br />71<br />
  79. 79. Vamos titular a sério!! <br />72<br />
  80. 80. INDICADORES<br />Um indicador de ácido-base pode ser definido como um sistema ácido-base em que as cores da forma ácido e base são diferentes .<br />73<br />
  81. 81. INDICADORES<br />Considerando o equilíbrio :<br />HIn(aq) + H2O (l) In- (aq) + H3O + (aq)<br /> Ácido Base<br /> (cor A) (cor B)<br />74<br />
  82. 82. INDICADORES<br />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 .<br />75<br />
  83. 83. INDICADORES ( Fenolftaleína )<br />As soluções alcalinas mudam para carmim a solução incolor de fenolftaleína .<br />76<br />
  84. 84. INDICADORES(Tintura azul de tornesol)<br />As soluções ácidas mudam para vermelho a cor azul do tornesol .<br />77<br />
  85. 85. INDICADORES -Indicador Universal <br />É uma mistura de vários indicadores, uns naturais outros sintéticos. <br /> Apresenta uma grande variedade de cores consoante a acidez ou basicidade da solução.<br />78<br />
  86. 86. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE<br />79<br />
  87. 87. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE<br />80<br />
  88. 88. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE<br />1- A zona de viragem do indicador deve conter o valor de pH no ponto de equivalência .<br />81<br />
  89. 89. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE<br />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 . <br />82<br />
  90. 90. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE<br />3- A zona de viragem do indicador deve ser o mais estreita possível <br />83<br />
  91. 91. Vejamos a chuva ácida<br />Clique<br />Clique também em chuva ácida- cuidado<br />84<br />
  92. 92. Principais fontes de emissão (ordem decrescente)<br />85<br />
  93. 93. Casos históricos de ocorrência de chuvas ácidas<br />86<br />
  94. 94. Fontes antropogénicas de emissão de óxidos de enxofre e azoto<br />87<br />
  95. 95. Efeitos das chuvas ácidas<br /><ul><li> Corrosão de metais
  96. 96. Degradação de edifícios
  97. 97. Redução da vida aquática
  98. 98. Fragilização de espécies vegetais
  99. 99. Modificação do pH do solo
  100. 100. Libertação de iões metálicos a partir das </li></ul> rochas<br /><ul><li>Arrastamento de nutrientes do solo</li></ul>88<br />
  101. 101. 89<br />
  102. 102. Controlo das chuvas ácidas<br />1-Absorção de SO2<br />Uso de calcário ou cal<br />2-Conversão dos NOx<br />Uso de catalisadores <br />3- Neutralização dos solos<br />Uso de hidróxido de cálcio<br />90<br />
  103. 103. TEORIA DOS LOGARITMOS<br />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”<br />91<br />
  104. 104. NAPIER<br />92<br />
  105. 105. SOLUÇÕES TAMPÃO<br />O pH das lágrimas é mantido em 7,4 graças a uma solução tampão de proteínas.<br />93<br />
  106. 106. SOLUÇÕES TAMPÃO<br />Soluções cujo pH se mantém praticamente invariável face à adição de pequenas quantidades de ácido ou de base.<br />94<br />
  107. 107. SOLUÇÕES TAMPÃO<br />É uma solução que contém um ácido mais a sua base conjugada , em concentrações aproximadamente iguais.<br />95<br />
  108. 108. SOLUÇÕES TAMPÃO<br />pH = pKa + log[Base] / [Ácido]<br />96<br />
  109. 109. SOLUÇÕES TAMPÃO<br />Teremos melhor efeito tampão quando:<br />[Ácido ] = [Base]<br />97<br />

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