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ácido base ácido base Presentation Transcript

  • Da Atmosfera ao Oceano
    1
    Fernando Sayal
  • ÁCIDOS E BASES (soluções aquosas)
    Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases.
    2
  • 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
  • BASES
    As soluções das bases são amargas e geralmente escorregadias ao tacto.
    4
  • TEORIA DE ARRHENIUS
    Segundo Arrhenius, ácidos e bases dissociam-se em H+ e OH-, respectivamente.
    5
  • TEORIA DE ARRHENIUS
    Ácido
    Substância que em solução aquosa origina iões H+ (H3O+)
    HCl+H2O<>Cl- +H3O+
    6
  • TEORIA DE ARRHENIUS
    Base
    Substância que em solução aquosa origina iões OH-
    NaOH+H2O<>Na++OH-
    7
  • TEORIA DE ARRHENIUS
    As definições de Arrhenius revelaram-se muito restritivas pois:
    • eram aplicáveis somente a soluções aquosas;
    - não incluíam todas as substâncias que apresentavam, na prática, comportamento semelhante aos ácidos ou bases de Arrhenius.
    8
  • Por exemplo:
    NH3 (aq) + H2O (l) <> NH4 +(aq) + OH – (aq)
    não cabia na definição de Arrhenius, porque o NH3 não contém grupos OH.
    9
  • TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
    ÁcidoHA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O +
    Substância dadora de iões H+(protão) a uma base.
    10
  • TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
    Base B (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq)
    Substância receptora de iões H+(protão) de um ácido.
    11
  • 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
  • Como acontece esta transferência de protões?
    13
  • 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
  • pares conjugado ácido base
    HCl / Cl-
    H3O+ / H2O
    15
  • Como caracterizar a acidez ou alcalinidade de uma água?
    • Utilizando o conceito de pH.
    16
  • Escala de Sorensen e pH a 25ºC
    17
  • 18
  • pH
    sair
    O valor de pH expressa a concentração molar do ião H3O+p=-log
    pH = - logH3O+
    H3O+=10-pH
    19
  • pOH
    Procedimento idêntico é usado na expressão da concentração molar do ião OH-
    pOH = - logOH-
    OH-=10-pOH
    20
  • 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
  • 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
  • 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
  • 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
  • Kw=1x10-14 T=25ºC
    Kw =  H3O+  .  OH- 
    1x10-14 =  H3O+  .  OH- 
     H3O+  =  OH-  = x logo 1x10-14 = x2 x=√ 1x10-14 = 1x10-7
    pH= -log(1x10-7) = 7 e pOH = -log (1x10-7) = 7
    pH + pOH = 14 Se  H3O+   OH- 
    25
  • 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
  • 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
  • CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
    As espécies químicas envolvidas em reacções de protólise podem classificar-se como
    • ácidas
    • básicas
    • anfipróticas
    • neutras
    28
  • Espécies Químicas
    Ácidasue em solução só pode
    HNO3
    HCl
    H2SO4
    CH3COOH
    29
  • Espécies Químicas
    Básicasaquímicas que em solução só aceitam protões;
    NH3
    CH3COO -
    CO3 2-
    OH-
    30
  • Espécies Químicas
    Anfipróticas
    HSO4 –
    HCO3 -
    HS –
    H2O
    31
  • 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
  • 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
  • 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
  • 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
  • ÁCIDOS FORTES
    Os ácidos fortes apresentam ka >> 1.
    36
  • 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
  • BASES FORTES
    As bases fortes apresentam kb >> 1.
    38
  • BASES FORTES
    B (aq) + H2O (l) HB(aq) + HO - (aq)
    As bases fortesionizam-se totalmente.
    39
  • 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
  • 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
  • 42
  • 43
  • GRAU DE IONIZAÇÃO
    Ácido HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq)
    Base B (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq)
     = nionizadas/ ntotal
    44
  • GRAU DE IONIZAÇÃO
    HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq)
    ninn const. - -
    neqn - nconst. nn
    45
  • GRAU DE IONIZAÇÃO
    B (aq) + H2O (l) BH+(aq) + HO - (aq)
    ninn const. - -
    neqn - nconst. nn
    46
  • Purificar Água
    Destilação
    Destilador Laboratorial
    As impurezas são removidas por um processo de Vaporização seguido de Condensação
    47
  • 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
  • Purificar Água
    E numa situação de emergência?
    Vamos resolver a seguinte actividade.
    49
  • Águas minerais e de abastecimento público
    Indicadores dos Parâmetros para caracterizar águas:
    • VMA valor máximo admissível (mg/dm3)
    • não deve ser ultrapassado sob risco de provocar efeitos prejudiciais à saúde
    • VMR valor máximo recomendável
    • não deve ser excedido sob risco de contaminação
    • O valor paramétrico único tende a substituir os dois anteriores
    50
  • 51
  • Parâmetros para caracterizar águas:
    pH
    Cloro residual
    Sólidos dissolvidos totais
    Nitratos (NO3-)
    Sódio (Na+)
    Fluoretos (F-)
    52
  • pH 6.5 – 9.0
    Cloro residual
    HClO (aq) + H2O (l) <> ClO-(aq) + H3O+(aq)
    Sólidos dissolvidos totais
    53
  • 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
  • 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
  • REACÇÕES ÁCIDO-BASE
    Há flores como as hortênsias que são azuis em terreno mais ácido e cor-de-rosa em terreno menos ácido
    56
  • 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
  • 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
  • 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
  • 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
  • TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
    61
  • 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
  • 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
  • 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
  • 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
  • TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
    Ácido forte-base forte
    TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca
    Ácido fraco-base forte
    66
  • Titulações Ácido-Base
    Ácido forte-base forte – pHeq. = 7
    TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca – pHeq. < 7
    ( 25ºC )
    Ácido fraco-base forte – pHeq. > 7
    67
  • 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
  • ÁCIDO FORTE--BASE FORTE
    reacção que ocorre
    H3O+ (aq) + HO- (aq)  2 H2O (l)
    69
  • BASE FRACA--ÁCIDO FORTE
    reacção que ocorre
    NH3 (aq) + H3O+ (aq) 
    NH4+ (aq) + H2O (l)
    70
  • ÁCIDO FRACO--BASE FORTE
    reacção que ocorre
    CH3COOH (aq) + HO- (aq)  CH3COO- (aq) + H2O (l)
    71
  • Vamos titular a sério!!
    72
  • 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
  • INDICADORES
    Considerando o equilíbrio :
    HIn(aq) + H2O (l) In- (aq) + H3O + (aq)
    Ácido Base
    (cor A) (cor B)
    74
  • 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
  • INDICADORES ( Fenolftaleína )
    As soluções alcalinas mudam para carmim a solução incolor de fenolftaleína .
    76
  • INDICADORES(Tintura azul de tornesol)
    As soluções ácidas mudam para vermelho a cor azul do tornesol .
    77
  • 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
  • CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
    79
  • CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
    80
  • 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
  • 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
  • CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
    3- A zona de viragem do indicador deve ser o mais estreita possível
    83
  • Vejamos a chuva ácida
    Clique
    Clique também em chuva ácida- cuidado
    84
  • Principais fontes de emissão (ordem decrescente)
    85
  • Casos históricos de ocorrência de chuvas ácidas
    86
  • Fontes antropogénicas de emissão de óxidos de enxofre e azoto
    87
  • Efeitos das chuvas ácidas
    • Corrosão de metais
    • Degradação de edifícios
    • Redução da vida aquática
    • Fragilização de espécies vegetais
    • Modificação do pH do solo
    • Libertação de iões metálicos a partir das
    rochas
    • Arrastamento de nutrientes do solo
    88
  • 89
  • 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
  • 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
  • NAPIER
    92
  • SOLUÇÕES TAMPÃO
    O pH das lágrimas é mantido em 7,4 graças a uma solução tampão de proteínas.
    93
  • SOLUÇÕES TAMPÃO
    Soluções cujo pH se mantém praticamente invariável face à adição de pequenas quantidades de ácido ou de base.
    94
  • SOLUÇÕES TAMPÃO
    É uma solução que contém um ácido mais a sua base conjugada , em concentrações aproximadamente iguais.
    95
  • SOLUÇÕES TAMPÃO
    pH = pKa + log[Base] / [Ácido]
    96
  • SOLUÇÕES TAMPÃO
    Teremos melhor efeito tampão quando:
    [Ácido ] = [Base]
    97