Química Soluções Ácidos Base

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ÁCIDOS E BASES
	Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases.
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ÁCIDOS
ÁCIDOS
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	Pode 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.
As soluções ácidas contraem e endurecem o cabelo. 
ÁCIDOS
ÁCIDOS
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	As soluções das bases são amargas e geralmente escorregadias ao tacto.
ÁCIDOS
BASES
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As soluções alcalinas suavizam e dão maior volume ao cabelo. 
ÁCIDOS
BASES
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TEORIA DE ARRHENIUS
	Segundo Arrhenius, ácidos e bases dissociam-se em H+ e OH-, respectivamente.
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	Ácido 
	
	Substância que em solução aquosa origina íons H.
TEORIA DE ARRHENIUS
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	Base 
	
	Substância que em solução aquosa origina íons OH-.
TEORIA DE ARRHENIUS
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pH
	É comum usar pH para expressar a concentração molar do ião H +.
pH = - log H+
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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 subtrações: a esse instrumento atribui-se o nome de “Bastões de Napier”
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NAPIER
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pOH
	Procedimento idêntico é usado na expressão da concentração molar do ião OH- .
pOH = - log OH-
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TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
As definições de Arrhenius revelaram-se muito restritivas pois:
eram aplicáveis somente a soluções aquosas;
- 	não incluíam todas as substâncias que apresentavam, na pratica, comportamento semelhante aos ácidos ou bases de Arrhenius.
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	Por exemplo: 
NH3 (aq) + H2O (l) NH4 +(aq) + OH – (aq)
	não cabia na definição de Arrhenius, porque o NH3 não contém grupos OH-.
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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	Ácido 
		
	Substância doadora de íons H+ (próton) a uma base.
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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	Base 
		
	Substância aceitadora de íons H+ (próton) a um ácido.
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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	As reações ácido-base também se designam por reações protolíticas, uma vez que há transferência de prótons (H+) do ácido para a base.
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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	O ácido e a base relacionados por transferência de um próton constituem um sistema designado por par ácido-base conjugados.
Ácido 1 + Base 2 Ácido 2 + Base 1
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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pH
	É comum usar pH para expressar a concentração molar do ião H3O+.
pH = - log H3O+
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pOH
	É comum usar pOH para expressar a concentração molar do ião OH-.
pOH = - log OH-
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Escala de sorensen e pH
	Alguns ácidos e bases são mais fortes do que outros.
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Escala de sorensen e pH
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Escala de sorensen e pH
	A pele é ácida e o seu pH pode variar entre 4,5 e 6, dependendo da idade, do sexo e da parte do corpo que se considere. A acidez da pele constitui uma defesa contra microrganismos (fungos e bactérias).
Escala de sorensen e pH
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	Os cosméticos devem ter pH próximo do da pele. A indicação ostentada por alguns cosméticos de «pH neutro para a pele» pode não significar que o seu pH seja igual a 7, até porque esse valor já seria demasiado alcalino para a pele.
Escala de sorensen e pH
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	As soluções de sabão são alcalinas. Quando a pele é lavada com sabão o seu pH sobe, tornando-se alcalina durante 3 a 4 horas. Este fenômeno pode tornar-se irreversível se as lavagens forem frequentes, provocando danos especialmente em peles mais sensíveis.
Escala de sorensen e pH
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	Dadas duas soluções ácidas , é mais ácida a que tiver menor valor de pH.
	Dadas duas soluções alcalinas , é mais alcalina a que tiver maior valor de pH.
Escala de sorensen e pH
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CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
 A - .  H3O+ 
 Kc =  kc .  H2O = ka
  HA  .  H2O
	Em soluções diluídas a quantidade de água é constante.
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HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
 
  A-  .  H3O+ 
 Ka =
  H A 
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
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	A força de um ácido é dada pelo valor da constante de acidez.
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
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	Quanto maior a constante de acidez mais forte é o ácido.
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
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ÁCIDOS FORTES
Os ácidos fortes apresentam ka > 1.
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	Os ácidos fortes ionizam-se totalmente.
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
ÁCIDOS FORTES
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CONSTANTE DE BASICIDADE
B (aq) + H2O (l) HB+ (aq) + OH - (aq)
  HB+  .  OH- 
 Kb =
  B 
	Quanto maior kb, mais forte será a base.
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BASES FORTES
As bases fortes apresentam kb > 1.
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As bases fortes ionizam-se totalmente.
B (aq) + H2O (l) HB (aq) + HO - (aq)
BASES FORTES
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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. 
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H2O (l) + H2O (l) H3O + (aq) + OH- (aq)
	Este equilíbrio é designado por auto-ionização da água.
Kw =  H3O+  .  OH- 
A ÁGUA
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pKw
Aplicando o operador p ( -log )
Kw =  H3O+  .  OH- 
pH + pOH = pKw
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A ÁGUA
H2O (l) + H2O (l) H3O + (aq) + OH- (aq)
	A 25º C , Kw = 1 x 10 -14 .
	A ionização da molécula de água é endotérmica, o valor do produto iónico (Kw) aumenta com a temperatura. 
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RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
A- (aq) + H2O (l) HA (aq) + OH - (aq)
Ka . Kb = Kw
RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb
Aplicando o operador p ( - log )
Ka . Kb = Kw
pKa + pKb = pKw
pH - SOLUÇÕES DE BASES FORTES
A ionização de uma base forte é total :
 
B (aq) + H2O (l) HB+ (aq) + OH - (aq)
	Como  B  =  OH - ; 
	pOH = - log  OH-  vem :
pH = pKw - pOH 
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
pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS
	Não entrando em linha de conta com a contribuição da auto-ionização da água, temos :
  H3O+ 2 
 Ka = 
  HA 
GRAU DE IONIZAÇÃO
Ácido –
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
Base –
B (aq) + H2O (l) HB+ (aq) + OH - (aq)
GRAU DE IONIZAÇÃO
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
ninicio n const. - -
nequilíbrio n - n const. n n
 
GRAU DE IONIZAÇÃO
B (aq) + H2O (l) BH-+(aq) + HO - (aq)
ninicio n const. - -
nequilíbrio n - n const. n n
 
GRAU DE IONIZAÇÃO
 nionizadas = n
  =
 ntotal = n
GRAU DE IONIZAÇÃO
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
 2 .  HA 
 Ka = 
 1 - 
reações 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.
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Ácido ( aq ) + Base (aq ) Sal ( aq ) + Água ( l )
 Ácido Neutro Básico
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REAÇÕES ÁCIDO-BASE
	Há flores como as hortênsias que são azuis em terreno mais ácido e cor-de-rosa em terreno menos ácido.
reações ÁCIDO-BASE
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	A água da chuva é ligeiramente
ácida devido à dissolução de dióxido de carbono atmosférico, que dá origem ao ácido carbónico.
CO2 + H2O H2CO3
REAÇÕES ÁCIDO-BASE
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	O ácido ataca a pedra calcária de muitas construções, dissolvendo-a.
reações ÁCIDO-BASE
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	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. 
reações ÁCIDO-BASE
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	Dissolução em água de um dos vários remédios para combater a acidez do estômago.
REAÇÕES ÁCIDO-BASE
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	A picadela da abelha ou da urtiga resulta do ácido deixado na pele, cujo efeito pode ser atenuado ou eliminado por uma solução alcalina.
REAÇÕES ÁCIDO-BASE
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CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
	O caráter químico das soluções pode ser:
		- ácido ;  H3O+  >  OH- 
		- neutro ;  H3O+  =  OH- 
		- básico ;  OH-  >  H3O+ 
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	As espécies químicas envolvidas em reações de protólise podem classificar-se:
	- ácidas;
	- básicas;
	- anfipróticas ;
	- neutras. 
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CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
	Ácidas – as espécies químicas que em solução só podem ceder prótons; 
HNO3 ; HCl ; H2SO4 ; CH3COOH ; etc
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
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	Básicas – as espécies químicas que em solução só aceitam prótons;
NH3 ; CH3COO - ; CO3 2- ; OH- ; etc
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CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
	Anfipróticas – as espécies químicas que em solução tanto podem ceder como captar prótons,
HSO4 - ; HCO3 - ; HS - ; etc
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
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	Neutras – as espécies químicas que em solução não tendem nem a captar nem a ceder prótons, como por exemplo , os catíons dos grupos 1 e 2;
Na+ ; K+ ; Ca 2+ ; Mg 2+
	e as partículas conjugadas de ácidos ou bases muito fortes;
Cl- ; NO3 - ; SO4 2- ; etc
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
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pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FORTES
A ionização de um ácido forte é total :
HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)
	Como  HA  =  H3O + então:
pH = -log  H3O + = -log  HA 
TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
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TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
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TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
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TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
	Uma das aplicações mais correntes de reações ácido-base é a determinação da concentração de um ácido ( ou de uma base ) por reacção com uma base ( ou ácido ) de concentração conhecida .
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 . 
PONTO DE EQUIVALÊNCIA
	O número de moles de um ácido equivalente ao número de moles de uma base só depende da estequiometria da reacção .
PONTO DE EQUIVALÊNCIA
Exemplo :
HCl + NaOH  NaCl + H2O 
Quando o ácido e a base são monopróticos , no ponto de equivalência :
Ca.Va = Cb.Vb
PONTO DE EQUIVALÊNCIA
Exemplo :
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
PONTO DE EQUIVALÊNCIA
Exemplo :
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
TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
				 Ácido forte-base forte
TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca
 Ácido fraco-base forte
Titulações Ácido-Base
		 Ácido forte-base forte – pHeq. = 7
TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca – pHeq. < 7
( 25ºC )
 Ácido fraco-base forte – pHeq. > 7
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 .
ÁCIDO FORTE-BASE FORTE
	A reacção que ocorre :
H3O+ (aq) + HO- (aq)  2 H2O (l)
ÁCIDO FORTE-BASE FORTE
BASE FRACA-ÁCIDO FORTE
	A reacção que ocorre ( exemplo ) :
NH3 (aq) + H3O+ (aq)  NH4+ (aq) + H2O (l)
BASE FRACA-ÁCIDO FORTE
ÁCIDO FRACO-BASE FORTE
	A reacção que ocorre ( exemplo ) :
CH3COOH (aq) + HO- (aq)  CH3COO- (aq) + H2O (l)
ÁCIDO FRACO-BASE FORTE
TITULAÇÕES TERMOMÉTRICAS
	O aumento de temperatura verificado à medida que se adiciona o ácido à base , ou vice-versa , atinge o valor máximo quando ácido e base estão nas proporções estequiométricas . Isto permite realizar as chamada titulações termométricas.
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 .
INDICADORES
	Considerando o equilíbrio :
HIn(aq) + H2O (l)  In- (aq) + H3O + (aq)
 Ácido Base
INDICADORES
	
pH = pKIndicador + log [In-] / [HIn]
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 á outra .
INDICADORES
	
	[HIn] > 10 [In- ] - cor predominante - ÁCIDA
	[HIn] > [In -] / 10 - cor predominante – BÁSICA
INDICADORES
	cor ÁCIDA
 pH = pKIndicador - 1 	
INDICADORES
	cor BÁSICA
 pH = pKIndicador + 1 	
INDICADORES ( Fenolftaleína )
	As soluções alcalinas mudam para carmim a solução incolor de fenolftaleína .
INDICADORES 
( Tintura azul de tornesol )
	As soluções ácidas mudam para vermelho a cor azul do tornesol .
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.
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CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
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 .
CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
2- Caso 1- não se verifique , então a zona de viragem do indicador deve estar localizadana parte abrupta da curva de titulação . 
CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
3- A zona de viragem do indicador deve ser o mais estreita possível .
SOLUÇÕES TAMPÃO
	O pH das lágrimas é mantido em 7,4 graças a uma solução tampão de proteínas.
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	Soluções cujo pH se mantém praticamente invariável face à adição de pequenas quantidades de ácido ou de base.
SOLUÇÕES TAMPÃO
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	É uma solução que contém um ácido mais a sua base conjugada , em concentrações aproximadamente iguais.
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SOLUÇÕES TAMPÃO
	
pH = pKa + log [Base] / [Ácido]
SOLUÇÕES TAMPÃO
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	Teremos melhor efeito tampão quando:
[Ácido ] = [Base]
SOLUÇÕES TAMPÃO
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ALEXANDRE CARVALHO
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