Ácidos e bases

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS
FACULDADE DE FÍSICA
DÉBORA DYANE DO AMARAL SILVA
ISABELA DOS SANTOS CARVALHO
STANLEY SANTIAGO COELHO
VITOR LUCAS RODRIGUES DE MEDEIROS
YTALO CÁSSIO GOMES PINHEIRO
WILTOM SEIICHI ITO
ÁCIDOS E BASES
BELÉM/PA
2018
DÉBORA DYANE DO AMARAL SILVA
ISABELA DOS SANTOS CARVALHO
STANLEY SANTIAGO COELHO
VITOR LUCAS RODRIGUES DE MEDEIROS
YTALO GOMES PINHEIRO
WILTOM SEIICHI ITO
	
Trabalho de pesquisa apresentado como requisito para obtenção de nota na disciplina Química Geral Teórica I, ministrada pelo Prof. 
Dr.José
 Ribamar 
Bogea
 Lobato.
BELÉM/PA
2018
Sumário
1. Introdução......................................................................................................2
2. Desenvolvimento...........................................................................................2
2.1. Conceito de Arrhenius.....................................................................2
2.2. Conceito de Bronsted-Lowry..........................................................3
2.3. Conceito de Lewis ...........................................................................4
 2.3.1. Definição de ligação covalente coordenada...................4
 2.3.2. A importância da definição de Lewis...............................5
3. Força ácida.....................................................................................................5
3.1. Medida da quantidade de H+, e o grau de ionização...................5
3.2. Força ácida dos oxiácidos..............................................................6
3.3. Eletronegatividade...........................................................................6
3.4. Constante de equilíbrio...................................................................7
3.4.1. Constante de equilíbrio em termos de pressão parcial (Kp)..........................................................................................................8
4. Auto ionização da água...............................................................................8
4.1. Notação Ph......................................................................................9
4.2. Escala de Ph....................................................................................9
5. Chuva ácida..................................................................................................9
5.1. Formação e consequências..........................................................10
6. Conclusão....................................................................................................11
7. Bibliografias.................................................................................................12
1. Introdução
	Ácidos e bases são geralmente lembrados como substâncias químicas perigosas, corrosivas e capazes de dissolver metais como se fossem comprimidos efervescentes. Mas a presença dos ácidos e bases na nossa vida cotidiana é bem mais ampla e menos agressiva do que se imagina, sendo estes, componentes usuais de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene ou cosméticos. Além de serem os grandes pilares da maioria das propriedades do reino mineral e de toda a vida de nosso planeta se levarmos em consideração que vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO2, que a fotossíntese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO2, a substância geradora de ácido mais comum na natureza, que a fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido acético, dentre outros fatores. 
As duas funções mais importantes da química, ácidos e bases, apesar de ambos serem substâncias corrosivas, estes são opostos químicos. Uma das maiores diferenças entre os ácidos e bases é que as bases, em contato com solução aquosa, liberam íons negativos, as hidroxilas (OH-). Já os ácidos, em contato com água liberam íons positivos de hidrogênio (H+). Ambos são estudados pela Química Inorgânica, o ramo que estuda os compostos que não são formados por carbono.
2. Desenvolvimento 
A primeira consideração que se deve ter a respeito dos ácidos e bases é que as chamadas "teorias" de ácido-base são, na realidade, conceitos de ácidos ou de bases. Elas não são teorias no sentido da teoria da ligação de valência ou da teoria de orbitais moleculares. Na verdade, podemos fazer um ácido ser qualquer coisa que queiramos. As diferenças entre os vários conceitos não se referem ao "certo", mas ao uso mais conveniente em uma dada situação particular.
2.1. Conceito de Arrhenius
	Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases que leva em conta a forma estrutural das moléculas deu-se pelo químico Svante Arrhenius em 1884. Ele propôs que ácidos e bases pudessem ser classificados com relação na quantidade de íons formados quando adicionados em água. Sendo assim, para Arrhenius, ácidos eram as substâncias cujos produtos de dissociação iônica em água geravam íons hidrogênio (H+). Um exemplo de ácido proposto por Arrhenius é o ácido clorídrico (HCl) que quando dissociado em água libera os íons H+e Cl-.
	A forma como Arrhenius sugeriu a definição de base é análoga a de ácidos. No entanto, ao invés das bases formarem os íons hidrogênio quando dissociados em água, estas formam os íons hidróxido (OH-). Dessa forma, um exemplo de base definida pelo conceito de Arrhenius seria o NaOH, que quando dissociado em água libera os íons Na+ e OH-. Com isso, as reações de ácido-base na forma de Arrhenius geram como produtoságua e sal e esta reação é denominada reação de neutralização.
	Esse conceito, embora utilizado até hoje, possui diversas limitações tais como só poder ser usado em soluções aquosas. Porém, íon H+ não existe em solução aquosa. O que realmente acontece é que os prótons carregados positivamente reagem com a água e formam íons hidrônio (H3O+). Desta forma, o conceito não pode ser aplicado para outros solventes e, por fim, ainda segundo o conceito de Arrhenius, somente são bases substâncias que possuem OH- em sua composição e esse caso é verdadeiro para o NaOH, mas para outras substâncias, como por exemplo a amônia (NH3), não aplica-se tal definição, já que, segundo este conceito, a amônia não seria uma base, quando na verdade é. 
2.2. Conceito de Bronsted-Lowry
	Em 1923, Bronsted em Copenhagen na Dinamarca e Lowry em Cambridge na Inglaterra surgem com um novo conceito para ácidos e bases que parte de sistemas protônicos, onde há transferência de prótons entre as substâncias químicas. Com isso, eles sugerem que ácidos são substâncias capazes de doar um próton em uma reação e bases são capazes de aceitar um próton em uma reação.
	Dessa maneira, as características de um ácido e de uma base se manifestam durante as reações, explicando assim o caráter básico da amônia e o caráter ácido do íon amônio, já que a amônia, quando dissociada em água, aceita um próton e, portanto é uma base. Por conseguinte, na reação de dissociação em água do íon amônio (NH4+), ele doa um próton e portanto é um ácido. Dessa forma, a água atua como um ácido na dissociação da amônia e também como uma base na dissociação do íon amônia e essa é uma característica de substâncias anfipráticas, substâncias essas que podem se comportar como ácido e também como base de Bronsted-lowry.
	Portanto, os avanços causados pela definição de Bronsted lowry estão na sua habilidade de lidar com qualquer solvente, entre eles a amônia líquida e o ácido sulfúrico que, com o conceito de arrhenius, não seria possível. Além disso, outras reações de transferência de prótons que não seriam chamadas de neutralização, mas que são de caráter ácido-base podem ser tratadas por essa definição. Por fim, a ênfase que essa definição coloca na competição por prótons é uma das vantagens em um sistema com solvente protônico, todavia, ainda assim é limitada para sistemas que não contêm prótons.
2.3. Conceito de Lewis
	Em 1923, no mesmo ano em que Brönsted eLowry propuseram a definição protônica para ácidos e bases, o químico G. N. Lewis propôs uma definição ainda mais abrangente para ácidos e bases cuja denominação é definição eletrônica. 
	Desta forma, Lewis definiu um ácido como uma espécie capaz de receber pares eletrônicos isolados que, por conseguinte, formaria ligações covalentes coordenadas (antigamente conhecida como dativa). Analogamente, uma base é toda espécie química capaz de ceder pares de elétrons isolados que, assim como os ácidos, formaria ligações covalentes coordenadas. 
2.3.1. Definição de ligação covalente coordenada
	As ligações covalentes ocorrem quando há o compartilhamento de elétrons entre os átomos, tornando todos os átomos que participam deste tipo de ligação estáveis. Porém, no caso da ligação covalente coordenada ou dativa, o átomo que possui pares de elétrons disponíveis e que não está realizando o compartilhamento deles com outro átomo pode “doar” estes elétrons livres para outro átomo qualquer, realizando uma ligação covalente simples e uma ligação covalente coordenada ou dativa, onde há a transferência de elétron(s) de um átomo para o outro. Este tipo de ligação química é bastante comum e ocorre frequentemente com átomos de cloro, enxofre, fósforo, entre outros diversos elementos químicos.
	Portanto, para que uma ligação covalente coordenada ocorra é necessário que um dos átomos compartilhe um par de elétrons com outro átomo, e ao mesmo tempo, faça cessão de um ou mais elétron(s) com outro átomo, que apenas participa da ligação recebendo o(s) elétron(s).
	No entanto, só é possível que haja ligação covalente coordenada se o átomo que é responsável pela doação de elétron(s) estiver estabilizado de acordo com a regra do octeto. Ou seja, primeiramente deve ocorrer o compartilhamento dos elétrons com um átomo, até que ambos estejam estáveis, para somente após esta estabilização ocorrer a doação do(s) elétron(s) para o outro átomo tornar-se estável.
2.3.2. A importância da definição de Lewis
	A definição de Lewis é a mais abrangente definição de ácidos e bases, em virtude de sua definição não se restringir somente as espécies hidrogênio e/ou hidroxila e sim de se adequar a praticamente todas as reações químicas. 
	Além disso, essa definição é importantíssima principalmente em química orgânica, visto que muitos compostos orgânicos funcionam como receptores e doadores de pares eletrônicos. Muitas espécies químicas podem funcionar como ácidos e bases de Lewis, haja vista que os ácidos são espécies deficientes em elétrons, que buscam preencher seus orbitais vazios e as bases são espécies em que sobram pares eletrônicos. Por fim, é importante observar que a definição de ácido-base de Lewis sempre tende a formação de ligações covalentes coordenadas, pois sempre existe a doação e a recepção de pares eletrônicos.
3. Força ácida
O que determina a força de um ácido é a quantidade de H+ liberados em uma ionização, logo a força ácida determina o grau de destreza com que os ácidos se ionizam na água e conduzem eletricidade.
3.1. Medida da quantidade de H+, e o grau de ionização
Figura 01 – Fórmula do grau de ionização do ácido
A partir da análise do numero de moléculas ionizadas relacionadas ao numero total de moléculas dissolvidas, obtemos a fórmula para saber se um ácido é forte ou fraco. Onde alfa representa o grau de ionização do ácido. 
A partir da quantidade de moléculas que sofrem ionização, a quantidade em porcentagem constatada representa o grau de força do ácido.
Figura 02 – Grau de ionização
O grau de ionização varia entre 0% e 100%. Quando alfa tem o valor menor que 5%, a substância é pouco ionizada, sendo chamada de ácido fraco. Quando alfa se aproxima de 100%, a substância está bastante ionizada, sendo chamada de ácido forte.
3.2. Força ácida dos oxiácidos
Oxiácidos são ácidos que contém oxigênio. Para medir a força ácida oxiacidos é necessário subtrair a quantidade de hidrogênio pela a quantidade de oxigênio.
N ºoxigênio – N ºhidrogênio = força ácida dos oxiácidos.
Onde, se o resultado for três, é uma força ácida muito forte. Se o resultado for dois, é uma força ácida forte. Se o resultado for um, é uma força ácida moderada. Se o resultado for zero, é uma força ácida fraca.
Exemplos: H2SO4= O4-H2= 2(força ácida forte)
HNO3= O3-H1=2 (força ácida forte)
3.3. Eletronegatividade
Baseado no assunto anterior, damos:
HCLO = H1 - O1 = 0; HBRO= O1-H1= 0; HIO= O1-H1=0
O estudo da eletronegatividade do átomo central serve para, quando obtermos resultados iguais como esses acima, sabermos classificá-los quanto à sua força. Quanto maior a eletronegatividade do átomo central, mais forte são as cargas, então a água irá quebrar as moléculas com mais facilidade.
Figura 03 – Tabela para classificação de força 
Baseado na tabela acima, podemos concluir que HCLO é um acido mais forte que o HBRO e o HIO por conta de sua eletronegatividade.
3.4. Constante de equilíbrio
A constante de equilíbrio é dada por um valor especifico com certa reação e temperatura, e independe de suas condições iniciais, pressão ou volume.
Para adquirir a constante de equilíbrio, é utilizada a multiplicação das concentrações dos produtos, balanceando a equação, elevando os potencias iguais aos seus respectivos coeficientes, dividindo esse produto pelo produto das concentrações dos reagentes, cada qual também eleva a potência igual ao respectivo coeficiente estequiométrico.
Ex: Suponha aA + bB ⟺ cC + dD 
Onde A, B, C e D representam reagentes e produtos e a, b, c e d os respectivos coeficientes estequiométricos. A expressão da constante de equilíbrio é: Kc = [C]c⋅[D]d[A]a⋅[B]b
A concentração molar está simbolizada pela fórmula da substância entre colchetes. 
Exemplo:  Para a reação de formação da amônia temos: 
N2(g) + 3 H2(g) ⟺ 2 NH3(g) - Kc = [NH3]2[N2]⋅[H2]3 
A ordem dos produtos e dos reagentes demonstra que quanto maior o valor do numerador, maior o valor do Kc e maior será a tendência de formação dos produtos. Logo, quanto maior for o valor da constante Kc , maior será o rendimento da reação, ou seja, haverá o favorecimento na formação de produtos e a concentração destes presentes no sistema será maior que a concentração dos reagentes. E quanto menor o valor do Kc, menor o rendimento da reação, isto é, maior a concentração de reagentes em relação aos produtos.
3.4.1. Constante de equilíbrio em termos de pressão parcial (Kp)
O Kp é aplicável a equilíbrios homogêneos gasosos, ou equilíbrios heterogêneos, cuja constante de equilíbrio é função apenas do componente gasoso. 
Para o equilíbrio hipotético abaixo, sob V, P e T constantes, temos: 
aA + bB ⟺ cC + dD
Kp = (PC)c⋅(PD)d(PA)a⋅(PB)b  
Onde:
Kp = constante de equilíbrio em função das pressõesparciais;
PA= pressão parcial do reagente A em equilíbrio;
PB = pressão parcial do reagente B no equilíbrio;
PC= pressão parcial do reagente C no equilíbrio;
PD = pressão parcial do reagente D no equilíbrio.
4. Auto ionização da água e Kw
	A auto ionização da água consiste na transferência de um próton entre duas moléculas de água com formação dos íons hidróxido (OH-) e hidrônio (H+ ou H3O+). A transferência é possível pelo fato de a água ser uma substância anfotérica, ou seja, pode atuar tanto como ácido quanto como base. A equação para a auto ionização da água é: 2H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
Basicamente a molécula de água age como um ácido de Bronsted-Lowry, enquanto outra molécula de água aceita o próton e age como uma base de Bronsted-Lowry. Isso resulta na formação dos íons hidrônio e hidroxila em uma razão molar igual a 1:1.
	Uma vez que a água é um ácido fraco e uma base fraca, os íons hidrônio e hidroxila existem em concentrações muito, muito pequenas em relação à água não-ionizada. Podemos calcular a constante de auto ionização através do cálculo da concentração: Kw = [H3O+].[OH-].
4.1. Notação Ph	
	Ph é uma sigla para Potencial Hidrogeniônico. O pH é uma escala que mede o potencial ácido de uma substância. Quanto maior é o pH, maior é a acidez. Ocálculo do pH é dado pela fórmula: pH = -log[H+]
	A concentração de íons dos ácidos e bases, por variar entre números pequenos e números extremamente pequenos, é medida com a notação científica. Por exemplo, a água pura tem pH = 7, ou seja, o a concentração de hidrônios é de 0,0000001 mol/L. 
4.2. Escala de Ph
	O pH possui uma escala que varia entre 0 e 14. Quanto mais próximo do 0, mais ácida é a solução. E quanto mais perto dos 14, mais básica é a solução. Quando o pH é igual a 7, a substância é neutra. O pH pode ser calculado de maneira experimental por meio de substâncias como o azul de bromotimol e o alaranjado de metila, com resultados aproximados.
5. Chuva ácida 
Figura 04 – Formação da chuva ácida
	A chuva ácida é a precipitação de componentes ácidos que ocorre com a interação de óxidos na atmosfera. A chuva pode ser naturalmente ácida, com uma média de pH de 5,6. Existem processos naturais que liberam elementos ao meio ambiente como, por exemplo, na decomposição de matéria orgânica, ou no vulcanismo. Mas o nível de acidez em reações naturais não é o que causa o agravamento da chuva ácida e consequentemente danos ao meio ambiente e a saúde humana. É normalmente em áreas industrializadas com a presença de empresas e transportes urbanos que ocorrerão os principais problemas envolvendo esse assunto. 
5.1. Formação e consequências 
	Ela se forma com a interação de óxidos e gotas de água na atmosfera, em altas altitudes. O óxido de nitrogênio (NOx) e óxidos de enxofre (SO2), ao serem despejados no ambiente e irem em suspensão até as nuvens, interagem com o vapor de água formando ácidos fortes, como o ácido sulfúrico e o ácido nítrico. Vale ressaltar que combustíveis fósseis causam acidez, porém o carvão mineral é a principal fonte entre todos. Fazendo uma relação com rios voadores existentes na Amazônia, a chuva ácida é algo parecido, pode não ser algo local e poderá facilmente deslocar-se para outras áreas. 
	A média de pH da chuva é de 5,6. Em áreas com um grande índice de poluição atmosférica a acidez é inferior a isto, causando a degradação de monumentos, a diminuição da produção agrária, e até a perda da biodiversidade tanto terrestre quanto aquática. Um exemplo de problema ambiental bastante atual é o do branqueamento dos corais, que ocorre quando a água dos oceanos é submetida a um pH muito baixo, acarretando na morte de algas e o fim do mutualismo no local.
6. Conclusão 
Vimos que estas substâncias estão presentes em todos os momentos da nossa vida e que essa presença é bem mais ampla e menos agressiva do que se imaginávamos como, por exemplo, em baterias de carros (ácido sulfúrico), no limão (ácido cítrico), e até mesmo nos nossos músculos (ácido lático).
Os ácidos e as bases são duas funções químicas consideradas opostas, isso porque as suas propriedades costumam ser inversas. Ácidos e bases podem ser reconhecidos, e, portanto, classificados, por um conjunto de reações químicas específicas. Estas classificações de ácidos e bases são baseadas em reações químicas que muitas vezes têm uma aplicação geral, outras vezes se prestam para situações particulares de aplicações restritas. Porém, todas as definições do comportamento ácido-base são compatíveis umas com as outras.
7. Bibliografias
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Comparação entre ácidos e bases"; Brasil Escola. Disponível em <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/comparacao-entre-acidos-bases.htm>. Acesso em 06 de julho de 2018.
A. V. Bandura, S. N. Lvov, J. Phys. Chem. 2006. pág 15-30.
Atkins, P.W., Jones, L., ”Princípios de química”: questionando a vida moderna e o meio ambiente”. 5ª ed., Porto Alegre: Ed. Bookman, 2012.
Usberco J., Salvador E., “Química Geral”. 12ª.ed., São Paulo: Saraiva, 2006.
Carlos Barros e Wilson Roberto Paulino. “CIÊNCIAS - FÍSICA E QUÍMICA”. Ed. Ática, 2006.
Fernando Gewandsznajder. “CIÊNCIAS - matéria e energia”.Ed. Ática, 2008.
Molecular Geometry, Van Nostrand Reinhold, London, 1972, 226 pages.
Chemistry, with D.A. Humphreys, N.C. Baird and E.A. Robinson.
The VSEPR Model of Molecular Geometry with I. Hargittai.
Atoms, Molecules and Reactions: An Introduction to Chemistry with D.A. Humphreys, E.A. Robinson and D.R. Eaton, Prentice Hall, 1994.
Chemical Bonding and Molecular Geometry: From Lewis to Electron Densities (Topics in Inorganic Chemistry) by Ronald J. Gillespie and Paul L. A. Popelier.