Equilíbrio Iônico II

ÁCIDOS E BASES
Muitos produtos de consumo
contêm ácidos e bases.
sair
ÁCIDOS
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.
sair
ÁCIDOS
As soluções ácidas contraem e
endurecem o cabelo.
sair
BASES
ÁCIDOS
As soluções das
bases são
amargas e
geralmente
escorregadias ao
tacto.
sair
BASES
ÁCIDOS
As soluções alcalinas suavizam
e dão maior volume ao cabelo.
sair
TEORIA DE ARRHENIUS
Segundo
Arrhenius,
ácidos e bases
dissociam-se em
+
H e OH ,
respectivamente.
sair
TEORIA DE ARRHENIUS
Ácido
Substância que em
solução aquosa
origina íons H.
sair
TEORIA DE ARRHENIUS
Base
Substância que em
solução aquosa
origina íons OH .
sair
pH
sair
É comum usar pH para
expressar a concentração
molar do ião H +.
pH = - log H+
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”
sair
NAPIER
sair
pOH
sair
Procedimento idêntico é usado na
expressão da concentração molar
do ião OH- .
pOH = - log
OH 
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.
sair
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
Por exemplo:
NH3 (aq) + H2O (l)
NH4 +(aq) + OH – (aq)
não cabia na definição de Arrhenius, porque o
NH3 não contém grupos OH-.
sair
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
Ácido
Substância doadora de íons H+
(próton) a uma base.
sair
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
Base
Substância aceitadora de íons H+
(próton) a um ácido.
sair
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
As reações ácido-base também se
designam por reações protolíticas,
uma vez que há transferência de
prótons (H+) do ácido para a base.
sair
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
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
sair
sair
pH
É comum usar pH para expressar a
concentração molar do ião H3O+.
pH = - log H3O+
sair
pOH
É comum usar pOH para expressar
a concentração molar do ião OH-.
pOH = - log
OH 
Escala de sorensen e pH
Alguns ácidos e bases são
mais fortes do que outros.
sair
Escala de sorensen e pH
sair
Escala de sorensen e pH
sair
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).
sair
Escala de sorensen e pH
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.
sair
Escala de sorensen e pH
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.
sair
Escala de sorensen e pH
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.
sair
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
A- (aq) + H3O +
HA (aq) + H2O (l)
(aq)
A - .  H3O+ 
 kc .  H2O = ka
Kc =
 HA  .  H2O
Em soluções diluídas a quantidade de
água é constante.
sair
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
HA (aq) + H2O (l)
A- (aq) + H3O + (aq)
 A -  .  H 3O + 
Ka =
HA
sair
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
A força de um ácido é dada pelo
valor da constante de acidez.
sair
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
Quanto maior a constante de
acidez mais forte é o ácido.
sair
ÁCIDOS FORTES
Os ácidos fortes apresentam
ka > 1.
sair
ÁCIDOS FORTES
HA (aq) + H2O (l)
A- (aq) + H3O + (aq)
Os ácidos fortes ionizam-se
totalmente.
sair
CONSTANTE DE BASICIDADE
HB+ (aq) + OH - (aq)
B (aq) + H2O (l)
 HB+  .  OH- 
Kb =
B
Quanto maior kb, mais forte será a
base.
sair
BASES FORTES
As bases fortes apresentam
kb > 1.
sair
BASES FORTES
B (aq) + H2O (l)
HB (aq) + HO - (aq)
As bases fortes ionizam-se
totalmente.
sair
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.
sair
A ÁGUA
H2O (l) + H2O (l)
H3O + (aq) + OH- (aq)
Este equilíbrio é designado por
auto-ionização da água.
Kw =  H3
+
O
.
OH

sair
pKw
Aplicando o operador p ( -log )
Kw =  H3O+  .  OH- 
pH + pOH = pKw
sair
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.
sair
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)
ninicio
n
nequilíbrio n - n
A- (aq) + H3O + (aq)
const.
-
const.
n
n
GRAU DE IONIZAÇÃO
B (aq) + H2O (l)
ninicio
n
const.
nequilíbrio n - n
const.
BH-+(aq) + HO - (aq)
n
n
GRAU DE IONIZAÇÃO
nionizadas = n
=
ntotal = n
GRAU DE IONIZAÇÃO
A- (aq) + H3O + (aq)
HA (aq) + H2O (l)
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.
sair
REAÇÕES ÁCIDO-BASE
Ácido ( aq ) + Base (aq )
Ácido
Sal ( aq ) + Água ( l )
Neutro
Básico
sair
reações ÁCIDO-BASE
Há flores como as hortênsias
que são azuis em terreno mais
ácido e cor-de-rosa em terreno
menos ácido.
sair
REAÇÕES 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
sair
reações ÁCIDO-BASE
O ácido ataca a pedra calcária
de muitas construções,
dissolvendo-a.
sair
reações 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.
sair
REAÇÕES ÁCIDO-BASE
Dissolução em água de um dos
vários remédios para combater a
acidez do estômago.
sair
REAÇÕES ÁCIDO-BASE
A picadela da
abelha ou da urtiga
resulta do ácido
deixado na pele, cujo
efeito pode ser
atenuado ou
eliminado por uma
solução alcalina.
sair
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
O caráter químico das soluções
pode ser:
- ácido ;  H3O+  >  OH- 
- neutro ;  H3O+  =  OH- 
- básico ;  OH-  >  H3O+ 
sair
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
As
espécies
químicas
envolvidas em reações de
protólise podem classificar-se:
- ácidas;
- básicas;
- anfipróticas ;
- neutras.
sair
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
Ácidas –
as espécies químicas
que em solução só podem ceder
prótons;
HNO3 ; HCl ; H2SO4 ; CH3COOH ; etc
sair
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
Básicas – as espécies químicas
que em solução só aceitam prótons;
NH3 ; CH3COO - ; CO3 2- ; OH- ; etc
sair
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
Anfipróticas – as espécies
químicas que em solução tanto
podem ceder como captar prótons,
HSO4 - ; HCO3 - ; HS - ; etc
sair
CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES
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
sair
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
( 25ºC )
Ácido forte-base fraca – pHeq. < 7
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.
sair
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.
sair
SOLUÇÕES TAMPÃO
Soluções cujo pH se mantém
praticamente invariável face à
adição de pequenas quantidades
de ácido ou de base.
sair
SOLUÇÕES TAMPÃO
É uma solução que contém
um ácido mais a sua base
conjugada , em concentrações
aproximadamente iguais.
sair
SOLUÇÕES TAMPÃO
pH = pKa + log [Base] / [Ácido]
sair
SOLUÇÕES TAMPÃO
Teremos melhor efeito tampão quando:
[Ácido ] = [Base]
sair
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ALEXANDRE CARVALHO
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