universidade candido mendes

UNIVERSIDADE CANDIDO MENDES
PRÓ-REITORIA DE PLANEJAMENTO E DESENVOLVIMENTO
DIRETORIA DE PROJETOS ESPECIAIS
PROJETO A VEZ DO MESTRE
JOVÂNIA TEIXEIRA GONÇALVES
pH - Medida de acidez e a sua aplicação em nosso dia-a-dia
RIO DE JANEIRO, RJ, DEZEMBRO/2001
SUMÁRIO
Resumo
06
Introdução
07
Capítulo I pH e Cárie Dentária
08
Capítulo II Conceito de Ácidos e Bases
10
2.1 Conceitos de Ácidos e Bases segundo Arrhenius (1884)
10
2.2 Classificação dos ácidos e bases
12
2.2.1 Ácidos
12
2.2.1.1 Quanto ao Número de Hidrogênios Ionizáveis
12
2.2.1.2 Hidrácidos ou Oxiácidos
12
2.2.1.3 Estado Físico
13
2.2.1.4 Ácidos fixos e Voláteis
13
2.2.1.5 Força
13
2.2.1.5.2 Regra prática para a determinação da força dos ácidos
14
2.3 BASES OU HIDRÓXIDOS
15
2.3.1 Número de Hidroxilas
15
2.3.2 Caráter Metálico
16
2.3.3 Tipo de Ligação
16
2.3.4 Força
16
2.4 NOMENCLATURA DE ÁCIDOS E BASES
17
2.4.1 Ácidos
17
2.4.1.1 Ácidos não oxigenados recebem a terminação ídrico, junto com o nome do não - metal. 17
2.4.1.2 Os oxiácidos, cujo átomo central possui número de oxid. máximo recebe a terminação ico.
17
2.4.1.3 Os oxiácidos cujo átomo central possui número de oxid. inferior em duas unid. do valor do
correspondente oxiácido com terminação em ico, recebem a terminação oso.
17
2.4.1.4 Quando um não metal é capaz de formar 4 oxiácidos.
18
2.4.1.5 Um ácido pode sofrer desidratação, formando outro ácido.
18
2.5 Bases
19
2.5.1 Usa-se a palavra hidróxido seguida da prep. de e termina-se com o nome do metal ou
do íon amônio no caso do NH4OH.
19
2.5.2 Quando um metal forma duas bases, devemos diferenciá-las através de duas maneiras:
19
2.5.3 Nos casos das bases formadas pelos seguintes metais: Au,Sn,Pb,Cu e Pt devemos
usar o nome latino do metal.
19
Capítulo III Propriedades dos Ácidos e Bases
21
3.1 Sabor
21
3.2 Solubilidade em água
21
3.3 Tipo de Ligação Química
21
3.4 Neutralização
21
3.5 Comportamento em Presença de Indicadores
21
3.6 Soluções Ácidas, Básicas e Neutras
21
3.7 Conceitos de Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry (1923)
23
3.8 Reações de Íons com a Água
26
3.9 Conceitos de Ácidos e Bases de Lewis (1923)
26
3.10 Preparação de Ácido e Bases
27
3.10.1 ÁCIDOS
27
3.10.1.1 Combinação direta dos elemento
27
3.10.1.2 Reação de haletos não-metálicos com água
28
3.10.1.3 Ação da água sobre óxidos não-metálicos
28
3.10.1.4 Reação entre um sal do ácido a ser obtido com outro ácido
28
3.11 BASES
28
3.11.1 Reação de óxidos básicos com água
28
3.11.2 Reação de metais alcalinos (1A) e metais alcalinos-terrosos (2A) com água
28
3.11.3 Eletrólise de soluções aquosas de sais
29
3.11.4 Reação entre uma base e um sal
29
Capítulo IV Equilíbrio Iônico da Água: pH e pOH
4.1 A concentração do solvente é constante
4.2 Produto iônico da água
4.3 As escalas de pH e pOH
Capítulo V Exaguatórios Bucais (Uma forma de diminuir a incidência de cárie dentaria)
5.1 Composição
5.2 Formulação Experimental
5.3 Análise da Formulação
5.3.1 Ação bactericida:
5.3.2 Componentes adstringentes
5.3.3 Desodorizantes
5.3.4 Álcool e outros componentes
5.3.5 Fluoreto de sódio
5.3.6 Tensoativo
Conclusão
Bibliografia
31
31
32
37
41
43
44
44
44
45
45
45
45
45
48
49
Dedicatória
Dedico este trabalho ao meu pai (em memória), que com seus esforços e o seu
amor à família, permitiu que eu pudesse ter estrutura para buscar caminhos que cada vez
mais iluminassem a minha vida.
Agradecimento
À minha mãe, que com sua fé em Deus e esperança, me ensinou os princípios de
força e coragem para enfrentar as adversidades; aos meus irmãos Rose, Jair e Marcos
que estiveram sempre presente com suas palavras de apoio; ao meu amigo Cláudio
Cantergiani, quem eu admiro pela sua determinação, e que sempre me serviu como
inspiração; aos nossos alunos que nos dão a alegria da solidariedade.
RESUMO
Foi visto que o ensino do programa de pH e ácidos não era compreendido pelo aluno com mais
clareza e facilidade pois eles não viam uma aplicabilidade deste tema com o seu dia a dia. Pensando nisto
foi tentando correlacionar o estudo do pH com uma situação que acometesse comumente os próprios
alunos como o problema da cárie dentária e como a alteração do pH pode provocar esta doença. Quando
foi feita esta correlação os estudantes mostraram se mais interessados e prestaram mais atenção na aula.
Após compreensão do assunto os alunos começaram a discutir uma proposta através do próprio estudo da
química se seria possível uma maneira de reduzir o problema da cárie dentária. Então foi demonstrado
uma formulação de enxaguatório bucal, que contém substâncias que através de reações químicas
favoreçam a mineralização do dente diminuindo o índice de cárie dentária.
Após realização da prática da produção do enxaguatório bucal os alunos mostraram-se mais motivados
para o estudo da química.
Introdução
Ao longo dos tempos o ensino da química na maioria das escolas fundamenta-se
em fornecer aos estudantes conhecimentos apenas teóricos dos princípios e conceitos da
química sem uma visão prática e aplicativa levando a uma falta de compreensão vital
que a química desempenha no dia a dia dos alunos. Os mesmos apresentam uma falta de
interesse pelo estudo da química pois a maioria não consegue associar a química como
disciplina de extrema importância, até em outras áreas como biologia, medicina,
engenharia e etc...
Com o tema pH e ácidos e sua relação com a formação da cárie dentária e a
realização de uma prática onde foi demonstrado uma formulação de um enxaguatório
bucal como medida profilática para reduzir a doença , tentamos estimular o entusiasmo
do aluno em compreender como a química exerce fundamental importância, criando no
estudante de química o desejo de solucionar problemas.
Capítulo I
pH e Cárie Dentária
A cárie dentária atormenta a Humanidade desde há muito. Embora as suas
causas sejam relativamente bem conhecidas, ainda não se conhece nenhuma profilaxia
completamente eficaz.
Os
dentes são revestidos por uma camada protetora exterior chamada
esmalte, com uma espessura de cerca de 2 mm. Esta é composta por um mineral, a
hidroxiapatite, cuja fórmula é Ca5(PO4)3OH. Quando se dissolve (num processo
designado por desmineralização), os iões dispersam-se na saliva:
Ca5(PO4)3OH(s) →
3-
5Ca2+(aq) + 3PO4 (aq) + OH-(aq)
Sendo os fosfatos de metais alcalino-terrosos ( como o cálcio ) insolúveis,
esta reação não se dá em grande extensão. A reacção inversa, dita mineralização, é a
defesa natural do corpo contra a cárie,
3-
5Ca2+(aq) + 3PO4(aq) + OH-(aq) →
Ca5(PO4)3OH(s)
Nas crianças o crescimento da camada de esmalte (mineralização) supera a
desmineralização. Nos adultos, os dois processos dão-se aproximadamente com a
mesma velocidade.
Após uma refeição, as bactérias presentes na boca decompõem parte dos
alimentos produzindo ácidos orgânicos como os ácidos acético e láctico
[CH3CH(OH)COOH]. A produção de ácidos é máxima com alimentos doces tais como
guloseimas, gelados e bebidas açucaradas. A diminuição de pH leva ao desaparecimento
de iões OHH+(aq) + OH-(aq) →H2O(l) o que por sua vez aumenta a desmineralização.
Com o esmalte enfraquecido, inicia-se a cárie propriamente dita.
A melhor forma de lutar contra a cárie é comer poucos doces e lavar os
dentes imediatamente após as refeições. A maioria das pastas de dentes contém
compostos com flúor, tais como o NaF e o SnF2, que também ajudam a combater a
cárie. Os ions fluoreto provenientes destes compostos substituem eficazmente algum do
OH numa reacção equivalente à remineralização:
3-
5Ca (aq) + 3PO4(aq) + F-(aq) →
2+
Ca5(PO4)3F(s)
Como o fluoreto é uma base mais fraca do que o ião hidróxido, o esmalte
modificado, dito flúorapatite, é mais resistente aos ácidos orgânicos.
Esse interessante texto menciona Ácidos e pH (medida de acidez), uma
escala muito usada em Química. Ao longo deste trabalho estudaremos uma série de
fatos.
Capítulo II
Conceito de Ácidos e Bases
2.1 Conceitos de Ácidos e Bases segundo Arrhenius (1884)
Segundo o conceito de Arrhenius, ácidos são todas as substâncias que, em
solução aquosa, sofrem ionização produzindo íons H+ (PRÓTONS).
Mais adiante, ficou comprovado que os íons H+ reagem intensamente com a
água, formando íons hidroxônio (H3O)+ .
H+ + H2O —> H3O+
Esta reação pode ainda, ser representada estruturalmente:
/H
+
/H
H —> : O: —>
\
H :O:
\
H
H
Exemplos:
H2O
HNO3 —> H+NO3
–
ou
+
HNO3 + H2O —> H3O + NO3 H2 O
HCι —> H+ + Cι- ou
HCι + H2O –> H3O+ ou Cι-
Sabe-se ainda que, um Ácido com dois ou mais hidrogênios ionizáveis,
sofre ionização em sucessivas etapas.
H2O
H2SO4 —> H+ + HSO4 – (1ª etapa)
H2O
HSO4 - —> H+ + SO4 2- (2 ª etapa)
___________________________
H2 O
H2SO4 —> 2 H+ + SO4 2 –
Quando um ácido apresenta hidrogênios não ligados a oxigênio, eles não
sofrem ionização.
Exemplo
H3PO3
H —> não ionizável
H–O
\
P–O
/
H–O
H2 O
H3PO3 —> 2H+ +H PO3 2Segundo Arrhenius, bases ou hidróxidos são substâncias que, em solução
aquosa, libertam íons hidroxila (OH-).
Exemplos
H2 O
NaOH —> Na+ + OH –
H2 O
Ca (OH)2 —> Ca2+ + 2 OH –
De acordo com Arrhenius, toda base deveria ser constituída por um metal e
por íons OH –. Posteriormente, descobriram-se bases não-metálicas.
Exemplo
H2 O
NH4OH —> NH4+ OH-
2.2 Classificação dos ácidos e bases
2.2.1 Ácidos
2.2.1.1 Quanto ao Número de Hidrogênios Ionizáveis
a) Ácidos Monopróticos: apresentam apenas um hidrog6enio ionizável na
molécula.
Exemplos
HCι, HNO3, HI, H3PO2
b) Ácidos Dipróticos: apresentam dois hidrogênios ionizáveis na molécula.
Exemplos
H2SO4,H2CO3,H3PO3
C) Ácidos tripróticos: apresentam três hidrogênios ionizáveis na molécula.
Exemplos
H3PO4, H 3BO 3
2.2.1.2 Hidrácidos ou Oxiácidos
a) Hidrácidos: não possuem oxigênio na molécula.
Exemplos
H2S,HBr, HCι
b) Oxiácidos: são ácidos oxigenados.
Exemplos
HNO3,H2SO4,H3PO4
2.2.1.3 Estado Físico
a) Sólidos
Exemplos
H3SO4,H4SiO4
b) Líquidos
Exemplos
H2SO4,HNO3
c) Gasosos
Exemplos
HCι, H2S
2.2.1.4 Ácidos fixos e Voláteis
a) Ácidos Voláteis: apresentam baixo ponto de ebulição.
Exemplos
H2SO4 (PE = 338° C)
H3 PO4 (PE = 200° C)
H2 C2 O4 (sólido)
b) Ácidos Voláteis: apresentam baixo ponto de ebulição.
Exemplos
HNO3 (PE = 86° C)
H2S,HCN, HCι (gases)
2.2.1.5 Força
2.2.1.5.1 Força - ácida
Chamamos de força ácida à intensidade com que o ácido libera prótons (H+)
em solução aquosa. Para se medir essa intensidade, usa-se o grau de ionização (a) que é
a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número de moléculas dissolvidas.
a=
número de moléculas ionizadas
número de moléculas dissolvidas
Exemplos
a) HNO2
Dissolvendo-se 100 moléculas em água, apenas 8 sofrem ionização, logo o
grau de ionização (a) será:
a= 8 = 0,08 ou 8%
100
b) HCι
Em cada 100 moléculas, 92 sofrem ionização:
A = 92 = 0,92 ou 92%
100
Chamamos de ácidos fortes àquelas cujo a é maior que 0,5. Os ácidos cujo a
está compreendido entre 0,05 e 0,5 são chamados de moderados. Finalmente, os ácidos
cujo a é inferior a 0,05 são denominados ácidos fracos.
Exemplos
Ácido forte:
H2SO4 ( a = 0,61)
Ácido moderado:
H3PO4 (a = 0,27)
Ácido fraco:
HCN
( a = 8 x 10 –5 )
Aplica – se o grau de ionização ou dissociação a todos os eletrólitos.
2.2.1.5.2 Regra prática para a determinação da força dos ácidos
A fórmula geral de um ácido pode ser escrita da seguinte maneira:
Hx Ey Az
Em função da diferença ( z – x ), podemos achar a força de um oxiácido.
z-x
Força
0
fraco
1
moderado
2
forte
3
muito forte
Exemplos
H4 P2 O7 : z – x = 3 —> ácido muito forte
H2SO4 : z – x = 2 —> ácido forte
H3 PO4 : z – x = 1 —> ácido moderado
HbrO : z – x = 0 —> ácido fraco
Para se determinar a força de um hidrácido, usa – se a seguinte regra:
Ácidos fortes:
HCι, HBr, HI
Ácido moderado:
HF
Ácidos fracos:
Todos os demais
2.3 BASES OU HIDRÓXIDOS
2.3.1 Número de Hidroxilas
a) Monobases: apresentam uma hidroxila.
Exemplos
KOH, NaOH, NH4OH
b) Dibases: apresentam duas hidroxilas.
Exemplos
Zn(OH)2 , Ca(OH)2 , Fe(OH)2
c) Tribases: apresentam três hidroxilas.
Exemplo
Aι (OH)3, NH4OH
2.3.2 Caráter Metálico
a) Bases metálicas
Exemplos
KOH, NaOH, Aι (OH)3, Ca(OH)2
b) Bases não-metálicas
Exemplos
NH4OH
2.3.3 Tipo de Ligação
a) Bases iônicas: são formadas por metais alcalinos e alcalino-terrosos.r
Exemplos
KOH, Ca(OH)2, NaOH, Mg(OH)2
b) Bases moleculares: todas as demais.
Exemplos
Aι (OH)3,
2.3.4 Força
O conceito de força de uma base é o mesmo usado para os ácidos ou
qualquer eletrólito, isto é, em função do grau de dissociação ou ionização (a0.
a) Bases fortes: são as bases formadas por metais alcalinos e alcalinoterrosos ou seja, as bases de natureza iônica.
b) Bases fracas: são todas as demais, incluindo o NH4OH.
2.4 NOMENCLATURA DE ÁCIDOS E BASES
2.4.1 Ácidos
2.4.1.1 Ácidos não oxigenados recebem a terminação ídrico, junto com o nome do
não - metal.
Exemplo
HCι - ácido clorídrico
H2S – ácido sulfídrico
HCN – ácido cianídrico
HBr – ácido bromídrico
2.4.1.2 Os oxiácidos, cujo átomo central possui número de oxidação máximo recebe
a terminação ico.
Exemplos
+5
HNO3 – ácido nítrico
+6
H2SO4 – ácido sulfúrico
+5
H3PO4 – ácido fosfórico
2.4.1.3 Os oxiácidos cujo átomo central possui número de oxidação inferior em
duas unidades do valor do correspondente oxiácido com terminação em ico,
recebem a terminação oso.
Exemplo:
+3
HNO – ácido nitroso
+4
H2SO3 – ácido sulfuroso
+3
H3PO3 – ácido fosforoso
2.4.1.4 Quando um não metal é capaz de formar 4 oxiácidos, usa-se o prefixo hipo
para o ácido cujo elemento central possui o menor número de oxidação e o prefixo
per para o ácido cujo elemento central possui o maior número de oxidação
Exemplos
+7
HCιO4 - ácido perclórico
+5
HCιO3 - ácido clórico
+3
HCιO2 - ácido cloroso
+1
HCιO – ácido hipocloroso
2.4.1.5 Um ácido pode sofrer desidratação, formando outro ácido.
Exemplos
+5
+5
2H3PO4 —> H4P2O7 + 2H2O
+5
H4P2O7 —> 2 HPO3 + H2O
Percebe-se que o Nox do elemento central dos três ácidos é igual ou seja, os
três ácidos não diferem entre si pelo Nox e sim pela quantidade de água. Nestes casos,
usa-se o prefixo orto para o mais hidratado (H3PO4) e o prefixo meta para o menos
hidratado (HPO3). O ácido intermediário recebe o prefixo piro (H4P2O7).
Podemos ainda, usar a seguinte regra prática:
Piro = 2 orto - H2O, meta = orto - H2O
H3PO4 - ácido ortofosfórico
H4P2O7 - ácido pirofosfórico
HPO3 - ácido metafosfórico
2.5 Bases
2.5.1 Usa-se a palavra hidróxido seguida da preposição de e termina-se com o
nome do metal ou do íons amônio no caso do NH4OH.
Exemplos
NaOH – hidróxido de sódio
KOH – hidróxido de potássio
Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio
Aι (OH)3 – hidróxido de alumínio
NH4OH – hidróxido de amônio
Ba(OH)2 – hidróxido de bário
2.5.2 Quando um metal forma duas bases, devemos diferenciá-las através de duas
maneiras:
a) Pela valência do metal
Exemplo
+2
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso II
+2
Fe(OH)3 – hidróxido férrico III
b) Pelas terminações oso e ico
oso: valência menor
ico: valência maior
Exemplo
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso
Fe(OH)3 – hidróxido férrico
2.5.3 Nos casos das bases formadas pelos seguintes metais: Au, Sn, Pb, Cu e Pt
devemos usar o nome latino do metal.
Au – aurum
Cu – cuprum
Sn – stanum
Pt – platinum
Pb – plumbum
Exemplos
AuOH { hidróxido de ouro I ou hidróxido auroso
Au(OH)3 { hidróxido de ouro III ou hidróxido áurico
CuOH {hidróxido de cobre I ou hidróxido cuproso
Cu(OH)2 { hidróxido de cobre II ou hidróxido cúprico
Capítulo III
Propriedades dos Ácidos e Bases
3.1 Sabor
Os ácidos apresentam sabor azedo enquanto que as bases apresentam sabor
adstringente.
3.2 Solubilidade em água
A maioria dos ácidos é solúvel em água enquanto que apenas as bases
formadas por metais alcalinos e alcalino-terrosos apresentam boa solubilidade em água.
3.3 Tipo de Ligação Química
Os ácidos apresentam estrutura molecular. As bases formadas por metais
alcalinos e metais alcalino-terrosos são iônicas enquanto que as demais são moleculares.
3.4 Neutralização
Quando se coloca em contato um ácido e uma base, ocorre uma
neutralização, visto que, ambos possuem propriedades opostas.
Nessa neutralização, forma-se um sal e água.
ÁCIDO + BASE —> SAL + ÁGUA
ou
H+ + OH- —> H2O
3.5 Comportamento em Presença de Indicadores
Os indicadores são substâncias que possuem a propriedade de mudar de cor
em função da quantidade de íons H+ presentes.
Os principais indicadores são: metilorange, tornassol, fenolftaleína e
vermelho de metila.
A Tabela V.1. mostra a cor desses indicadores em presença de ácidos e
bases.
Tabela V.1.
INDICADOR
Metilorange
Tornassol
Fenolftaleína
Vermelho de metila
MEIO ÁCIDO
Vermelho
Vermelho
Incolor
Vermelho
MEIO BÁSICO
amarelo alaranjada
azul arroxeado
vermelho carmim
amarelo
3.6 Soluções Ácidas, Básicas e Neutras
As concentrações relativas dos íons H+ e OH- determinam o caráter ácido,
básico ou neutro de uma solução.
[H+] = concentração de íons H+
[OH-] = concentração de íons OH-
Na água pura:
[H+] = [OH-]
Dizemos que uma solução é ácida quando:
[H+] > [OH-]
Quando [H+] < [OH-] a solução é básica.
Quando [H+] = [OH-] a solução é neutra.
3.7 Conceitos de Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry (1923)
Pela Teoria de Arrhenius, vimos que os ácidos, em solução aquosa, libertam
íons (H3O) e as bases, íons OH .observando-se o modo pelo qual os ácidos e as bases
formam estes íons, verifica-se que, na realidade, os ácidos perdem 1 próton que se
agrega em seguida à molécula de água que se transforma em íons hidroxônio.
Dissolvendo-se ácidos e bases em outros solventes, ocorre o mesmo
processo, porém os íons formados são diferentes. Bronsted e Lowry generalizaram estes
resultados e propuseram os seguintes conceitos para ácidos e bases:
Ácido é toda espécie química capaz de doar prótons ( H+).
Base é toda espécie química capaz de receber prótons ( H+).
Exemplos
HCι + H2O <— H3O+ +HCιácido
base
—>
<—
NH4 + H2O —> H3O+ + NH3
ácido
base
A transferência de um próton de um ácido a uma base denomina-se
protólise.
Levando-se em conta que o processo de doar ou receber prótons é um
processo reversível, quando um ácido doa um próton, converte-se numa base e esta ao
recebê-lo transforma-se num ácido. O ácido e a sua base correspondente formam um
sistema conjugado.
<—
ÁCIDO —>BASE + PRÓTON
Como o próton não possui existência livre, deve passar a outra substância
que se comporta como base e se converte por sua vez em seu ácido conjugado.
Estabelece-se como conseqüência, um equilíbrio em duplo sistema
conjugado.
A seguir apresentamos uma tabela de exemplos:
—>
ÁCIDO 1
+ BASE 2 <— ÁCIDO 2 + BASE 1
—>
HCι
+
H2O
H2O
+
NH3
H3O+
+
HS-
<—
—>
<—
—>
<—
H3O+
+
Cι-
NH4+
+
OH-
+
H2O
NH4 +
+
Cι-
HSO 4 -
+
OH-
H2S
—>
HCι
+
NH3
<—
H2O
+
SO42-
<—
-
HCO3
+ NH3
—>
—>
<—
NH4
+
2-
+ CO3
HCι
-
—>
+ HCO3
<—
NH4 +
+
Cl-
Pelos exemplos acima, vimos que alguns compostos podem atuar como
ácidos e bases. Essas substâncias que apresentam propriedades de ácidos e bases, são
chamadas de anfóteras.
Exemplos
-
HCO3 - bicarbonato
H2O - água
Tabela VI.1
FORÇA RELATIVA DE ÁCIDOS E BASES
ÁCIDO
BASE CONJUGADA
NOME
FÓRMULA
FÓRMULA
NOME
Ácido perclórico
HCιO4*
CιO4 -
íons perclorato
Ácido sulfúrico
H2SO4*
HSO4 -
íons bissulfato
Ácido iodídrico
HI*
I-
íons iodeto
Ácido bromídrico
HBr*
Br -
íons brometo
Ácido clorídrico
HCι*
Cι-
íons cloreto
Ácido nítrico
HNO3*
NO3 -
íons nitrato
Ácido bissulfato
NS4 -
SO42-
íons sulfato
Ácido fosfórico
H3PO4
H2PO4-
íons fosfato de dihidrogeno
Ácido nitroso
HNO2
NO2-
íons nitrito
Ácido fluorídrico
HF
F-
íons fluoreto
Ácido acético
CH3COOH
CH3COO -
íons acetato
Ácido carbônico
CO3**
HCO3 -
íons bicarbonato
Sulfeto de hidrogênio
H2S
HS-
íons hidrosulfeto
Íons amônio
NH4+
NH3
amoníaco
Ácido cianídrico
HCN
CN
-
Amoníaco
NH3
NH2-
íons cianeto
íons amideto
*Ácido fortes, existem somente em soluções aquosas diluídas.
**Quando se dissolve CO2 em água, quase todo CO2 dissolvido está presente como CO2
e não como H2 CO3. CO2 + H2O —> H2 CO3
3.8 Reações de Íons com a Água
A Teoria de Bronsted-Lowry explica muitos tipos de reações que
anteriormente tinham nomes específicos. O termo neutralização por exemplo, engloba
todas reações entre ácidos e bases conjugados da mesma substância.
Exemplos
Em água:
<—
H3O+ + OHácido 1
base 2
—>
H2O + H2O
ácido 1 base 2
Em amônia:
NH4+ + NH2 <=> NH3 + NH3
ácido 1
base 2
ácido 1
base 2
3.9 Conceitos de Ácidos e Bases de Lewis (1923)
Lewis propôs um conceito mais amplo para ácidos e bases.
“Ácido é toda substância que pode receber (compartilhar) um par eletrônico
e base é toda substância que pode ceder ( compartilhar ) um par eletrônico.”
Percebe-se que o conceito de Lewis está diretamente ligado com o conceito
de ligação covalente coordenada.
O conceito de Lewis é o mais amplo dos três visto que, o conceito de
Arrhenius é válido somente para soluções aquosas, o conceito de Bronsted-Lowry é
válido para qualquer solução e o de Lewis é valido para qualquer estado físico.
Exemplos
(OH)- + H+ <=> H2O OU
..
H:O: - + H+<=>H2O
..
base
ácido
Trifluoreto de
boro
F
\
F- B + : N
/
F
Ácido
F
H
base
/
H
F - B:N - H
/
/
\
- H —> F
H
\
trifluoreto de boro amônio
H
amônia
3.10 Preparação de Ácido e Bases
3.10.1 ÁCIDOS
3.10.1.1 Combinação direta dos elementos
Exemplos
H2 + F2 —> 2HF
H2 + I2 —> 2HI
H2 + Cι2—> 2 HCι
H2 + S —> H2S
Este é um método usado para a obtenção de hidrácidos.
3.10.1.2 Reação de haletos não metálicos com água
Exemplos
PBr3 + 3H2O —> H3PO3 +3HBr
BCι3 + 3H2O —> H3 BO3 +3HCι
3.10.1.3 Ação da água sobre óxidos não metálicos
Exemplos
SO2 + H2O —> H2SO3
SO3 + H2O —> H2SO4
Cι2O + H2O —> 2HCιO
P2O5 + 3H2O —> 2H3PO4
3.10.1.4 Reação entre sal do ácido a ser obtido com outro ácido
NaCι + H2SO4 —> NaHSO4 + HCι
KNO3 + H2SO4 —> KHSO4 + HNO3
BaS + 2 HCι —> BaCι2 + H2S
3.11 BASES
3.11.1 Reação de óxidos básicos com água
Exemplos
CaO +H2O —> Ca(OH)2
K2O + H 2O —> 2KOH
3.11.2 Reação de metais alcalinos (1 A) e metais alcalino-terrosos (2 A) com água
Exemplo
2 Na + 2 H2O +2NaOH + H2(
3.11.3 Eletrólise de soluções aquosas de sais
Exemplo 2KCl + 2H2O eletrôlise > 2KOH + H2( + Cl2(
3.11.4 Reação entre uma base e um sal
Exemplo
FeCl3 + 3 NH4 OH —>Fe (OH)3 + 3 NH4 Cl
Na2 CO3 + Ca (OH)2 —> Ca CO3 + 2 NaOH
Capítulo IV
Equilíbrio Iônico da Água: pH e pOH
4.1 A concentração do solvente é constante
Considere 1 L de água pura. A massa de água de água nele presente é 1.000
g, pois a densidade da água é 1g/ mL. Sabendo que a massa molar da água é 18g/ mol,
podemos calcular a sua concentração molar:
1,0L (Água pura)
(1000g)
[Água] = n = m =
V M.V
= 1.000g
18g/mol . 1,0 L
[Água] = 55,56 mol/L
Suponha que dissolvemos na água uma substância X que reage com ela
estabelecendo um equilíbrio X(ag) + H2O(l) <—> produtos
(aq)
Em um processo como
esse, que ocorre em solução aquosa e do qual a água participa como reagente , sua
quantidade que pode ser consumida não é, em geral , superior a 0,5 mol. Assim, após de
ser estabelecido o equilíbrio, a concentração da água será igual a 55,56 – 0, 50 = 55, 06
mol/ L. A variação do número de mols de água da situação inicial (55,56 mol/ L) para a
final (55, 06 mol/ L) é de 0,9%, o que representa uma variação desprezível.Por meio
desse exemplo, percebemos que a concentração de um solvente permanece praticamente constante,
mesmo que ele participe de uma reação química que ocorra entre espécies nele dissolvidas.
A concentração do solvente é praticamente constante.
4.2 Produto iônico da água
Na água líquida ocorre o seguinte processo, conhecido como equilíbrio de
auto-ionização da água:
H2O(I) —> H+ (aq) + OH- (aq)
Para ele, a constante de equilíbrio pode ser escrita como:
Kc = [H+] . [OH-]
[H2O]
No entanto vimos que a concentração de um solvente (água nesse caso)
permanece constante. Perceba que não faz sentido colocar [H2O] na expressão de Kc ,
pois, já que ela é constante, em todos os problemas apresentará o mesmo valor
([H2O]=55,56 mol/L). assim, para facilitar, os químicos resolveram incorporar esse
valor invariável da concentração do solvente na constante de equilíbrio:
Kc = [H+] . [OH-] —> Kc . [H2O] =[H+] . [OH-]
[H2O]
/
/
CONSTANTE
CONSTANTE (KW)
Essa constante é chamada de produto iônico da água e simbolizada por KW:
H2O —> H+ + OHEquilíbrio de auto-ionização da água
KW= [H+].[OH-]
Produto iônico da água
(constante de equilíbrio)
Assim, podemos dizer que, quanto maior for [H+] em uma solução, menor
será [OH-] e vice-versa.
Constante (desde que a temperatura seja fixa) —> KW = [H+] .
Altas
[OH-]
... correspondem
a baixas concen-
trações de OH
concentrações
+
de H ...
Constante (desde que a temperatura seja fixa) —> KW = [H+] .
Baixas
[OH-]
... Correspondem
+
Concentrações de H ...
-
altas concentrações de OH
Dentro desse contexto, definem-se meios neutro, ácido e básico da seguinte
maneira:
Meio neutro:
[H+] = [OH-]
Meio ácido: [H+] > [OH-]
Meio básico: [H+] < [OH-]
O valor de KW, assim como de toda constante de equilíbrio, varia com a
temperatura. A Tabela 2 mostra essa variação por meio de medidas feitas em
laboratório.
TABELA 2 . Variação do produto iônico da água com a temperatura
Temperatura (ºC)
Kw
10
0,29 . 10-14
20
0,68 . 10-14
25
1,00 . 10-14
30
1,47 . 10-14
40
2,92 . 10-14
A partir de agora sempre nos referiremos a esse equilíbrio a 25º C, salvo
menção em contrário. Nessa temperatura, o produto de [H+] e [OH-] vale 1,0 .
10-14.
[H+] e [OH-] vale 1,0 . 10-14 a 25º C
Para ilustrar, considere os seguintes exemplos, todos a 25º C:
[H+] = 1,0 . 10-7 mol/L ÁGUA PURA
Já que
[H+]= 1,0 .10-7 mol/L
Então
[OH-]=1,0.10-7mol/l
pois assim:
1,0.10. -7.1,0.10-7=1,0.10-14
Meio neutro: [H+]= [OH-]
[H+] = 1,0 . 10-3 mol/L
Vinagre
Já que
[H+]= 1,0 .10-3 mol/L
então
[OH-]= 1,0. 10-11
pois assim:
1,0.10. -3.1,0.10-11=1,0.10-14
Meio ácido: [H+]> [OH-]
[H+] = 1,0 . 10-5 mol/L
Cafezinho
Já que
[H+]= 1,0 .10-5 mol/L
então
[OH-]= 1,0. 10-9
pois assim:
1,0.10. -5.1,0.10-9=1,0.10-14
Meio ácido: [H+]> [OH-]
[OH-] = 1,0 . 10-2 mol/L
Limpador com amônia
Já que
[OH-]= 1,0 .10-2 mol/L
então
[H+]= 1,0 .10-12 mol/L
pois assim:
1,0. 10-2 .1,0 . 10-12 = 1,0 . 10-14
Meio básico: [H+]< [OH-]
[OH-] = 1,0 . 10-6 mol/L
Clara de ovo
Já que
[OH-]= 1,0 .10-6 mol/L
então
[H+]= 1,0 .10-8 mol/L
pois assim:
1,0. 10-6 .1,0 . 10-8 = 1,0 . 10-14
Meio básico: [H+]< [OH-]
A representação mais correta
O equilíbrio de auto-ionização da água é escrito com mais rigor científico
da seguinte forma:
H2O(1) + H2O(1) ________ H3O+ OH_(aq) e o produto iônico da água:
Kw = [H3O+].[OH-]=1,0 . 10-14 A 25º
LOGARITMOS
Para acompanhar e entender os assuntos seguintes, é indispensável que você
tenha familiaridade com o conceito e as propriedades dos logaritmos decimais (base
10). A seguir recordamos algumas informações sobre eles, o que, obviamente, não
suprime a necessidade de um aprendizado prévio desse assunto matemático.
Definição:
Log x = y => 10y = x
Propriedades:
Log (a . b) = log a + log b
Log (_a_) = log a – log b
( b)
b. log a = log ab
- log a = log 1
a
4.3-
As escalas de pH e pOH
Durante sua pesquisa visando melhorar os métodos de controle de qualidade
da cerveja, o bioquímico dinamarquês Sörensen criou o conceito de pH. Na verdade a
idéia que ele tinha em mente era a seguinte: Por que expressar a acidez de um meio
aquoso por meio de [H+] já que seus valores são, geralmente, potências negativas de 10?
Não seria muito mais prático trabalhar apenas com expoente de 10, e de preferencia
com valor positivo? Assim, ele definiu:
Potencial hidrogeniônico de uma solução:
pH = - log [H+]
Potencial hidroxiliônico de uma solução:
pOH= - log [OH-]
ÁGUA PURA [H+] = 1,0 . 10-7 mol/L pH = 7
[OH-]=1,0.10-7mol/l
pOH = 7
Meio neutro
Vinagre [H+] = 1,0 . 10-3 mol/L
[OH-]= 1,0. 10-11 mol/L
pH = 3
pOH = 11
Meio ácido
Cafezinho [H+] = 1,0 . 10-5 mol/L
-
-9
[OH ]= 1,0. 10 mol/L
pH = 5
pOH = 9
Meio ácido
Limpador com amônia
[H+]= 1,0 .10-12 mol/L
pH = 12
[OH-] = 1,0 . 10-2 mol/L
pOH = 2
Meio básico
Clara de ovo [H+]= 1,0 .10-8 mol/L
pH = 8
[OH-] = 1,0 . 10-6 mol/L
pOH = 6
Meio básico
Os valores de pH (e pOH) podem também ser decimais, como veremos a
seguir. Constituem da maneira mais utilizada para expressar a acidez de uma solução.
Cresce acidez
pH
0
1
2
3
4
5
6
[H+]
10-0 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6
7
8
10-1410-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8
12
13
14
10- 10-810-910-1010-11 10-1210-13 107
[OH-]
9 10 11
14
10- 10-610-510-4 10-3 10-2 10-1 100
7
pOH
14 13
12
11 10
9
8
7
6 5 4
3
2
1
0
Cresce basicamente
Partindo do produto iônico da água, aplicando logaritmos a ambos os lados:
[H+] . [OH-]= 1,0 . 10-14 => log [H+] + log [OH-]= -14
multiplicando tudo por –1:
- log [H-] -log [OH-] = 14
pH
pOH
então:
pH + pOH = 14
Pelo que dissemos até aqui, podemos também concluir que, a 25º C:
Meio Neutro:
[H+] = 1,0 . 10-7 mol/L
-
[OH ] = 1,0 . 10
Meio ácido:
-7
mol/L
[H+] > 1,0 . 10-7 mol/L
[OH-] < 1,0 . 10-7 mol/L
Meio básico:
=>
pH = 7
=> pOH = 7
=>
=>
[H+] < 1,0 . 10-7 mol/L
[OH-] > 1,0 . 10-7 mol/L
pO < 7
pOH > 7
=>
=>
pH > 7
pOH < 7
Assim, para os exemplos anteriores apresentados:
TABELA 3. pH de alguns meios presentes em nosso cotidiano
Ácido de bateria
1,0
Suco gástrico
1,6 - 1,8
Suco de limão
2,2-2,4
Vinagre
3,0
Água com gás
4,0
Tomate
4,3-
Cerveja
4,0-5,0
Queijo
4,8-6,4
Café
Saliva humana
5,0
6,3-6,9
Leite de vaca
6,6-6,9
Sangue humano
7,3-7,5
Lágrima
7,4
Clara de ovo
8,0
Água do mar
8,0
Sabonete
10
Leite de magnésio
10,5
Água de lavanderia
11
Limpador com amônia
Limpa forno
12
13-14
SOBRE O SÍMBOLO P
Da mesma maneira como pH significa - log [H+], encontramos outras grandezas em Química que utilizam
o símbolo p para indicar – log. São exemplos:
pKa = - log Ka (para ácidos)
pKa = - log Kb (para bases)
pKw = - log Kw
Capítulo V
Exaguatórios Bucais (Uma forma de diminuir a incidência de cárie
dentária).
Através de estudos realizados, foi possível concluir que há uma redução da
incidência de cáries, mantendo-se uma higiene oral adequada.
Kliger, realizou um estudo com três pacientes e observou haver uma
considerável redução no número de bactérias logo após a escovação e o uso de um
enxaguatório bucal, e em analogia afirmou: “Os resultados indicam que escovar os
dentes antes de dormir é altamente necessário e que o uso do enxaguatório bucal após
cada refeição é tão importante quanto lavar as mãos antes das refeições”.
A maioria dos enxaguatórios bucais são líquidos, geralmente aquosos.
Entretanto, algumas formulações são sólidas e devem ser preparadas na hora do uso.
Sua ação é dada basicamente por três fatores:
- efeito mecânico de rinsagem
- ação do anti-séptico (se presente na formulação)
- ação dos óleos essenciais usados como aromatizantes.
Segundo alguns autores, existem duas razões para o uso de um enxaguatório
bucal:
- obtenção de um hálito refrescante
- prevenção de problemas dentários ou na garganta
Os enxaguatórios bucais são classificados da seguinte forma:
1- Enxaguatório bucal cosmético - composto por água ( e usualmente
álcool ), aroma e corante. Contém agentes ativos com o propósito de
auxiliar na solubilização de óleos essenciais e aumentar a penetração e a
limpeza da boca e dos dentes.
2- Enxaguatório bucal anti-séptico – tem como função remover ou destruir
as bactérias normalmente encontradas na cavidade oral.
3- Enxaguatório bucal adstringente – além de exercer seu efeito direto
sobre a mucosa oral, atuam também na floculação e na precipitação do
material protéico. Dessa forma é possível removê-lo através de
bochechos.
4- Enxaguatório bucal concentrado – devem ser usados após diluição.
5- Enxaguatórios bucal tamponado – sua ação depende do pH da solução.
Soluções alcalinas, por exemplo devem reduzir a saliva ou redução do
depósito mucinoso causado pela dispersão de proteínas.
6- Enxaguatório bucal desodorizante – seu efeito depende da ação de
agentes bactericidas.
7- Enxaguatório bucal terapêutico – são formulados com o propósito de
aliviar infecções, atuar na prevenção de cáries ou ainda atenuar alguma
outra patologia da boca, dente ou garganta.
Essas classificações tem um propósito mais ilustrativo, porque um mesmo
produto pode ter ação adstringente, anti-séptica, tamponante, possuir um agente
desodorizante, ação terapêutica e ainda ser comercializada sob forma sólida.
A eficácia de enxaguatórios bucais contra microorganismos é difícil de se
prever, em virtude da ação específica de cada anti-séptico e contra certos
microorganismos. Por essa razão, o uso de enxaguatórios bucais com mistura de agentes
aromatizantes conjugados com anti-sépticos, proporciona um largo espectro de ação
germicida.
O real conhecimento dos componentes da formulação e suas funções faz-se
necessário para um bom uso do produto.
3.1 Composição
Numerosos
componentes
químicos
integrantes
da
fórmula
dos
enxaguatórios, possuem efeitos definidos, os quais podem ser bactericidas,
desodorizantes, penetrante, adstringentes, entre outros. Logo, em um único produto
pode-se encontrar todas essas propriedades.
Deve-se salientar que quanto mais complexa for a formulação do produto,
pode-se gerar problemas como antagonismos, incompatibilidades ou efeitos sinérgicos,
os quais interferem nas propriedades originais de cada componente.
Por isso é necessário o estudo prévio das características físico-químicas, da
estabilidade e do efeito de cada componente na formulação.
Deve-se informar ao consumidor a toxicidade do produto (em casos de
ingestão), as possíveis ações farmacológicas, o que deve ser feito em casos de
sensibilização da mucosa, entre outras informações.
3.2 Formulação Experimental
Cloreto de cetil piridil amônio
0,10%
Álcool Etílico
6,00%
Lauril sulfato de sódio
1,75%
Glicerina
2,50%
Sorbitol Solução a 70%
2,50%
Sacarina sódica
0,15%
Fluoreto de sódio
0,05%
Nipagin
0,22%
Aroma de tutifruti
0,80%
Corante Vermelho
0,01%
Áqua deionizada qsq
100,00%
3.3 Análise da Formulação
3.3.1 Ação bactericida:
Muitos compostos químicos de ação conhecida sob o espectro de
microorganismos podem ser utilizados em enxaguatórios bucais em baixas
concentrações, tais como fenólicos, compostos quaternários de amônio, óleos essenciais
e uma miscelânea de compostos bactericidas.
Os óleos essenciais além de aprimorarem as características organolépticas
do produto, possuem ação bactericida. Cade, autor de uma revisão sobre óleos
essenciais, diz que esta atividade se dá pelo fato de possuírem alta concentração de
aldeídos aromáticos e álcool.
Ultimamente alguns compostos quaternários de amônio sendo usados como
bactericidas e agentes desodorizantes.
Na formulação experimental utilizou-se o cloreto de cetil piridil amônio.
Este composto quaternário de amônio possui propriedades gerais como anti-séptico,
desinfetante e sanitizante.
Por este componente ser facilmente absorvido pelo tecido, possui uma
atividade bactericida prolongada. Seu mecanismo de ação não está completamente
elucidado, mas acredita-se que ele atue diretamente sobre o sistema enzimático
glicolítico e oxidativo das células bacterianas.
Muitos quaternários de amônio são ativos em pH abaixo da neutralidade,
mas cloreto de cetil piridil amônio apresenta eficácia em uma larga faixa de pH.
3.3.2 Componentes adstringentes:
Os adstringentes têm o propósito de diminuir e proteger superfícies
inflamadas da mucosa, precipitam proteínas salivares diminuindo o acúmulo de muco
secretado, por isso definiu-se a propriedade mecânica de enxagüe desta formulação.
Na concentração de 5% à 30% produtos como álcool etílico e a glicerina,
são considerados adstringentes.
Nesta formulação foi utilizado álcool
etílico em uma concentração de
6,00%, o que o torna, portanto, adstringente.
Deve-se considerar que a adstringência é o primeiro passo relacionado à
processos de irritação do tecido, por isso a concentração da glicerina foi diminuída para
2,5% em detrimento à concentração de álcool etílico.
3.3.3 Desodorizantes
Enxaguatórios bucais podem controlar o mal hálito por três mecanismos:
Limpeza dos dentes e tecidos através de remoção mecânica de produtos de
fermentação e putrefação.
Inibição de atividades enzimática e bacteriológica para que não se formem
produtos finais de degradação.
Utilização de ingredientes que modifiquem ou eliminem o odor de
substâncias através de reações químicas ou adsorções físicas.
Foi utilizado na formulação experimental aroma de tutifruti, o qual substitui
odores desagradáveis da cavidade oral.
Nota: Devido ao aroma ser de tutifruti, utilizou-se corante vermelho,
proporcionando ao produto características organolépticas harmônicas.
3.3.4 Álcool e outros componentes
Com exceção da água, o álcool é outro componente de maior concentração
neste produto. Suas funções são mostradas na tabela abaixo:
FUNÇÕES DO ÁLCOOL ETÍLICO:
A) Solvente
B) Redutor da tensão superficial
C) Adstringente
D) Molhante
E) Desodorizante
F) Adstringente moderado pela ligação com moléculas de água e
propriedades desnaturantes de proteínas.
As soluções de sorbitol e glicerol potencializam a ação edulcorante da
sacarina sódica, conferindo um sabor levemente doce para o produto. Fosdick, autor de
alguns estudos relativos ao uso da sacarina em dentifrícios, demonstrou que o sorbitol
não é metabolizado à ácido após o enxagüe, por isso aumenta o pH da cavidade bucal,
dificultando a formação da placa dentária.
Jadir Neves, em dissertação de mestrado, apresentou à Faculdade de
Ciências Farmacêuticas da USP, intitulada “Edulcorantes em enxaguatório bucal
fluoretado”, fez uma avaliação comparativa da estabilidade farmacotécnica de
formulações contendo sorbitol, xilitol e esteviosídeo. A fórmula base utilizada foi a
seguinte:
Fluoreto de sódio
0,05%
Álcool Etílico
6,00%
Aroma de Menta
0,8%
Umectante
5,30%
Detergente não iônico
1,75%
Corante
0,01%
Tamponante fosfato
0,14%
Água deionizada qsq
100,0%
As formulações diferenciam-se pelo edulcorante utilizado, que foram os
seguintes:
Solução de sorbitol a 70%
20,0%
Xilitol
2,0%
Esteviosídeo
0,1%
Os três edulcorantes apresentaram baixa propriedade cariogênica, além de
apresentarem estabilidade e compatibilidade na formulação final supracitada.
O sorbitol foi utilizado na formulação experimental, por possuir as
características acima, além de Ter sido mais facilmente encontrado no Laboratório de
Farmacotécnica da Faculdade de Farmácia da Universidade Federal Fluminense.
A glicerina e o sorbitol foram adicionados também, para se atingir a
viscosidade adequada ao enxaguatório.
3.3.5 Fluoreto de sódio
foi incluído também na formulação experimental o fluoreto de sódio. Este
componente é recomendável para o aumento da dureza do esmalte do dente. Pode ser
acrescentado nas concentrações de 0,01%, 0,02%, 0,05%, 0,1% e 0,2%. Na formulação
desenvolvida escolheu-se a concentração de 0,05%, por ser intermediária às
concentrações previstas na legislação vigente.
3.3.6 Tensoativo
Como tensoativo e penetrante foi utilizado lauril sulfato de sódio. A
concentração deste detergente aniônico está relacionado diretamente à formação de
espuma durante o enxagüe.
Este componente confere um sabor desagradável ao produto, mas que na
formulação foi mascarado com a utilização dos edulcorantes sacarina, sorbitol e
glicerina.
Nota: utilizou-se água deionizada na formulação, o que conferiu uma maior
estabilidade do produto, do ponto de vista químico e microbiológico.
CONCLUSÃO
Com este trabalho tentamos mostrar que quando o estudo da química é associado a fatos do dia
a dia há mais interesse em aprender os princípio da química. Devemos mostrar aos alunos que a química
não se trata somente de fórmulas numéricas e teorias ininteligíveis mas uma disciplina que venha explicar
e resolver muitos problemas.
A química é uma ciência eminentemente experimental cujo reflexos se faz sentir das mais
diversas maneiras em nossa vidas cotidiano.
BIBLIOGRAFIA:
PUGLIESI. Macio, e Diamantino Fernandes Trindade. Química básica teórica. Ícone. São Paulo:
Limitada, 1992.
PERUZZO, Tito Miragaia, e Eduardo Leite do Canto. Química na abordagem do cotidiano FísicoQuímico; Volume 2, 1ª Edição,1993
CHANG, Raymond. Química 5ª edição, Editora McGraw- Hill, 1994