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1. Ácidos e bases na natureza: a chuva e a chuva ácida.

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1. Ácidos e bases na natureza: a chuva e a chuva ácida.

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1.1. A água da chuva e a água da chuva ácida:
composição química e pH

Água da chuva

A sua composição depende dos componentes do ar que atravessa, normalmente a chuva normal é ligeiramente ácida (pH =5,6 A 25 ̊C) devido ao CO 2 existente na atmosfera.

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1. Ácidos e bases na natureza: a chuva e a chuva ácida.

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1. Ácidos e bases na natureza: a chuva e a chuva ácida.

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1.2. A água da chuva e a água da chuva ácida: composição química e pH

Substância pura

As substâncias puras simples são formadas por apenas um elemento químico. Por exemplo o gás Nitrogênio é composto apenas por átomos N.

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1. Ácidos e bases na natureza: a chuva e a chuva ácida.

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1. Ácidos e bases na natureza: a chuva e a chuva ácida.

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1.3 Qual deveria ser o pH da chuva?

Para algumas pessoas o pH da chuva é 7,0. Muitos atribuem que os valores reduzidos de pH são por causa da poluição.

Na verdade á história não é bem assim, pois a atmosfera além de ser composta por gases existe uma quantidade razoável de água. O contato de CO2 e água produz pequenas quantidades de ácido carbono.

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1. Ácidos e bases na natureza: a chuva e a chuva ácida.

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1. Ácidos e bases na natureza: a chuva e a chuva ácida.

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1.4.A água destilada e a água pura

Água “Quimicamente” pura

Apesar de a água destilada ser normalmente considerada uma substância pura, toda a água que esteja em contato com a atmosfera irá dissolver dióxido de carbono (entre outros gases).

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2. Ácidos e bases de acordo com a teoria protónicade Brönsted-Lowry

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2. Ácidos e bases de acordo com a teoria protónicade Brönsted-Lowry

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Ácidos

São por norma associados a

um sabor azedo.

Alguns exemplos são

Vinagre;

Limão;

Bases

São normalmente associados a um sabor azedo;

Temos como exemplos:

Fermento;

Amoníaco;

Soda caústica.

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3.1. Reações de ionização/dissociação

Se colocarmos cloreto de sódio, o sal de cozinha (NaCl), em um recipiente contendo água, o que ocorrerá é que os iões já existentes no retículo cristalino do sal serão separados.

Os iões já existiam antes porque o cloreto de sódio é formado por meio de uma ligação iônica entre o sódio (Na) que doa um elétrão para o Cloro (Cl), formando os iões Na+ e Cl-.

Nesse caso, temos uma dissociação iónica, também denominada dissociação eletrolítica. Portanto, dissociação iónica é quando iões que já existiam antes são separados, ou seja, só ocorre com compostos iónicos.

Agora, coloca-se na água um composto formado por apenas ligações covalentes, um composto molecular; é o caso, por exemplo, do ácido clorídrico (HCl). Nesse composto não existem iões, pois a ligação covalente se dá por compartilhamento de elétrões.

Porém, ao se solubilizar na água, ocorre a quebra das moléculas de HCl, em que o par de electrões compartilhado fica com o cloro, que é mais eletronegativo, formando, então,os iões H+ e Cl-.

Na realidade, o mais correto é dizer que houve a formação do catião hidrônio (H3O+) e não do catião H+, pois o que ocorre é que a água atua como reagente: o seu oxigénio, carregado negativamente, atrai fortemente o hidrogénio do HCl, pois o oxigênio é mais eletronegativo que o cloro e o hidrogênio está carregado positivamente.

Assim, entre o hidrogênio e o oxigênio da água se estabelece uma ligação covalente, formado por um catião H3O+.

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2. Ácidos e bases de acordo com a teoria protónicade Brönsted-Lowry

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2. Ácidos e bases de acordo com a teoria protónicade Brönsted-Lowry

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2.2 Teoria de Arrhenius

Segundo Arrhenius, um ácido é uma substância que em solução aquosa origina iões H+.

Por exemplo, HCl é um ácido segundo Arrhenius porque:

HCl (aq)→H+(aq)+Cl−(aq)

Resumindo a sua teoria:

Ácido é uma substância que em solução aquosa origina iões H+.

Base é uma substância que em solução aquosa origina iões OH−.

A neutralização de um ácido por uma base (e vice-versa) é explicável através desta teoria.

Contudo, esta teoria não explica ou não tem em conta algumas situações, tais como:

Não é aplicável a todos os ácidos (NH4Cl, por exemplo),

tendo ainda conta que algumas substâncias que não

possuem átomos de H na sua composição originam soluções ácidas;

Substâncias que não possuem o ião hidóxido (HO−)

originam soluções básicas (NH3 por exemplo);

Não tem em conta que o H+ é apenas um protão;

Não considera o fator solvente.

Devido a estas dificuldades surgiu então a Teoria de

Brönsted e Lowry.

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2. Ácidos e bases de acordo com a teoria protónicade Brönsted-Lowry

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2. Ácidos e bases de acordo com a teoria protónicade Brönsted-Lowry

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2.1. Perspetiva histórica dos conceitos ácido e base

Esta teoria foi proposta por Brönsted e Lowry em 1923.

Estes, em trabalhos independentes chegaram à mesma conclusão: é a capacidade de transferir protões que faz com que uma substância tenha comportamento caraterístico de ácido ou de base.

A teoria de Brönsted e Lowry veio colmatar as falhas de uma outra teoria – a Teoria de Arrhenius.

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2. Ácidos e bases de acordo com a teoria protónicade Brönsted-Lowry

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2. Ácidos e bases de acordo com a teoria protónicade Brönsted-Lowry

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2.3. Perspetiva histórica dos conceitos ácido e base

Com esta, vieram comprovar que:

Ácido – Substância dadora de protões (H+);

Base – Substância recetora de protões (H−).

A doação de um protão por uma substância, que

demonstra o seu caráter ácido, implica a aceitação desse protão por outra substância, a base.

Tenhamos por exemplo a seguinte reação:

S2−(aq)+H2O (l)⇄HS (aq)+HO(aq)

A espécie H2O funciona como ácido porque cede um protão a S2− que, pelo facto de receber esse protão demonstra comportamento de base.

No sentido inverso deste equilíbrio, a espécie HS

Tem o papel de ácido porque cede um protão a OH− que demonstra comportamento de base.

S2−(aq)+H2O(l)⇄HS(aq)+HO−(aq)

A espécie H2O funciona como ácido porque cede um protão a S2− que, pelo facto de receber esse protão demonstra comportamento de base.

No sentido inverso deste equilíbrio, a espécie HS− tem o papel de ácido porque cede um protão a OH− que demonstra comportamento de base.

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Embora muito pequena, a água pura apresenta
alguma condutibilidade elétrica, o que demonstra
que existem iões numa amostra de água pura.

Como a única espécie existente nessa amostra é H2O os iões aí presentes só podem resultar da autoionização da água.

- Podemos assim dizer que a molécula de H2O é uma
espécie anfiprótica já que pode dar-se a transferência
de um ião H+ de uma molécula de H2O para outra, dando origem a iões H3O+ (ou H+ (aq)) e iões HO−.

4.1. Constante de equilíbrio para a reação de ionização da água: produto iónico da água-Kw

A equação química que representa essa ionização da água é:
2H2O(l) H3O+(aq) + OH(aq)

- A este fenómeno dá-se o nome de autoionização da
água.
A autoionização da água é uma reação de equilíbrio químico e a sua constante de equilíbrio pode ser traduzida por:
Kep. = [H+]. [HO−]

- Como esta constante de equilíbrio correspondente ao equilíbrio específico de autoionização da água, a constante de equilíbrio representa-se por Kw (em vez de Keq.) e designa-se por produto iónico da água.

Assim:
Kw = [H+]. [HO−]
Produto iónico da água.

Como o próprio nome indica Kw é uma constante de equilíbrio que só varia com a temperatura: a 25ºC,Kw=1x10−14,valores de Kw a outras temperaturas estão registados na tabela II, a partir da qual se pode verificar que o valor de Kw aumenta com a temperatura.

Isto significa que a ionização da água dá-se em maior extensão à medida que a temperatura aumenta. Assim o valor
do pH de uma solução neutra toma valores inferiores a 7 quando se trabalha a temperaturas superiores a 25ºC.

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5. Comportamento ácido, básico ou neutro dealgumas soluções de sais

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5. Comportamento ácido, básico ou neutro dealgumas soluções de sais

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Para descobrir se um meio é neutro, ácido ou básico, é
necessário primeiro compararas concentrações dos iões hidrónio (H3O+) e hidróxido (OH+) no sistema.

Assim sabemos:
- Meio Neutro:
- Um meio é considerado neutro se possuir a mesma
concentração, em mol/L, dos iões hidrónio (H3O+) e hidróxido (OH+)

Exemplo:

É exemplo de meio neutro (e que também é utilizado
como modelo padrão) a água pura e destilada à
temperatura de 25oC.

- Nessa temperatura ela possui exatamente 1,10−7
mol/L de ambos os iões.

- Por essa razão, o seu produto iónico é igual a 10−14mol/L

Meio Ácido:
- No meio ácido, a concentração dos iões de hidrónio
(H3O+) é que a dos iões de hidróxido (OH+).

- Podemos conseguir uma solução deste tipo adicionando
uma pequena quantidade de iões H3O+ a partir de um
produto ácido, por exemplo.

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6. Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais Meio Básico:

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6. Comportamento ácido, básico ou neutro de algumas soluções de sais Meio Básico:

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- Neste meio, a concentração dos iões de hidróxido
(OH+) é maior do que a dos iões de hidrónio (H3O+).

Exemplo:
Ao adicionarmos uma base na água, iremos adicionar
iões OH+ e, segundo o princípio de Le Châtelier, o equilíbrio da reação de autoionização da água irá no sentido inverso.

- Os iões em excesso irão reagir com os iões de H3O+, diminuindo a sua concentração, tornando a solução básica.

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6.1. Formação de sais por meio de reações ácido-base; reações de neutralização

Reação ácido-base = Reação de neutralização

-Reação onde tanto o ácido quanto a base são
consumidos e novos produtos são formados.

-Não têm obrigatoriamente um caráter neutro.

Seguindo a teoria de Arrhenius, numa reação de
neutralização, quer total, quer parcial, ocorre sempre formação de moléculas de água em estado líquido,
se as condições de temperatura e pressão forem normais.

Reação de neutralização total

Podemos ter como exemplo o esquema de reação
genérica seguinte:

HX(aq) + YOH(aq)->YX(aq) + H2O(l)

-Exemplos:
H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O

2HCl + Ca(OH)2-> CaCl2 + 2H2O

Como pudemos observar, os sais resultantes das
reações anteriores possuem um caráter praticamente neutro, pois são derivados de ácidos e bases de forças iguais.

Reação de neutralização parcial

Contudo, nem todas as reações de neutralização são totais, sendo que o sal resultante poderá possuir caráter ácido ou básico devido à presença de mais ou menos iões de H+ ou OH−.

- Exemplos:
H2SO4 + NaOH ->NaHSO4+H2O

HCl+Mg(OH)2->Mg(OH)Cl+H2O

Chegamos à conclusão que as reações parciais
ocorrem quando as quantidades estequiométricas entre os ácidos e bases não são proporcionais.

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6.2. Comportamento ácido-base de aniões e de catiões em solução aquosa.

Ácidos Polipróticos

-Os ácidos podem ter capacidade de ceder um ou mais protões, H+.
-Os que cedem um protão, como por exemplo o HCl, são considerados monopróticos enquanto que os outros são considerados polipróticos.

Ácidos Polipróticos

Existem ainda iões dipróticos (que podem ceder dois protões), como é exemplo o H2SO4, e tripróticos (podem ceder três protões), como o H3PO4

-No caso do ácidos polipróticos, a cedências dos protões ocorre em reações sequenciais (ionizações escalonadas)

H2SO4(aq)+H2O(l)⇄HSO−4(aq)+H3O+(aq)

HSO−4(aq)+H2O (l)⇄SO2−4(aq)+H3O+(aq)

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7. Indicadores de ácido-base e mediçãode pH

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7. Indicadores de ácido-base e mediçãode pH

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Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou
sintéticas que têm a propriedade de mudarem de cor em
função do pH do meio.
- O pH é o potencial hidrogeniónico, ou seja, refere-se à
concentração de iões [H+] ( ou H3O+) em uma solução. Quanto
maior a quantidade desses iões, mais ácida é a solução.
- Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão
em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico.

A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7
representa um meio neutro, os valores abaixo de 7 são meios
ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os
valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse
valor, mais básico é o meio.

Abaixo temos alguns exemplos de soluções do cotidiano com o
pH próximo ao indicado pela escala, a 25oC. No entanto,
geralmente os valores de pH e pOH (potencial hidroxiliónico –
indica a concentração de iões OH-, sendo que quanto maior,mais básico é o meio) são decimais.

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7.1. Indicadores colorimétricos de ácido-base.

Assim, os indicadores ácido-base são também usados para indicar os valores aproximados de pH.

O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido fraco ou uma base fraca que
entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado,
respetivamente, que apresenta coloração diferente. Veja um
exemplo:

Indicador ácido + H2O ↔ H3O+ + Base conjugada.

Quando esse indicador genérico entra em contato com um
meio ácido, segundo o Princípio de Le Châtelier, o equilíbrio é
deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando
com a cor A.

- Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio
básico, os íons OH- da solução básica irão reagir com os íons
H3O+ do indicador.

Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor
os íons H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido
de formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B.

Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas unidades no valor do pH.

Existem vários indicadores artificiais usados em laboratório,
sendo que os três mais usados são a fenolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores universais, veja cada um:

Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio básico

Papel de tornassol: Fica com cor azul na presença de bases e adquire cor vermelha na presença de ácidos

Indicador universal: Eles são obtidos quando se imergem as tiras de papel em soluções com uma mistura de indicadores, que depois são secas.

Desse modo, eles apresentam cores diferentes para cada valor de pH, sendo mais precisos do que os anteriores.

Assim, no laboratório, quando se quer determinar o pH de alguma solução, basta introduzir essas tiras na solução estudada e comparar a cor obtida com a escala que aparece na embalagem do indicador.

Os indicadores são muito usados em titulações, técnica de laboratório para descobrir a concentração de uma solução por meio do gotejamento de outra solução de concentração
conhecida.

O texto Titulometria traz mais detalhes, mas basicamente o indicador mostra o momento de parar a reação, que é no ponto de viragem, quando há a mudança brusca de cor.

No entanto, para se escolher o indicador certo, é preciso
considerar as forças relativas dos ácidos e das bases que
participam da reação e também da faixa de viragem do indicador.

Por exemplo, a faixa de viragem da fenolftaleína é entre 8,2 e 10,0, então ela é indicada para reações em que o ponto de viragem ocorre em pH básico, mas não em que o ponto de viragem ocorre em pH ácido.

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    Ácidos e Bases      (Aula Complementar)

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    Ácidos e Bases      (Aula Complementar)

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Video Explicativo sobre         Acido Base

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Este refere que, quando se causa alguma
perturbação num sistema em equilíbrio, este tende
a reajustar-se de modo a diminuir os efeitos dessa
força.

Isto significa que, se um ácido for adicionado à
água, os iões H3O+ ficarão em excesso e o
equilíbrio irá ser feito no sentido da reação inversa

- Em consequência os iões em excesso irão reagir com os iões OH− e, dessa forma, a concentração dos
iões OH− diminuirá e a solução tornar-se-á ácida.