Ácidos, Bases e pH - 11ºano FQ A

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Ácidos, Bases e pH - 11ºano FQ A

  1. 1. Quando uma substância se dissolve em água, forma-se umamistura homogénea que se designa por solução aquosa.As soluções aquosaspodem ser• Ácidas• Básicas (ou Alcalinas)• NeutrasO pH é um parâmetro que permite avaliar o grau de acidez ou de basicidade deuma solução.À temperatura de 25ºC, as soluções com pH<7 são ácidas, as soluções compH=7 são neutras e as soluções com pH>7 são básicas.
  2. 2. Soluções aquosas ácidasAs soluções aquosas ácidascontêm substâncias dissolvidaschamadas ácidos.Exemplos de ácidosÁcido FórmicoÁcido FórmicoÁcido CítricoÁcido CítricoÁcido MálicoÁcido MálicoÁcido FosfóricoÁcido FosfóricoÁcido AcéticoÁcido AcéticoÁcido TartáricoÁcido TartáricoSoluções aquosas básicasAs soluções aquosas básicascontêm substâncias dissolvidaschamadas bases.Exemplos de basesHidróxido demagnésioHidróxido demagnésioHidróxido desódioHidróxido desódioHidróxido deamónioHidróxido deamónioBicarbonato desódioBicarbonato desódioSoluções ÁcidasAlgumas propriedades:*têm sabor azedo;*reagem com os metais;*conduzem a correnteeléctrica.Soluções BásicasAlgumas propriedades:*têm sabor amargo;*conduzem a correnteeléctrica;*são escorregadias.
  3. 3. Indicadores de ácido-baseIndicadoresdesignam-se às substâncias que, em contacto com soluçõesácidas ou básicas, mudam de cor, sendo por isso, utilizadaspara indicar o carácter ácido ou básico de uma solução.• solução alcoólica de fenolftaleína (incolor);• tintura azul tornesol (azul arroxeado).Indicadores Solução ácida Solução neutra Solução básicaSolução alcoólica defenolftaleínaIncolor Incolor carmimTintura azulde tornesolvermelho azularroxeadoazularroxeadoExemplos
  4. 4. A solução alcoólica defenolftaleína é incolorNa presença desoluções básicas toma acor carmimA tintura azul de tornesol éazul arroxeadaNa presença desoluções ácidastoma a cor vermelha
  5. 5. IndicadorUniversalé uma mistura de vários indicadores, uns naturais outros sintéticos.Apresenta-se quer em solução (a), quer impregnado em papel (b),apresentando uma grande variedade de cores consoante a acidez oubasicidade da solução.O Indicador UniversalIndicadores de ácido-base(a)(b)
  6. 6. EXERCÍCIOSA - têm sabor azedo;B - tornam carmim a fenolftaleína;C - conduzem a corrente eléctrica;D - avermelham a tintura azul de tornesol;E - têm sabor amargo;1- Soluções ácidas2 - Soluções básicasA - Soda cáusticaB - VinagreC - LimãoD - MaçãE - FormigasF - Cal apagada1 - ácido cítrico2 - ácido fórmico3 - hidróxido de sódio4 - ácido acético5 - hidróxido de cálcio6 - ácido málico Recorda as características das soluções ácidas e básicas e faz a associaçãocorrespondente.Faz a correspondência correta entre as duas colunas.
  7. 7. A Escala de pH
  8. 8. EXERCÍCIOS
  9. 9. EXERCÍCIOS
  10. 10. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAVivemos num planeta de água. Talvez fosse mais apropriado denominar a Terra«planeta Oceano», uma vez que a água cobre 71% da sua superfície.
  11. 11. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
  12. 12. AÁGUANATERRAAÁGUANATERRA
  13. 13. AÁGUANATERRAAÁGUANATERRA
  14. 14. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
  15. 15. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
  16. 16. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA água está desigualmente distribuída na Terra, sendo grandes as assimetriasentre as várias regiões. A maior parte do continente africano, do Médio Oriente, daAustrália e de algumas zonas do continente americano debatem-se com problemasgraves de escassez de água.
  17. 17. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
  18. 18. Estima-se que a média de consumo de água é de 600 m3por pessoa e por ano,sendo cerca de 50 m3de água potável – o que corresponde a um consumo diáriode 137 litros de água.O crescimento demográfico, o desenvolvimento industrial e a irrigaçãomultiplicaram as utilizações de água.CONSUMO DE ÁGUACONSUMO DE ÁGUA
  19. 19. CONSUMO DE ÁGUACONSUMO DE ÁGUA
  20. 20. A POLUIÇÃO DA ÁGUAA POLUIÇÃO DA ÁGUA
  21. 21. A POLUIÇÃO DA ÁGUAA POLUIÇÃO DA ÁGUA
  22. 22. A POLUIÇÃO DA ÁGUAA POLUIÇÃO DA ÁGUADos vários tipos de poluição, destacam-se:• a poluição biológica: por microrganismos patogénicosque podem provocar doenças e até a morte;• a poluição térmica: aquecimento da água por descargasde águas residuais usadas nos processos de arrefecimentoindustriais e nas centrais térmicas.• a poluição química: a mais grave é causada pelapresença de produtos químicos prejudiciais.
  23. 23. A QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃOA QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃOExiste legislação para estabelecer os teores em que certasespécies químicas podem existir na água utilizável. Sãochamados parâmetros de qualidade que podem variar,consoante os objetivos de utilização.VMA – valor máximo aceitável. Este valor não pode serultrapassado sob o risco de prejudicar a saúde.VMR – valor máximo recomendado. Este valor não deveser ultrapassado, pois tal poderá colocar em risco a saúde,podendo até ser indício de contaminação.Norma dequalidadeVMR/ g dm-3VMA/ g dm-3Iões fluoreto (F-) 1,0 1,5Iões nitrato (NO3-) 25 50
  24. 24. A QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃOA QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃOEXERCÍCIOUm dos parâmetros que é controlado para avaliar a qualidade da água é a presença de nitratos.A sua possível transformação em nitritos pode provocar uma diminuição da oxigenação normaldo organismo. Podem também transformar-se em nitosamidas no estômago, que são potenciaisagentes cancerígenos. Numa análise da água [NO3-] = 39 mg/L.a)Qual é a principal proveniência dos nitratos existentes numa água natural?b) De acordo com a legislação mais antiga o VMR (valor máximo recomendado) para os nitratosera 4,03 ×10-4mol/dm3. Determine a massa de nitratos acima do valor correspondente ao VMRque poderão existir numa garrafa de água de 33 cLR: a) Os nitratos existentes nas águas naturais provêm principalmente da utilização de adubos na agricultura.b) M(NO3-) = 62 g/ mol ⇒ VMR = 4,03 ×10-4× 62 = 2,49 × 10-2g/L= 24,9 mg/Lexcesso de NO3-= 39 – 24,9 = 14,1 mg/Lm(NO3-) = 14,1 × 0,33 = 4,6 mg
  25. 25. Água da chuva, água destilada e água pura
  26. 26. Será que …Será que …… a água da chuva é pura? Não. Porque a água límpida (das nuvens) é um bomsolvente, capaz da dissolver muitos dos gases queexistem na atmosfera, sobretudo nas camadas maisbaixas.… a água destilada nolaboratório é pura? Não. Como a água é um solvente excelente, durante adestilação há substâncias que são arrastadas pelo vaporde água e acabam por aparecer outra vez na águadestilada. Há possibilidade de novas substânciassurgirem no destilado (gases dissolvidos no ar).… a água pura existe?Não. No entanto, o conceito de pureza é relativo; umamesma água pode ser suficientemente pura para umdeterminado fim (ex: rega), mas não ser para outro (ex:beber).
  27. 27. “Todos nós, no dia a dia, temos contacto com ácidos e bases.Por exemplo quando usamos o vinagre no tempero de uma salada, quando usamos osumo de limão ou até mesmo o sumo de uma maçã, estamos perante um ácido, ouentão quando utilizamos um produto para desentupir canalizações estamos peranteum base. Mesmo um adubo, que é utilizado numa plantação como fonte de azoto paraas plantas, é um composto que resultou de uma reação com uma base, o amoníaco.Os ácidos são parte fundamental do nosso processo digestivo.Geralmente o ácido caracteriza-se por ser algo azedo, enquanto que a base por seralgo escorregadio ao tato.O conceito de ácido e de base é algo que é extremamente importante para a químicamoderna, quer no dia a dia, quer ao nível da indústria química, e foram desenvolvidosconceitos para interpretar ao nível microscópico o comportamento destassubstâncias.”ÁCIDOS E BASEShttp://www.e-escola.pt/
  28. 28. ÁCIDOS E BASES
  29. 29. ÁCIDOS E BASESSvante August Arrhenius (Séc XIX)Definiu, os ácidos como sendo substâncias que, em solução aquosa, sedissociavam produzindo iões H+ enquanto as bases se dissociavamproduzindo iões OH-.TEORIA DE Arrhenius - Teoria iónica
  30. 30. ÁCIDOS E BASES
  31. 31. ÁCIDOS E BASESBrønsted & Lowry (Séc XIX)Consideraram a reação ácido-base como um processo de transferência deum protão de uma espécie química (ácido) para outra (base).TEORIA DE Brønsted & Lowry - Teoria protónica.
  32. 32. ÁCIDOS E BASES
  33. 33. ÁCIDOS E BASES
  34. 34. ÁCIDOS E BASES
  35. 35. ÁCIDOS E BASES
  36. 36. EXEMPLOS – pares ácido-base conjugadosNH4+/NH3H2O/OH-HCl/Cl –H3O+/H2O
  37. 37. EXEMPLOS – pares ácido-base conjugados Soluções
  38. 38. EXEMPLOS – pares ácido-base conjugadosR: (a)
  39. 39. O conceito de pHO pH de uma solução é a medida da sua acidez, basicidade ou neutralidade.Estudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).Estudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).
  40. 40. O conceito de pHEstudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).Estudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).Esta reação chama-se auto-ionização ou autoprotólise da água.A expressão da constante deequilíbrio. Como em soluções muito diluídas[H2O] é praticamente constante, logo:Kw - produto iónico da água(depende da temperatura)e eee e ee e
  41. 41. O conceito de pHEstudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).Estudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).Kw (25ºC) = 1×10-14e e
  42. 42. Qual será o valordo pH da água a 25ºC?O conceito de pHEstudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).Estudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).A concentração de iões hidrónio (concentração hidrogeniónica: [H3O+])determina o pH da água e de soluções aquosas.pH = - log [H3O+]Como [H3O+] = 1×10-7mol dm-3pH = - log (1×10-7) ⇔ pH = 7
  43. 43. O conceito de pHO caráter ácido, básico ou neutro de uma solução é determinado pelarelação entre os valores das concentrações deiões hidrónio [H3O+] e iões hidróxido [OH-].Assim, para qualquer temperatura:
  44. 44. O conceito de pHPodemos também definir pOH:pOH = - log [OH-]Relação entre pH e pOHpH + pOH = pKwpKw = - log KwÀ temperatura de 25ºC:pH + pOH = 14EXERCÍCIOSDetermine o valor de pH de cada uma dasseguintes soluções (a 25ºC), cuja concentraçãode iões hidrónio é:i.1×10-7mol dm-3ii.1×10-6mol dm-3iii.5×10-6mol dm-3iv.1×10-5mol dm-3v.2,3×10-4mol dm-3
  45. 45. Variação do Kw com a temperaturaO quadro ao lado apresenta valor de Kw paradiferentes temperaturas, para a auto-ionização daágua.CONCLUSÕES:T(ºC)Kw pH0 0,1140 × 10-14 7,4710 0,2930 × 10-14 7,2720 0,6810 × 10-14 7,0825 1,008 × 10-14 7,0030 1,471 × 10-14 6,9240 2,916 × 10-14 6,7750 5,476 × 10-14 6,63100 51,30 × 10-14 6,14 aumento da temperatura ⇒ aumento de Kwa reação de auto-ionização da água é endotérmicaO pH da água diminui com o aumento da temperatura
  46. 46. Se o pH da água diminuir com o aumento da temperatura, será que significaque a água vai ficar mais ácida a temperaturas superiores?Variação do Kw com a temperatura Uma solução é ácida quando tem excesso de iões H3O+em relação aos iõesOH-. Na água “pura” existe sempre igual número de iões H3O+e iões OH-.Por isto, a água terá de permanecer neutra, mesmo com alteração do seu pH,mas a condição de neutralidade deixa de ser pH=7, para temperaturasdiferentes de 25ºC.
  47. 47. EXERCÍCIOR: 1º MétodoKw = 7,244 ×10-14pKw = - log (7,244 ×10-14)⇔ pKw = 13,14pKw = pH + pOH e pH = pOHpH = pKw/2 ⇔ pH = 6,57Qual será, para a água, o valor de pH neutro , à temperatura de 55 ºC, se Kw = 7,244 ×10-14?R: 2º MétodoKw =[H3O+] × [OH-] e [H3O+] =[OH-][H3O+] =⇔ [H3O+] = 2,69 × 10-7pH = - log (2,69 × 10-7)⇔ pH = 6,5714107,244 −×
  48. 48. EXERCÍCIOR:Como a ionização é completa:[H3O+] = 0,030 mol dm-3pH + pOH = pKw ⇔ - log (0,030) + pOH = - log (5,0 ×10-14)⇔ 1,52 + pOH = 13,30⇔ pOH = 13,30 -1,52⇔ pOH = 11,78Considere uma solução aquosa de ácido clorídrico, HCl , de concentração 0,030 mol dm-3, àtemperatura de 50 ºC, completamente ionizado.Determine o valor do pOH da solução.Dado: Kw (50 ºC) = 5,0 ×10-14
  49. 49. Dissociação e IonizaçãoA dissolução de NaOH em água é qualitativamente diferente da dissolução de NH3.NaOH é um composto iónicoformado por iões Na+e OH-.NaOH é um composto iónicoformado por iões Na+e OH-.Os ácidos também são ionizados - reagemcom a água para formar iõesOs ácidos também são ionizados - reagemcom a água para formar iõesDissociaçãoNH3 é um composto molecular formadopor moléculas.NH3 é um composto molecular formadopor moléculas.)()()( aqaqaq OHNaNaOH −++→ )()(4)(2)(3 aqaqlaq OHNHOHNH −++↔+Ionização)(3)(2)( )( aqaqaq OHCllOHHCl +−+→+Dissociação Ionização• Ocorre em sais (incluindo hidróxidos)• Separação dos iões existentes• Iões são solvatados (rodeados pormoléculas de solvente)• Ocorre em ácidos e algumas bases• Reação com o solvente para formar iões• Separação dos iões formados• Iões são solvatados
  50. 50. FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASESA força de um ácido está ligada à sua capacidade de se ionizar, nomeadamente numasolução aquosa.São ácidos fortes aqueles que, em solução aquosa, se ionizam extensamente e são ácidosfracos aqueles que, também em solução aquosa, se ionizam em percentagem reduzida.Isto é, os ácidos fortes apresentam um grau deionização elevado e, consequentemente, uma concentração deH3O+elevada na solução, enquanto que para os ácidosfracos verifica-se uma baixa concentração de H3O+na respetivasolução.Isto é, os ácidos fortes apresentam um grau deionização elevado e, consequentemente, uma concentração deH3O+elevada na solução, enquanto que para os ácidosfracos verifica-se uma baixa concentração de H3O+na respetivasolução.São bases fortes as bases que se ionizam quase completamente, em soluçãoaquosa, nos seus iões (incluindo, portanto, os iões OH-); são bases fracasaquelas cuja ionização, também em solução aquosa, seja bastante restrita.São bases fortes as bases que se ionizam quase completamente, em soluçãoaquosa, nos seus iões (incluindo, portanto, os iões OH-); são bases fracasaquelas cuja ionização, também em solução aquosa, seja bastante restrita.Tal como acontece para os ácidos, também para as bases existem bases fortes e basesfracas.Grau de ionização (α)Grau de ionização (α)
  51. 51. FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES• Como exemplo de uma base fraca temos o amoníaco. O amoníaco é umabase, uma vez que é capaz de receber um protão mas, em soluções aquosas,não se encontra totalmente ionizado, uma vez que é uma base mais fraca doque o ião OH- que seria gerado quando este captasse um protão cedido pelaágua, de acordo com a equação abaixo:NH3(g) + H2O (l) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq)Exemplo de base forte e fraca• Como exemplo de base forte temos o hidróxido de sódio (NaOH). Esta basepode considerar-se completamente ionizada quando, dissolvida em água, aconcentração dos iões OH-for aproximadamente igual à concentração inicial dabase NaOH.NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq)
  52. 52. FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASESO valor da constante de ionização Ka é obtido da mesma forma que se obtém a constante de equilíbrio emuma solução aquosa :HCl = H++ Cl-Como determinar a força do ácido?A força do ácido é um parâmetro determinado através da sua constante de ionização Ka . Quantomaior o valor Ka , maior a quantidade de iões H3O+em solução e como consequência mais forte éo ácido.A constante de ionização (Ka) é um valor semelhante à constante de equilíbrio, portanto variaapenas com a temperatura.Existem outras técnicas para perceber quando um ácido é forte ou não.1)2)Suponha um ácido do tipo HySOx , se o valor x-y for maior ou igual a 2 , o ácido pode serconsiderado forte.Observação : No lugar do átomo S poderia estar outro átomo.Se o ácido for do tipo HX onde X é um átomo qualquer da família dos halogênios, o ácidotambém é considerado forte.2.1)2.2)
  53. 53. FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASESSe a solução for a de um ácido monoprótico forte, a concentração de H3O+nasolução é aproximadamente igual à do ácido porque a reação de ionização épraticamente completa, e o grau de ionização aproximadamente igual a 1.Para efetuar o cálculo do pH de uma solução é preciso conhecer a concentração deH3O+.Para efetuar o cálculo do pH de uma solução é preciso conhecer a concentração deH3O+.)(3)(2)( )( aqaqaq OHCllOHHCl +−+→+EXERCÍCIOSDetermine o pH de uma solução de ácido clorídrico, HCl, 0,15 mol dm-3.Como o ácido é forte, ioniza-se completamente, logo [HCl]=[H3O+] 0,15 mol dm-3.Então como pH = -log [H3O+] ⇔ pH = -log (0,15) = 0,82R:
  54. 54. EXERCÍCIOSR: A reação de ionização é traduzida pela equação seguinte:HNO3 (aq) + H2O (l) → NO3-(aq) +H3O+(aq)Como a ionização é completa, o grau de ionização igual a 1, [H3O+]final = [HNO3]inicial,pelo que [H3O+]final = 5,0 x 10-2mol dm-3, o que implica que pH = -log 5,0 x 10-2, isto é,pH = 1,3.Determine, a 25 ºC, o pH de uma solução aquosa de ácido nítrico, HNO3, 5,0 x 10-2mol dm-3Notas:• Para soluções aquosas de bases fortes, como NaOH e KOH, hidróxido de sódio ehidróxido de potássio, respetivamente, a determinação da concentração de OH-éefetuada de um modo semelhante à determinação da concentração de H3O+paraácidos fortes.• Para soluções aquosas de ácidos ou bases fracas, a concentração de H3O+e/ouOH-vai depender da constante de equilíbrio da reação em causa, uma vez que estasreações de ionização não são completas.Notas:• Para soluções aquosas de bases fortes, como NaOH e KOH, hidróxido de sódio ehidróxido de potássio, respetivamente, a determinação da concentração de OH-éefetuada de um modo semelhante à determinação da concentração de H3O+paraácidos fortes.• Para soluções aquosas de ácidos ou bases fracas, a concentração de H3O+e/ouOH-vai depender da constante de equilíbrio da reação em causa, uma vez que estasreações de ionização não são completas.
  55. 55. A reação de ionização é traduzida pela equação seguinte:CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)Quando se atinge o equilíbrio, para o mesmo volume, os valores das concentraçõesdas espécies químicas são:[CH3COOH]equilíbrio = 5,0 x 10-2– x ; [CH3COO-]equilíbrio = x ; [H3O+] = xA partir do valor de Ka do ácido, à temperatura referida, pode determinar-se o valorde x e a partir deste o pH da solução.Determine, a 25 ºC, o pH de uma solução aquosa de ácidoacético, CH3COOH, 5,0 x 10-2mol dm-3.EXERCÍCIOSR:
  56. 56. A reação de ionização é traduzida pela equação seguinte:HCl (aq) + H2O (l) Cl-(aq) + H3O+(aq)O grau de ionização ser α ≅ 1, significa que o ácido está completamente ionizado,logo[HCl ]= [H3O+] = 0,1 mol dm-3; [HCl ]= 0 mol dm-3e como [H3O+] × [OH-]= 1 × 10-14[OH-] = 1 × 10-13mol dm-3O ácido clorídrico é um ácido forte (α ≅ 1).Quais as concentrações de H3O+, OH-e 0,1 mol dm-3a 25ºC?EXERCÍCIOSR:
  57. 57. O número de moléculas ionizadas de água é igual ao número de iões hidrónio e igual aonúmero de iões hidróxido.H2O (l) + H2O (l) OH-(aq) + H3O+(aq)Kw= [H3O+] × [OH-]= 51,3 × 10-14como [H3O+] =[OH-] = mol dm-3Em 1 dm3de água, a 100 ºC, existem 7,16 × 10-7moles de moléculas ionizadas.ρ(H2O) = 1g cm-3= 1000 g dm-3O nº de moles de H2O em 1 dm-3é 1000/18,02 =55,5 molO produto iónico da água a 100 ºC é 51,3 × 10-14.Calcule o grau de ionização da água a essa temperatura:Dados: ρ (H2O) = 1g cm-3M(H2O) = 18,02 g mol-1EXERCÍCIOSR:7141016,7103,51 −−×=×8710290,15,551016,7 −−×=×==iniciaisionizadasnnα
  58. 58. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASEOs ácidos e as bases fortes estão completamente ionizados/ dissociados em soluçãoaquosa. Assim pode-se escrever:)(2)()()( laqaqaq OHNaClNaOHHCl +→+)()()( aqaqaq OHNaNaOH −++→ A mistura de HCl e NaOH, pode sertraduzida pela equação química:)(2)()()()()(3)( 2 laqaqaqaqaqaq OHNaClOHNaOHCl ++→+++ +−−++−Como se observa, há partículas que:• efetivamente reagem , H3O+e OH-;• são apenas iões espetadores , Cl-e Na+.A reação inversa da auto-ionização da águaé muito extensaComo se observa, há partículas que:• efetivamente reagem , H3O+e OH-;• são apenas iões espetadores , Cl-e Na+.A reação inversa da auto-ionização da águaé muito extensaEsta reação pode considerar-se completa,resultando um sal neutro, cloreto de sódio.REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃOEsta reação pode considerar-se completa,resultando um sal neutro, cloreto de sódio.REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO)(3)()(2)( aqaqlaq OHClOHHCl +−+→+Equação geral:
  59. 59. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASETitulação ácido-base (volumetria ácido-base) – permite determinar a concentraçãodesconhecida de um ácido (uma base) numa solução – titulado – fazendo reagir essasolução com uma base (um ácido) de concentração conhecida – titulante.Titulação ácido-base (volumetria ácido-base) – permite determinar a concentraçãodesconhecida de um ácido (uma base) numa solução – titulado – fazendo reagir essasolução com uma base (um ácido) de concentração conhecida – titulante.TitulanteTitulado
  60. 60. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
  61. 61. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASENuma titulação ácido-base adiciona-se titulante ao titulado até se atingir oponto de equivalênciaMomento em que ambos reagem estequiometricamentenácido = nbase ⇔ cácido × Vácido = cbase × Vbasenácido = nbase ⇔ cácido × Vácido = cbase × VbaseApenas válido para estequiometria monoácido/monobase (1: 1).Como sabemos que se atingiu o ponto de equivalência?-No ponto de equivalência verifica-se uma variação brusca do pH-Pode ser detetado utilizando um indicador de ácido-base adequado, adicionado aotitulado. Este muda de cor no ponto de equivalência.- Na realidade o que é detetado é o ponto final – momento em que o ponto deequivalência é ultrapassado.- Se o indicador for bem escolhido, o ponto de equivalência e o ponto final são próximos.
  62. 62. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASEComo escolher o indicador?Teremos que saber o ponto de equivalência, através da curva detitulação.Curvas deTitulaçãoCurvas deTitulaçãoO indicador adequado éaquele cuja zona deviragem contém o pontode equivalência.OuQualquer indicador cujazona de viragem estejacontida na zona abruptada curva.O indicador adequado éaquele cuja zona deviragem contém o pontode equivalência.OuQualquer indicador cujazona de viragem estejacontida na zona abruptada curva.
  63. 63. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASECurvas de TitulaçãoCurvas de Titulação
  64. 64. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASEpH inicial do titulado (base)pH inicial do titulado (base)Próximo do ponto deequivalência há umavariação brusca do pH:(de 11 para 3,6)Próximo do ponto deequivalência há umavariação brusca do pH:(de 11 para 3,6)Ponto de equivalência(zona de inflexão)Ponto de equivalência(zona de inflexão)Volume de titulante (ácido)gasto para atingir o pontode equivalênciaVolume de titulante (ácido)gasto para atingir o pontode equivalência
  65. 65. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
  66. 66. EXERCÍCIOObserve a seguinte figura e determine a concentração de HCl desconhecida,presente no titulado.R:[NaOH]= 0,1 mol dm-3VNaOH gasto = 10 mL = 0,01dm3[HCl]= ? mol dm-3VHCl = 25 mL = 0,025 dm3Como estequiometria 1: 1na= nb ⇔ Ca × Va = Cb × Vb⇔ Ca × 0,025 = 0,1 × 0,01⇔ Ca = 0,04 mol dm-3)(2)()()( laqaqaq OHNaClNaOHHCl +→+
  67. 67. EXERCÍCIONa titulação de 20,00 cm3de uma solução de HNO3, gastaram-se 10,00 cm3de NaOH de concentração 0,10 mol dm-3.a) Completa a equação química que traduz esta titulação ácido-base.b) Calcule a concentração da solução ácida.c) Qual o pH no ponto de equivalência? Justifique.d) Qual o pH da solução após a adição de 4, 00 cm3de solução de NaOH?(___)(___))()(3 ___________ +→+ aqaq NaOHHNO
  68. 68. EXERCÍCIOR:a)b) Estequiometria 1:1. Resultado: Ca= 0,05 mol dm-3c) O pH no ponto de equivalência é 7 (a 25 ºC). No ponto de equivalência existe a soluçãode um sal derivado de um ácido forte e de uma base forte. Como os iões deste sal nãosofrem hidrólise, a solução é neutra.d)nb = cb × Vb ⇔ nb = 0,10 × 4,00 × 10-3⇔ nb = 4,00 × 10-4molna = ca× Va ⇔ na = 0,05 × 20,00 × 10-3⇔ nb = 10 × 10-4molNesta altura existe excesso de ácido forte de 6× 10-4mol num volume de 24,00 cm3. Asua concentração é 0,025 mol dm-3.Calculo do pH da solução de HNO3, 0,025 mol dm-3.[H3O+]= [HNO3] ionizado= 0,025 mol dm-3pH = - log [H3O+]= - log (0,025) ⇒ pH = 1,6)(3)(3)(2)(3 aqaqlaq OHNOOHHNO +−+→+
  69. 69. INDICADORES ÁCIDO-BASE
  70. 70. INDICADORES ÁCIDO-BASE
  71. 71. Existem alguns ácidos fracos que possuem uma certa cor quando na sua forma molecular euma cor diferente quando estão na forma ionizada.Isso pode ser muito útil, pois dependendo da cor da solução podemos saber se o ácidoestá ionizado ou não.Mais do que isso, podemos saber a concentração do ião H+na solução. Por isso dizemosque esses ácidos fracos são indicadores da concentração do ião H+. Podemos chamaressas substâncias de Indicadores.Existem alguns ácidos fracos que possuem uma certa cor quando na sua forma molecular euma cor diferente quando estão na forma ionizada.Isso pode ser muito útil, pois dependendo da cor da solução podemos saber se o ácidoestá ionizado ou não.Mais do que isso, podemos saber a concentração do ião H+na solução. Por isso dizemosque esses ácidos fracos são indicadores da concentração do ião H+. Podemos chamaressas substâncias de Indicadores.

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