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Quando uma substância se dissolve em água, forma-se uma
mistura homogénea que se designa por solução aquosa.
As soluções aquosas
podem ser
• Ácidas
• Básicas (ou Alcalinas)
• Neutras
O pH é um parâmetro que permite avaliar o grau de acidez ou de basicidade de
uma solução.
À temperatura de 25ºC, as soluções com pH<7 são ácidas, as soluções com
pH=7 são neutras e as soluções com pH>7 são básicas.
Soluções aquosas ácidas
As soluções aquosas ácidas
contêm substâncias dissolvidas
chamadas ácidos.
Exemplos de ácidos
Ácido FórmicoÁcido Fórmico
Ácido CítricoÁcido Cítrico
Ácido MálicoÁcido Málico
Ácido FosfóricoÁcido Fosfórico
Ácido AcéticoÁcido Acético
Ácido TartáricoÁcido Tartárico
Soluções aquosas básicas
As soluções aquosas básicas
contêm substâncias dissolvidas
chamadas bases.
Exemplos de bases
Hidróxido de
magnésio
Hidróxido de
magnésio
Hidróxido de
sódio
Hidróxido de
sódio
Hidróxido de
amónio
Hidróxido de
amónio
Bicarbonato de
sódio
Bicarbonato de
sódio
Soluções Ácidas
Algumas propriedades:
*têm sabor azedo;
*reagem com os metais;
*conduzem a corrente
eléctrica.
Soluções Básicas
Algumas propriedades:
*têm sabor amargo;
*conduzem a corrente
eléctrica;
*são escorregadias.
Indicadores de ácido-base
Indicadores
designam-se às substâncias que, em contacto com soluções
ácidas ou básicas, mudam de cor, sendo por isso, utilizadas
para 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 básica
Solução alcoólica de
fenolftaleína
Incolor Incolor carmim
Tintura azul
de tornesol
vermelho azul
arroxeado
azul
arroxeado
Exemplos
A solução alcoólica de
fenolftaleína é incolor
Na presença de
soluções básicas toma a
cor carmim
A tintura azul de tornesol é
azul arroxeada
Na presença de
soluções ácidas
toma a cor vermelha
Indicador
Universal
é 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 ou
basicidade da solução.
O Indicador Universal
Indicadores de ácido-base
(a)
(b)
EXERCÍCIOS
A - 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 ácidas
2 - Soluções básicas
A - Soda cáustica
B - Vinagre
C - Limão
D - Maçã
E - Formigas
F - Cal apagada
1 - ácido cítrico
2 - ácido fórmico
3 - hidróxido de sódio
4 - ácido acético
5 - hidróxido de cálcio
6 - ácido málico
 Recorda as características das soluções ácidas e básicas e faz a associação
correspondente.
Faz a correspondência correta entre as duas colunas.
A Escala de pH
EXERCÍCIOS

EXERCÍCIOS

A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
Vivemos num planeta de água. Talvez fosse mais apropriado denominar a Terra
«planeta Oceano», uma vez que a água cobre 71% da sua superfície.
A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
A
ÁGUA
NA
TERRA
A
ÁGUA
NA
TERRA
A
ÁGUA
NA
TERRA
A
ÁGUA
NA
TERRA
A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
A água está desigualmente distribuída na Terra, sendo grandes as assimetrias
entre as várias regiões. A maior parte do continente africano, do Médio Oriente, da
Austrália e de algumas zonas do continente americano debatem-se com problemas
graves de escassez de água.
A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
Estima-se que a média de consumo de água é de 600 m3
por pessoa e por ano,
sendo cerca de 50 m3
de água potável – o que corresponde a um consumo diário
de 137 litros de água.
O crescimento demográfico, o desenvolvimento industrial e a irrigação
multiplicaram as utilizações de água.
CONSUMO DE ÁGUACONSUMO DE ÁGUA
CONSUMO DE ÁGUACONSUMO DE ÁGUA
A POLUIÇÃO DA ÁGUAA POLUIÇÃO DA ÁGUA
A POLUIÇÃO DA ÁGUAA POLUIÇÃO DA ÁGUA
A POLUIÇÃO DA ÁGUAA POLUIÇÃO DA ÁGUA
Dos vários tipos de poluição, destacam-se:
• a poluição biológica: por microrganismos patogénicos
que podem provocar doenças e até a morte;
• a poluição térmica: aquecimento da água por descargas
de águas residuais usadas nos processos de arrefecimento
industriais e nas centrais térmicas.
• a poluição química: a mais grave é causada pela
presença de produtos químicos prejudiciais.
A QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃOA QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃO
Existe legislação para estabelecer os teores em que certas
espécies químicas podem existir na água utilizável. São
chamados parâmetros de qualidade que podem variar,
consoante os objetivos de utilização.
VMA – valor máximo aceitável. Este valor não pode ser
ultrapassado sob o risco de prejudicar a saúde.
VMR – valor máximo recomendado. Este valor não deve
ser ultrapassado, pois tal poderá colocar em risco a saúde,
podendo até ser indício de contaminação.
Norma de
qualidade
VMR/ g dm-3
VMA/ g dm-3
Iões fluoreto (F-
) 1,0 1,5
Iões nitrato (NO3
-
) 25 50
A QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃOA QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃO
EXERCÍCIO
Um 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 normal
do organismo. Podem também transformar-se em nitosamidas no estômago, que são potenciais
agentes 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 nitratos
era 4,03 ×10-4
mol/dm3
. Determine a massa de nitratos acima do valor correspondente ao VMR
que poderão existir numa garrafa de água de 33 cL
R: 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 × 10-2
g/L= 24,9 mg/L
excesso de NO3
-
= 39 – 24,9 = 14,1 mg/L
m(NO3
-
) = 14,1 × 0,33 = 4,6 mg
Água da chuva, água destilada e água pura
Será que …Será que …
… a água da chuva é pura? Não. Porque a água límpida (das nuvens) é um bom
solvente, capaz da dissolver muitos dos gases que
existem na atmosfera, sobretudo nas camadas mais
baixas.
… a água destilada no
laboratório é pura? Não. Como a água é um solvente excelente, durante a
destilação há substâncias que são arrastadas pelo vapor
de água e acabam por aparecer outra vez na água
destilada. Há possibilidade de novas substâncias
surgirem no destilado (gases dissolvidos no ar).
… a água pura existe?
Não. No entanto, o conceito de pureza é relativo; uma
mesma água pode ser suficientemente pura para um
determinado fim (ex: rega), mas não ser para outro (ex:
beber).
“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 o
sumo de limão ou até mesmo o sumo de uma maçã, estamos perante um ácido, ou
então quando utilizamos um produto para desentupir canalizações estamos perante
um base. Mesmo um adubo, que é utilizado numa plantação como fonte de azoto para
as 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 ser
algo escorregadio ao tato.
O conceito de ácido e de base é algo que é extremamente importante para a química
moderna, quer no dia a dia, quer ao nível da indústria química, e foram desenvolvidos
conceitos para interpretar ao nível microscópico o comportamento destas
substâncias.”
ÁCIDOS E BASES
http://www.e-escola.pt/
ÁCIDOS E BASES
ÁCIDOS E BASES
Svante August Arrhenius (Séc XIX)
Definiu, os ácidos como sendo substâncias que, em solução aquosa, se
dissociavam produzindo iões H+ enquanto as bases se dissociavam
produzindo iões OH-
.
TEORIA DE Arrhenius - Teoria iónica
ÁCIDOS E BASES
ÁCIDOS E BASES
Brønsted & Lowry (Séc XIX)
Consideraram a reação ácido-base como um processo de transferência de
um protão de uma espécie química (ácido) para outra (base).
TEORIA DE Brønsted & Lowry - Teoria protónica.
ÁCIDOS E BASES
ÁCIDOS E BASES
ÁCIDOS E BASES
ÁCIDOS E BASES
EXEMPLOS – pares ácido-base conjugados
NH4
+
/NH3
H2O/OH-
HCl/Cl –
H3
O+
/H2
O
EXEMPLOS – pares ácido-base conjugados


 Soluções
EXEMPLOS – pares ácido-base conjugados

R: (a)
O conceito de pH
O 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).
O conceito de pH
Estudo 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 de
equilíbrio. Como em soluções muito diluídas
[H2O] é praticamente constante, logo:
Kw - produto iónico da água
(depende da temperatura)
e e
e
e e e
e e
O conceito de pH
Estudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).Estudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).
Kw (25ºC) = 1×10-14
e e
Qual será o valor
do pH da água a 25º
C?
O conceito de pH
Estudo 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+
] = 1×10-7
mol dm-3
pH = - log (1×10-7
) ⇔ pH = 7
O conceito de pH
O caráter ácido, básico ou neutro de uma solução é determinado pela
relação entre os valores das concentrações de
iões hidrónio [H3O+
] e iões hidróxido [OH-
].
Assim, para qualquer temperatura:
O conceito de pH
Podemos também definir pOH:
pOH = - log [OH-
]
Relação entre pH e pOH
pH + pOH = pKw
pKw = - log Kw
À temperatura de 25ºC:
pH + pOH = 14
EXERCÍCIOS
Determine o valor de pH de cada uma das
seguintes soluções (a 25ºC), cuja concentração
de iões hidrónio é:
i.1×10-7
mol dm-3
ii.1×10-6
mol dm-3
iii.5×10-6
mol dm-3
iv.1×10-5
mol dm-3
v.2,3×10-4
mol dm-3
Variação do Kw com a temperatura
O quadro ao lado apresenta valor de Kw para
diferentes temperaturas, para a auto-ionização da
água.
CONCLUSÕES:
T
(ºC)
Kw pH
0 0,1140 × 10-14 7,47
10 0,2930 × 10-14 7,27
20 0,6810 × 10-14 7,08
25 1,008 × 10-14 7,00
30 1,471 × 10-14 6,92
40 2,916 × 10-14 6,77
50 5,476 × 10-14 6,63
100 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
Se o pH da água diminuir com o aumento da temperatura, será que significa
que 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 iões
OH-
.
 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 temperaturas
diferentes de 25ºC.
EXERCÍCIO
R: 1º Método
Kw = 7,244 ×10-14
pKw = - log (7,244 ×10-14
)
⇔ pKw = 13,14
pKw = pH + pOH e pH = pOH
pH = pKw/2 ⇔ pH = 6,57
Qual será, para a água, o valor de pH neutro , à temperatura de 55 ºC, se Kw = 7,244 ×10-14
?
R: 2º Método
Kw =[H3O+
] × [OH-
] e [H3O+
] =[OH-
]
[H3O+
] =
⇔ [H3O+
] = 2,69 × 10-7
pH = - log (2,69 × 10-7
)
⇔ pH = 6,57
14
107,244 −
×
EXERCÍCIO
R:
Como a ionização é completa:
[H3O+
] = 0,030 mol dm-3
pH + pOH = pKw ⇔ - log (0,030) + pOH = - log (5,0 ×10-14
)
⇔ 1,52 + pOH = 13,30
⇔ pOH = 13,30 -1,52
⇔ pOH = 11,78
Considere uma solução aquosa de ácido clorídrico, HCl , de concentração 0,030 mol dm-3
, à
temperatura de 50 ºC, completamente ionizado.
Determine o valor do pOH da solução.
Dado: Kw (50 ºC) = 5,0 ×10-14
Dissociação e Ionização
A dissolução de NaOH em água é qualitativamente diferente da dissolução de NH3.
NaOH é um composto iónico
formado por iões Na+
e OH-
.
NaOH é um composto iónico
formado por iões Na+
e OH-
.
Os ácidos também são ionizados - reagem
com a água para formar iões
Os ácidos também são ionizados - reagem
com a água para formar iões
Dissociação
NH3 é um composto molecular formado
por moléculas.
NH3 é um composto molecular formado
por 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 por
moléculas de solvente)
• Ocorre em ácidos e algumas bases
• Reação com o solvente para formar iões
• Separação dos iões formados
• Iões são solvatados
FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES
A força de um ácido está ligada à sua capacidade de se ionizar, nomeadamente numa
solução aquosa.
São ácidos fortes aqueles que, em solução aquosa, se ionizam extensamente e são ácidos
fracos aqueles que, também em solução aquosa, se ionizam em percentagem reduzida.
Isto é, os ácidos fortes apresentam um grau de
ionização elevado e, consequentemente, uma concentração de
H3
O+
elevada na solução, enquanto que para os ácidos
fracos verifica-se uma baixa concentração de H3
O+
na respetiva
solução.
Isto é, os ácidos fortes apresentam um grau de
ionização elevado e, consequentemente, uma concentração de
H3
O+
elevada na solução, enquanto que para os ácidos
fracos verifica-se uma baixa concentração de H3
O+
na respetiva
solução.
São bases fortes as bases que se ionizam quase completamente, em solução
aquosa, nos seus iões (incluindo, portanto, os iões OH-
); são bases fracas
aquelas cuja ionização, também em solução aquosa, seja bastante restrita.
São bases fortes as bases que se ionizam quase completamente, em solução
aquosa, nos seus iões (incluindo, portanto, os iões OH-
); são bases fracas
aquelas cuja ionização, também em solução aquosa, seja bastante restrita.
Tal como acontece para os ácidos, também para as bases existem bases fortes e bases
fracas.
Grau de ionização (α)Grau de ionização (α)
FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES
• Como exemplo de uma base fraca temos o amoníaco. O amoníaco é uma
base, 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 do
que o ião OH- que seria gerado quando este captasse um protão cedido pela
água, 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 base
pode considerar-se completamente ionizada quando, dissolvida em água, a
concentração dos iões OH-
for aproximadamente igual à concentração inicial da
base NaOH.
NaOH(s) → Na+
(aq) + OH-
(aq)
FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES
O valor da constante de ionização Ka é obtido da mesma forma que se obtém a constante de equilíbrio em
uma 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 . Quanto
maior o valor Ka , maior a quantidade de iões H3O+
em solução e como consequência mais forte é
o ácido.
A constante de ionização (Ka) é um valor semelhante à constante de equilíbrio, portanto varia
apenas 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 ser
considerado 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 ácido
também é considerado forte.
2.1)
2.2)
FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES
Se a solução for a de um ácido monoprótico forte, a concentração de H3O+
na
solução é aproximadamente igual à do ácido porque a reação de ionização é
praticamente completa, e o grau de ionização aproximadamente igual a 1.
Para efetuar o cálculo do pH de uma solução é preciso conhecer a concentração de
H3O+
.
Para efetuar o cálculo do pH de uma solução é preciso conhecer a concentração de
H3O+
.
)(3)(2)( )( aqaqaq OHCllOHHCl +−
+→+
EXERCÍCIOS
Determine 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) = 0,82
R:
EXERCÍCIOS
R: 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 10-2
mol 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 10-2
mol dm-3
Notas:
• Para soluções aquosas de bases fortes, como NaOH e KOH, hidróxido de sódio e
hidróxido de potássio, respetivamente, a determinação da concentração de OH-
é
efetuada de um modo semelhante à determinação da concentração de H3O+
para
ácidos fortes.
• Para soluções aquosas de ácidos ou bases fracas, a concentração de H3O+
e/ou
OH-
vai depender da constante de equilíbrio da reação em causa, uma vez que estas
reações de ionização não são completas.
Notas:
• Para soluções aquosas de bases fortes, como NaOH e KOH, hidróxido de sódio e
hidróxido de potássio, respetivamente, a determinação da concentração de OH-
é
efetuada de um modo semelhante à determinação da concentração de H3O+
para
ácidos fortes.
• Para soluções aquosas de ácidos ou bases fracas, a concentração de H3O+
e/ou
OH-
vai depender da constante de equilíbrio da reação em causa, uma vez que estas
reações de ionização não são completas.
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 concentrações
das espécies químicas são:
[CH3COOH]equilíbrio = 5,0 x 10-2
– x ; [CH3COO-
]equilíbrio = x ; [H3O+
] = x
A partir do valor de Ka do ácido, à temperatura referida, pode determinar-se o valor
de x e a partir deste o pH da solução.
Determine, a 25 ºC, o pH de uma solução aquosa de ácido
acético, CH3COOH, 5,0 x 10-2
mol dm-3
.
EXERCÍCIOS
R:
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-3
e como [H3O+
] × [OH-
]= 1 × 10-14
[OH-
] = 1 × 10-13
mol dm-3
O ácido clorídrico é um ácido forte (α ≅ 1).
Quais as concentrações de H3O+
, OH-
e 0,1 mol dm-3
a 25ºC?
EXERCÍCIOS
R:
O número de moléculas ionizadas de água é igual ao número de iões hidrónio e igual ao
número de iões hidróxido.
H2O (l) + H2O (l) OH-
(aq) + H3O+
(aq)
Kw= [H3O+
] × [OH-
]= 51,3 × 10-14
como [H3O+
] =[OH-
] = mol dm-3
Em 1 dm3
de água, a 100 ºC, existem 7,16 × 10-7
moles de moléculas ionizadas.
ρ(H2O) = 1g cm-3
= 1000 g dm-3
O nº de moles de H2O em 1 dm-3
é 1000/18,02 =55,5 mol
O 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-3
M(H2O) = 18,02 g mol-1
EXERCÍCIOS
R:
714
1016,7103,51 −−
×=×
8
7
10290,1
5,55
1016,7 −
−
×=
×
==
iniciais
ionizadas
n
n
α
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Os ácidos e as bases fortes estão completamente ionizados/ dissociados em solução
aquosa. Assim pode-se escrever:
)(2)()()( laqaqaq OHNaClNaOHHCl +→+
)()()( aqaqaq OHNaNaOH −+
+→ A mistura de HCl e NaOH, pode ser
traduzida 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 água
é muito extensa
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 água
é muito extensa
Esta reação pode considerar-se completa,
resultando um sal neutro, cloreto de sódio.
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
Esta reação pode considerar-se completa,
resultando um sal neutro, cloreto de sódio.
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
)(3)()(2)( aqaqlaq OHClOHHCl +−
+→+
Equação geral:
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Titulação ácido-base (volumetria ácido-base) – permite determinar a concentração
desconhecida de um ácido (uma base) numa solução – titulado – fazendo reagir essa
solução com uma base (um ácido) de concentração conhecida – titulante.
Titulação ácido-base (volumetria ácido-base) – permite determinar a concentração
desconhecida de um ácido (uma base) numa solução – titulado – fazendo reagir essa
solução com uma base (um ácido) de concentração conhecida – titulante.
Titulante
Titulado
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Numa titulação ácido-base adiciona-se titulante ao titulado até se atingir o
ponto de equivalência
Momento em que ambos reagem estequiometricamente
nácido = nbase ⇔ cácido × Vácido = cbase × Vbase
nácido = nbase ⇔ cácido × Vácido = cbase × Vbase
Apenas 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 ao
titulado. Este muda de cor no ponto de equivalência.
- Na realidade o que é detetado é o ponto final – momento em que o ponto de
equivalência é ultrapassado.
- Se o indicador for bem escolhido, o ponto de equivalência e o ponto final são próximos.
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Como escolher o indicador?
Teremos que saber o ponto de equivalência, através da curva de
titulação.
Curvas de
Titulação
Curvas de
Titulação
O indicador adequado é
aquele cuja zona de
viragem contém o ponto
de equivalência.
Ou
Qualquer indicador cuja
zona de viragem esteja
contida na zona abrupta
da curva.
O indicador adequado é
aquele cuja zona de
viragem contém o ponto
de equivalência.
Ou
Qualquer indicador cuja
zona de viragem esteja
contida na zona abrupta
da curva.
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Curvas de TitulaçãoCurvas de Titulação
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
pH inicial do titulado (base)pH inicial do titulado (base)
Próximo do ponto de
equivalência há uma
variação brusca do pH:
(de 11 para 3,6)
Próximo do ponto de
equivalência há uma
variação 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 ponto
de equivalência
Volume de titulante (ácido)
gasto para atingir o ponto
de equivalência
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
EXERCÍCIO
Observe a seguinte figura e determine a concentração de HCl desconhecida,
presente no titulado.
R:
[NaOH]= 0,1 mol dm-3
VNaOH gasto = 10 mL = 0,01dm3
[HCl]= ? mol dm-3
VHCl = 25 mL = 0,025 dm3
Como estequiometria 1: 1
na= nb ⇔ Ca × Va = Cb × Vb
⇔ Ca × 0,025 = 0,1 × 0,01
⇔ Ca = 0,04 mol dm-3
)(2)()()( laqaqaq OHNaClNaOHHCl +→+
EXERCÍCIO
Na titulação de 20,00 cm3
de uma solução de HNO3, gastaram-se 10,00 cm3
de 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 cm3
de solução de NaOH?
(___)(___))()(3 ___________ +→+ aqaq NaOHHNO
EXERCÍCIO
R:
a)
b) Estequiometria 1:1. Resultado: Ca= 0,05 mol dm-3
c) O pH no ponto de equivalência é 7 (a 25 ºC). No ponto de equivalência existe a solução
de um sal derivado de um ácido forte e de uma base forte. Como os iões deste sal não
sofrem hidrólise, a solução é neutra.
d)nb = cb × Vb ⇔ nb = 0,10 × 4,00 × 10-3
⇔ nb = 4,00 × 10-4
mol
na = ca× Va ⇔ na = 0,05 × 20,00 × 10-3
⇔ nb = 10 × 10-4
mol
Nesta altura existe excesso de ácido forte de 6× 10-4
mol num volume de 24,00 cm3
. A
sua 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-3
pH = - log [H3O+
]= - log (0,025) ⇒ pH = 1,6
)(3)(3)(2)(3 aqaqlaq OHNOOHHNO +−
+→+
INDICADORES ÁCIDO-BASE
INDICADORES ÁCIDO-BASE
Existem alguns ácidos fracos que possuem uma certa cor quando na sua forma molecular e
uma cor diferente quando estão na forma ionizada.
Isso pode ser muito útil, pois dependendo da cor da solução podemos saber se o ácido
está ionizado ou não.
Mais do que isso, podemos saber a concentração do ião H+
na solução. Por isso dizemos
que esses ácidos fracos são indicadores da concentração do ião H+
. Podemos chamar
essas substâncias de Indicadores.
Existem alguns ácidos fracos que possuem uma certa cor quando na sua forma molecular e
uma cor diferente quando estão na forma ionizada.
Isso pode ser muito útil, pois dependendo da cor da solução podemos saber se o ácido
está ionizado ou não.
Mais do que isso, podemos saber a concentração do ião H+
na solução. Por isso dizemos
que esses ácidos fracos são indicadores da concentração do ião H+
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Ácidos, Bases e pH - 11ºano FQ A

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Ácidos, Bases e pH - 11ºano FQ A

  • 1.
  • 2. Quando uma substância se dissolve em água, forma-se uma mistura homogénea que se designa por solução aquosa. As soluções aquosas podem ser • Ácidas • Básicas (ou Alcalinas) • Neutras O pH é um parâmetro que permite avaliar o grau de acidez ou de basicidade de uma solução. À temperatura de 25ºC, as soluções com pH<7 são ácidas, as soluções com pH=7 são neutras e as soluções com pH>7 são básicas.
  • 3.
  • 4. Soluções aquosas ácidas As soluções aquosas ácidas contêm substâncias dissolvidas chamadas ácidos. Exemplos de ácidos Ácido FórmicoÁcido Fórmico Ácido CítricoÁcido Cítrico Ácido MálicoÁcido Málico Ácido FosfóricoÁcido Fosfórico Ácido AcéticoÁcido Acético Ácido TartáricoÁcido Tartárico Soluções aquosas básicas As soluções aquosas básicas contêm substâncias dissolvidas chamadas bases. Exemplos de bases Hidróxido de magnésio Hidróxido de magnésio Hidróxido de sódio Hidróxido de sódio Hidróxido de amónio Hidróxido de amónio Bicarbonato de sódio Bicarbonato de sódio Soluções Ácidas Algumas propriedades: *têm sabor azedo; *reagem com os metais; *conduzem a corrente eléctrica. Soluções Básicas Algumas propriedades: *têm sabor amargo; *conduzem a corrente eléctrica; *são escorregadias.
  • 5. Indicadores de ácido-base Indicadores designam-se às substâncias que, em contacto com soluções ácidas ou básicas, mudam de cor, sendo por isso, utilizadas para 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 básica Solução alcoólica de fenolftaleína Incolor Incolor carmim Tintura azul de tornesol vermelho azul arroxeado azul arroxeado Exemplos
  • 6. A solução alcoólica de fenolftaleína é incolor Na presença de soluções básicas toma a cor carmim A tintura azul de tornesol é azul arroxeada Na presença de soluções ácidas toma a cor vermelha
  • 7. Indicador Universal é 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 ou basicidade da solução. O Indicador Universal Indicadores de ácido-base (a) (b)
  • 8. EXERCÍCIOS A - 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 ácidas 2 - Soluções básicas A - Soda cáustica B - Vinagre C - Limão D - Maçã E - Formigas F - Cal apagada 1 - ácido cítrico 2 - ácido fórmico 3 - hidróxido de sódio 4 - ácido acético 5 - hidróxido de cálcio 6 - ácido málico  Recorda as características das soluções ácidas e básicas e faz a associação correspondente. Faz a correspondência correta entre as duas colunas.
  • 12. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA Vivemos num planeta de água. Talvez fosse mais apropriado denominar a Terra «planeta Oceano», uma vez que a água cobre 71% da sua superfície.
  • 13. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
  • 16. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
  • 17. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
  • 18. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA A água está desigualmente distribuída na Terra, sendo grandes as assimetrias entre as várias regiões. A maior parte do continente africano, do Médio Oriente, da Austrália e de algumas zonas do continente americano debatem-se com problemas graves de escassez de água.
  • 19.
  • 20. A ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIAA ÁGUA NA TERRA E SUA IMPORTÂNCIA
  • 21. Estima-se que a média de consumo de água é de 600 m3 por pessoa e por ano, sendo cerca de 50 m3 de água potável – o que corresponde a um consumo diário de 137 litros de água. O crescimento demográfico, o desenvolvimento industrial e a irrigação multiplicaram as utilizações de água. CONSUMO DE ÁGUACONSUMO DE ÁGUA
  • 23. A POLUIÇÃO DA ÁGUAA POLUIÇÃO DA ÁGUA
  • 24. A POLUIÇÃO DA ÁGUAA POLUIÇÃO DA ÁGUA
  • 25. A POLUIÇÃO DA ÁGUAA POLUIÇÃO DA ÁGUA Dos vários tipos de poluição, destacam-se: • a poluição biológica: por microrganismos patogénicos que podem provocar doenças e até a morte; • a poluição térmica: aquecimento da água por descargas de águas residuais usadas nos processos de arrefecimento industriais e nas centrais térmicas. • a poluição química: a mais grave é causada pela presença de produtos químicos prejudiciais.
  • 26. A QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃOA QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃO Existe legislação para estabelecer os teores em que certas espécies químicas podem existir na água utilizável. São chamados parâmetros de qualidade que podem variar, consoante os objetivos de utilização. VMA – valor máximo aceitável. Este valor não pode ser ultrapassado sob o risco de prejudicar a saúde. VMR – valor máximo recomendado. Este valor não deve ser ultrapassado, pois tal poderá colocar em risco a saúde, podendo até ser indício de contaminação. Norma de qualidade VMR/ g dm-3 VMA/ g dm-3 Iões fluoreto (F- ) 1,0 1,5 Iões nitrato (NO3 - ) 25 50
  • 27. A QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃOA QUALIDADE DA ÁGUA E A LEGISLAÇÃO EXERCÍCIO Um 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 normal do organismo. Podem também transformar-se em nitosamidas no estômago, que são potenciais agentes 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 nitratos era 4,03 ×10-4 mol/dm3 . Determine a massa de nitratos acima do valor correspondente ao VMR que poderão existir numa garrafa de água de 33 cL R: 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 × 10-2 g/L= 24,9 mg/L excesso de NO3 - = 39 – 24,9 = 14,1 mg/L m(NO3 - ) = 14,1 × 0,33 = 4,6 mg
  • 28. Água da chuva, água destilada e água pura
  • 29. Será que …Será que … … a água da chuva é pura? Não. Porque a água límpida (das nuvens) é um bom solvente, capaz da dissolver muitos dos gases que existem na atmosfera, sobretudo nas camadas mais baixas. … a água destilada no laboratório é pura? Não. Como a água é um solvente excelente, durante a destilação há substâncias que são arrastadas pelo vapor de água e acabam por aparecer outra vez na água destilada. Há possibilidade de novas substâncias surgirem no destilado (gases dissolvidos no ar). … a água pura existe? Não. No entanto, o conceito de pureza é relativo; uma mesma água pode ser suficientemente pura para um determinado fim (ex: rega), mas não ser para outro (ex: beber).
  • 30. “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 o sumo de limão ou até mesmo o sumo de uma maçã, estamos perante um ácido, ou então quando utilizamos um produto para desentupir canalizações estamos perante um base. Mesmo um adubo, que é utilizado numa plantação como fonte de azoto para as 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 ser algo escorregadio ao tato. O conceito de ácido e de base é algo que é extremamente importante para a química moderna, quer no dia a dia, quer ao nível da indústria química, e foram desenvolvidos conceitos para interpretar ao nível microscópico o comportamento destas substâncias.” ÁCIDOS E BASES http://www.e-escola.pt/
  • 32. ÁCIDOS E BASES Svante August Arrhenius (Séc XIX) Definiu, os ácidos como sendo substâncias que, em solução aquosa, se dissociavam produzindo iões H+ enquanto as bases se dissociavam produzindo iões OH- . TEORIA DE Arrhenius - Teoria iónica
  • 34. ÁCIDOS E BASES Brønsted & Lowry (Séc XIX) Consideraram a reação ácido-base como um processo de transferência de um protão de uma espécie química (ácido) para outra (base). TEORIA DE Brønsted & Lowry - Teoria protónica.
  • 39. EXEMPLOS – pares ácido-base conjugados NH4 + /NH3 H2O/OH- HCl/Cl – H3 O+ /H2 O
  • 40. EXEMPLOS – pares ácido-base conjugados    Soluções
  • 41. EXEMPLOS – pares ácido-base conjugados  R: (a)
  • 42. O conceito de pH O 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).
  • 43. O conceito de pH Estudo 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 de equilíbrio. Como em soluções muito diluídas [H2O] é praticamente constante, logo: Kw - produto iónico da água (depende da temperatura) e e e e e e e e
  • 44. O conceito de pH Estudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O).Estudo do conceito de pH recorrendo à substância água (H2O). Kw (25ºC) = 1×10-14 e e
  • 45. Qual será o valor do pH da água a 25º C? O conceito de pH Estudo 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+ ] = 1×10-7 mol dm-3 pH = - log (1×10-7 ) ⇔ pH = 7
  • 46. O conceito de pH O caráter ácido, básico ou neutro de uma solução é determinado pela relação entre os valores das concentrações de iões hidrónio [H3O+ ] e iões hidróxido [OH- ]. Assim, para qualquer temperatura:
  • 47. O conceito de pH Podemos também definir pOH: pOH = - log [OH- ] Relação entre pH e pOH pH + pOH = pKw pKw = - log Kw À temperatura de 25ºC: pH + pOH = 14 EXERCÍCIOS Determine o valor de pH de cada uma das seguintes soluções (a 25ºC), cuja concentração de iões hidrónio é: i.1×10-7 mol dm-3 ii.1×10-6 mol dm-3 iii.5×10-6 mol dm-3 iv.1×10-5 mol dm-3 v.2,3×10-4 mol dm-3
  • 48. Variação do Kw com a temperatura O quadro ao lado apresenta valor de Kw para diferentes temperaturas, para a auto-ionização da água. CONCLUSÕES: T (ºC) Kw pH 0 0,1140 × 10-14 7,47 10 0,2930 × 10-14 7,27 20 0,6810 × 10-14 7,08 25 1,008 × 10-14 7,00 30 1,471 × 10-14 6,92 40 2,916 × 10-14 6,77 50 5,476 × 10-14 6,63 100 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
  • 49. Se o pH da água diminuir com o aumento da temperatura, será que significa que 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 iões OH- .  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 temperaturas diferentes de 25ºC.
  • 50. EXERCÍCIO R: 1º Método Kw = 7,244 ×10-14 pKw = - log (7,244 ×10-14 ) ⇔ pKw = 13,14 pKw = pH + pOH e pH = pOH pH = pKw/2 ⇔ pH = 6,57 Qual será, para a água, o valor de pH neutro , à temperatura de 55 ºC, se Kw = 7,244 ×10-14 ? R: 2º Método Kw =[H3O+ ] × [OH- ] e [H3O+ ] =[OH- ] [H3O+ ] = ⇔ [H3O+ ] = 2,69 × 10-7 pH = - log (2,69 × 10-7 ) ⇔ pH = 6,57 14 107,244 − ×
  • 51. EXERCÍCIO R: Como a ionização é completa: [H3O+ ] = 0,030 mol dm-3 pH + pOH = pKw ⇔ - log (0,030) + pOH = - log (5,0 ×10-14 ) ⇔ 1,52 + pOH = 13,30 ⇔ pOH = 13,30 -1,52 ⇔ pOH = 11,78 Considere uma solução aquosa de ácido clorídrico, HCl , de concentração 0,030 mol dm-3 , à temperatura de 50 ºC, completamente ionizado. Determine o valor do pOH da solução. Dado: Kw (50 ºC) = 5,0 ×10-14
  • 52. Dissociação e Ionização A dissolução de NaOH em água é qualitativamente diferente da dissolução de NH3. NaOH é um composto iónico formado por iões Na+ e OH- . NaOH é um composto iónico formado por iões Na+ e OH- . Os ácidos também são ionizados - reagem com a água para formar iões Os ácidos também são ionizados - reagem com a água para formar iões Dissociação NH3 é um composto molecular formado por moléculas. NH3 é um composto molecular formado por 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 por moléculas de solvente) • Ocorre em ácidos e algumas bases • Reação com o solvente para formar iões • Separação dos iões formados • Iões são solvatados
  • 53.
  • 54. FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES A força de um ácido está ligada à sua capacidade de se ionizar, nomeadamente numa solução aquosa. São ácidos fortes aqueles que, em solução aquosa, se ionizam extensamente e são ácidos fracos aqueles que, também em solução aquosa, se ionizam em percentagem reduzida. Isto é, os ácidos fortes apresentam um grau de ionização elevado e, consequentemente, uma concentração de H3 O+ elevada na solução, enquanto que para os ácidos fracos verifica-se uma baixa concentração de H3 O+ na respetiva solução. Isto é, os ácidos fortes apresentam um grau de ionização elevado e, consequentemente, uma concentração de H3 O+ elevada na solução, enquanto que para os ácidos fracos verifica-se uma baixa concentração de H3 O+ na respetiva solução. São bases fortes as bases que se ionizam quase completamente, em solução aquosa, nos seus iões (incluindo, portanto, os iões OH- ); são bases fracas aquelas cuja ionização, também em solução aquosa, seja bastante restrita. São bases fortes as bases que se ionizam quase completamente, em solução aquosa, nos seus iões (incluindo, portanto, os iões OH- ); são bases fracas aquelas cuja ionização, também em solução aquosa, seja bastante restrita. Tal como acontece para os ácidos, também para as bases existem bases fortes e bases fracas. Grau de ionização (α)Grau de ionização (α)
  • 55. FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES • Como exemplo de uma base fraca temos o amoníaco. O amoníaco é uma base, 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 do que o ião OH- que seria gerado quando este captasse um protão cedido pela água, 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 base pode considerar-se completamente ionizada quando, dissolvida em água, a concentração dos iões OH- for aproximadamente igual à concentração inicial da base NaOH. NaOH(s) → Na+ (aq) + OH- (aq)
  • 56. FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES O valor da constante de ionização Ka é obtido da mesma forma que se obtém a constante de equilíbrio em uma 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 . Quanto maior o valor Ka , maior a quantidade de iões H3O+ em solução e como consequência mais forte é o ácido. A constante de ionização (Ka) é um valor semelhante à constante de equilíbrio, portanto varia apenas 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 ser considerado 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 ácido também é considerado forte. 2.1) 2.2)
  • 57. FORÇA DOS ÁCIDOS E DAS BASES Se a solução for a de um ácido monoprótico forte, a concentração de H3O+ na solução é aproximadamente igual à do ácido porque a reação de ionização é praticamente completa, e o grau de ionização aproximadamente igual a 1. Para efetuar o cálculo do pH de uma solução é preciso conhecer a concentração de H3O+ . Para efetuar o cálculo do pH de uma solução é preciso conhecer a concentração de H3O+ . )(3)(2)( )( aqaqaq OHCllOHHCl +− +→+ EXERCÍCIOS Determine 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) = 0,82 R:
  • 58.
  • 59. EXERCÍCIOS R: 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 10-2 mol 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 10-2 mol dm-3 Notas: • Para soluções aquosas de bases fortes, como NaOH e KOH, hidróxido de sódio e hidróxido de potássio, respetivamente, a determinação da concentração de OH- é efetuada de um modo semelhante à determinação da concentração de H3O+ para ácidos fortes. • Para soluções aquosas de ácidos ou bases fracas, a concentração de H3O+ e/ou OH- vai depender da constante de equilíbrio da reação em causa, uma vez que estas reações de ionização não são completas. Notas: • Para soluções aquosas de bases fortes, como NaOH e KOH, hidróxido de sódio e hidróxido de potássio, respetivamente, a determinação da concentração de OH- é efetuada de um modo semelhante à determinação da concentração de H3O+ para ácidos fortes. • Para soluções aquosas de ácidos ou bases fracas, a concentração de H3O+ e/ou OH- vai depender da constante de equilíbrio da reação em causa, uma vez que estas reações de ionização não são completas.
  • 60. 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 concentrações das espécies químicas são: [CH3COOH]equilíbrio = 5,0 x 10-2 – x ; [CH3COO- ]equilíbrio = x ; [H3O+ ] = x A partir do valor de Ka do ácido, à temperatura referida, pode determinar-se o valor de x e a partir deste o pH da solução. Determine, a 25 ºC, o pH de uma solução aquosa de ácido acético, CH3COOH, 5,0 x 10-2 mol dm-3 . EXERCÍCIOS R:
  • 61. 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-3 e como [H3O+ ] × [OH- ]= 1 × 10-14 [OH- ] = 1 × 10-13 mol dm-3 O ácido clorídrico é um ácido forte (α ≅ 1). Quais as concentrações de H3O+ , OH- e 0,1 mol dm-3 a 25ºC? EXERCÍCIOS R:
  • 62. O número de moléculas ionizadas de água é igual ao número de iões hidrónio e igual ao número de iões hidróxido. H2O (l) + H2O (l) OH- (aq) + H3O+ (aq) Kw= [H3O+ ] × [OH- ]= 51,3 × 10-14 como [H3O+ ] =[OH- ] = mol dm-3 Em 1 dm3 de água, a 100 ºC, existem 7,16 × 10-7 moles de moléculas ionizadas. ρ(H2O) = 1g cm-3 = 1000 g dm-3 O nº de moles de H2O em 1 dm-3 é 1000/18,02 =55,5 mol O 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-3 M(H2O) = 18,02 g mol-1 EXERCÍCIOS R: 714 1016,7103,51 −− ×=× 8 7 10290,1 5,55 1016,7 − − ×= × == iniciais ionizadas n n α
  • 63. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE Os ácidos e as bases fortes estão completamente ionizados/ dissociados em solução aquosa. Assim pode-se escrever: )(2)()()( laqaqaq OHNaClNaOHHCl +→+ )()()( aqaqaq OHNaNaOH −+ +→ A mistura de HCl e NaOH, pode ser traduzida 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 água é muito extensa 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 água é muito extensa Esta reação pode considerar-se completa, resultando um sal neutro, cloreto de sódio. REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO Esta reação pode considerar-se completa, resultando um sal neutro, cloreto de sódio. REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO )(3)()(2)( aqaqlaq OHClOHHCl +− +→+ Equação geral:
  • 64. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE Titulação ácido-base (volumetria ácido-base) – permite determinar a concentração desconhecida de um ácido (uma base) numa solução – titulado – fazendo reagir essa solução com uma base (um ácido) de concentração conhecida – titulante. Titulação ácido-base (volumetria ácido-base) – permite determinar a concentração desconhecida de um ácido (uma base) numa solução – titulado – fazendo reagir essa solução com uma base (um ácido) de concentração conhecida – titulante. Titulante Titulado
  • 66. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE Numa titulação ácido-base adiciona-se titulante ao titulado até se atingir o ponto de equivalência Momento em que ambos reagem estequiometricamente nácido = nbase ⇔ cácido × Vácido = cbase × Vbase nácido = nbase ⇔ cácido × Vácido = cbase × Vbase Apenas 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 ao titulado. Este muda de cor no ponto de equivalência. - Na realidade o que é detetado é o ponto final – momento em que o ponto de equivalência é ultrapassado. - Se o indicador for bem escolhido, o ponto de equivalência e o ponto final são próximos.
  • 67. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE Como escolher o indicador? Teremos que saber o ponto de equivalência, através da curva de titulação. Curvas de Titulação Curvas de Titulação O indicador adequado é aquele cuja zona de viragem contém o ponto de equivalência. Ou Qualquer indicador cuja zona de viragem esteja contida na zona abrupta da curva. O indicador adequado é aquele cuja zona de viragem contém o ponto de equivalência. Ou Qualquer indicador cuja zona de viragem esteja contida na zona abrupta da curva.
  • 68. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE Curvas de TitulaçãoCurvas de Titulação
  • 69. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE pH inicial do titulado (base)pH inicial do titulado (base) Próximo do ponto de equivalência há uma variação brusca do pH: (de 11 para 3,6) Próximo do ponto de equivalência há uma variação 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 ponto de equivalência Volume de titulante (ácido) gasto para atingir o ponto de equivalência
  • 71. EXERCÍCIO Observe a seguinte figura e determine a concentração de HCl desconhecida, presente no titulado. R: [NaOH]= 0,1 mol dm-3 VNaOH gasto = 10 mL = 0,01dm3 [HCl]= ? mol dm-3 VHCl = 25 mL = 0,025 dm3 Como estequiometria 1: 1 na= nb ⇔ Ca × Va = Cb × Vb ⇔ Ca × 0,025 = 0,1 × 0,01 ⇔ Ca = 0,04 mol dm-3 )(2)()()( laqaqaq OHNaClNaOHHCl +→+
  • 72. EXERCÍCIO Na titulação de 20,00 cm3 de uma solução de HNO3, gastaram-se 10,00 cm3 de 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 cm3 de solução de NaOH? (___)(___))()(3 ___________ +→+ aqaq NaOHHNO
  • 73. EXERCÍCIO R: a) b) Estequiometria 1:1. Resultado: Ca= 0,05 mol dm-3 c) O pH no ponto de equivalência é 7 (a 25 ºC). No ponto de equivalência existe a solução de um sal derivado de um ácido forte e de uma base forte. Como os iões deste sal não sofrem hidrólise, a solução é neutra. d)nb = cb × Vb ⇔ nb = 0,10 × 4,00 × 10-3 ⇔ nb = 4,00 × 10-4 mol na = ca× Va ⇔ na = 0,05 × 20,00 × 10-3 ⇔ nb = 10 × 10-4 mol Nesta altura existe excesso de ácido forte de 6× 10-4 mol num volume de 24,00 cm3 . A sua 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-3 pH = - log [H3O+ ]= - log (0,025) ⇒ pH = 1,6 )(3)(3)(2)(3 aqaqlaq OHNOOHHNO +− +→+
  • 76. Existem alguns ácidos fracos que possuem uma certa cor quando na sua forma molecular e uma cor diferente quando estão na forma ionizada. Isso pode ser muito útil, pois dependendo da cor da solução podemos saber se o ácido está ionizado ou não. Mais do que isso, podemos saber a concentração do ião H+ na solução. Por isso dizemos que esses ácidos fracos são indicadores da concentração do ião H+ . Podemos chamar essas substâncias de Indicadores. Existem alguns ácidos fracos que possuem uma certa cor quando na sua forma molecular e uma cor diferente quando estão na forma ionizada. Isso pode ser muito útil, pois dependendo da cor da solução podemos saber se o ácido está ionizado ou não. Mais do que isso, podemos saber a concentração do ião H+ na solução. Por isso dizemos que esses ácidos fracos são indicadores da concentração do ião H+ . Podemos chamar essas substâncias de Indicadores.