O documento discute ácidos, bases e suas teorias, incluindo: 1) A teoria de Arrhenius define ácidos e bases como substâncias que dissociam em H+ e OH- em solução aquosa. 2) A teoria de Bronsted-Lowry generaliza a definição para transferência de prótons entre uma substância doadora (ácido) e receptora (base). 3) A água pode agir como ácido ou base devido à sua autoionização em H3O+ e OH-.

1. Da Atmosfera ao Oceano1Fernando Sayal

2. ÁCIDOS E BASES (soluções aquosas)Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases.2

3. ÁCIDOSÁCIDOS Podem reconhecer-se as soluções ácidas pelo sabor azedo, por produzirem efervescência com o calcário libertando-se um gás, o dióxido de carbono, ou por modificarem a cor de alguns indicadores.3

4. BASESAs soluções das bases são amargas e geralmente escorregadias ao tacto.4

5. TEORIA DE ARRHENIUSSegundo Arrhenius, ácidos e bases dissociam-se em H+ e OH-, respectivamente.5

6. TEORIA DE ARRHENIUSÁcido Substância que em solução aquosa origina iões H+ (H3O+)HCl+H2O<>Cl- +H3O+6

7. TEORIA DE ARRHENIUSBase Substância que em solução aquosa origina iões OH-NaOH+H2O<>Na++OH-7

8. TEORIA DE ARRHENIUSAs definições de Arrhenius revelaram-se muito restritivas pois:eram aplicáveis somente a soluções aquosas;- não incluíam todas as substâncias que apresentavam, na prática, comportamento semelhante aos ácidos ou bases de Arrhenius.8

9. Por exemplo:NH3 (aq) + H2O (l) <> NH4 +(aq) + OH – (aq)não cabia na definição de Arrhenius, porque o NH3 não contém grupos OH.9

10. TEORIA DE BRONSTED-LOWRYÁcidoHA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O +Substância dadora de iões H+(protão) a uma base.10

11. TEORIA DE BRONSTED-LOWRYBase B (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq)Substância receptora de iões H+(protão) de um ácido.11

12. TEORIA DE BRONSTED-LOWRYAs reacções ácido-base também se designam por reacções protolíticas, uma vez que há transferência de protões (H+) do ácido para a base.12

13. Como acontece esta transferência de protões?13

14. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY O ácido e a base relacionados por transferência de um protão constituem um sistema designado por par ácido-base conjugados.Ácido 1 + Base 2 <> Ácido 2 + Base 114

15. pares conjugado ácido base HCl / Cl- H3O+ / H2O15

16. Como caracterizar a acidez ou alcalinidade de uma água?Utilizando o conceito de pH.16

17. Escala de Sorensen e pH a 25ºC17

18. 18

19. pHsair O valor de pH expressa a concentração molar do ião H3O+p=-log pH = - logH3O+ H3O+=10-pH19

20. pOHProcedimento idêntico é usado na expressão da concentração molar do ião OH- pOH = - logOH-OH-=10-pOH20

21. Ex: [H3O+] = 2x10-5 pH= -log(2x10-5) pH=4,7[OH-] = 7x10-5 pOH= -log(7x10-5) pOH=4,2Se pH=2,2 qual a concentração de iões [H3O+] ? [H3O+] = 10-pH =10-2,2 = 6,3x10-3 mol/dm321

22. A ÁGUASendo a água o líquido mais abundante na natureza e o solvente mais usado no laboratório, merece uma referência especial.H2O (l) + H2O (l) <> H3O + (aq) + OH- (aq)Solvente anfiprótico ou anfotérico porque pode funcionar como ácido e base. 22

23. A ÁGUAH2O (l) + H2O (l) <> H3O + (aq) + OH- (aq)Este equilíbrio é designado porauto-ionização da água auto protólise da águaKw =  H3O+  .  OH- 23A constante de Equilíbrio Kw designa-se por produto iónico

24. A ÁGUAH2O (l) + H2O (l) <> H3O + (aq) + OH- (aq) A 25º C , Kw = 1 x 10 -14Sendo a ionização da molécula de água endotérmica,o valor do produto iónico(Kw) aumenta com a temperatura.24

25. Kw=1x10-14 T=25ºCKw =  H3O+  .  OH-  1x10-14 =  H3O+  .  OH-   H3O+  =  OH-  = x logo 1x10-14 = x2 x=√ 1x10-14 = 1x10-7pH= -log(1x10-7) = 7 e pOH = -log (1x10-7) = 7 pH + pOH = 14 Se  H3O+   OH-  25

26. CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES(depende da relação entre as concentrações dos iões)- Solução ácida  H3O+  >  OH- - Solução neutra  H3O+  =  OH- - Solução básica  OH-  >  H3O+ 26

27. CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕESPara qualquer solução neutra, ácida ou alcalina, verifica-se sempre a relaçãoKw =  H3O+  .  OH- O valor de Kw variará apenas com o valor da temperatura27

28. CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕESAs espécies químicas envolvidas em reacções de protólise podem classificar-se como ácidas

29. básicas

30. anfipróticas

31. neutras28

32. Espécies QuímicasÁcidasue em solução só podeHNO3HCl H2SO4CH3COOH 29

33. Espécies QuímicasBásicasaquímicas que em solução só aceitam protões;NH3CH3COO - CO3 2-OH- 30

34. Espécies QuímicasAnfipróticasHSO4 –HCO3 -HS – H2O 31

35. Espécies QuímicasNeutrass espécies químicas que em solução não captam nem cedem protões, como por exemplo , os catiões dos grupos 1 e 2;Na+ ; K+ ; Ca2+ ; Mg2+e as partículas conjugadas de ácidos ou bases muito fortes;Cl-; NO3- ; SO42- …32

36. SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FORTESA ionização de um ácido forte é total :HA (aq) + H2O (l) > A- (aq) + H3O + (aq)Como  H3O + =  HA  então:pH = -log  H3O + = -log  HA 33

37. CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)É a constante de equilíbrio de uma reacção em que um ácido sofre ionizaçãoHA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq) A - .  H3O+ ]Ka =  HA  Em soluções diluídas a quantidade de água é constante.34

38. Força de um Ácido vs KaA força de um ácido é dada pelo valor da constante de acidezQuanto maior a constante de acidez mais forte é o ácido35

39. ÁCIDOS FORTESOs ácidos fortes apresentam ka >> 1.36

40. CONSTANTE DE BASICIDADEÉ a constante de equilíbrio de uma reacção em que uma base sofre ionizaçãoB (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq)  HB+  .  OH- Kb =  B Quanto maior Kb, mais forte será a base.37

41. BASES FORTESAs bases fortes apresentam kb >> 1.38

42. BASES FORTESB (aq) + H2O (l) HB(aq) + HO - (aq)As bases fortesionizam-se totalmente.39

43. Relação entre Ka e KbHA (aq) + H2O (l) < > A- (aq) + H3O + (aq)A- (aq) + H2O (l) < > HA(aq) + OH - (aq)Ka . Kb = Kw40

44. pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOSA ionização de um ácido fraco é parcial :HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O + (aq)pH = - log H3O+total onde :  H3O+total=  H3O+ácido +  H3O +águaNormalmente despreza-se a [H3O+] da água41

45. 42

46. 43

47. GRAU DE IONIZAÇÃOÁcido HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq)Base B (aq) + H2O (l) <> HB+ (aq) + OH - (aq) = nionizadas/ ntotal 44

48. GRAU DE IONIZAÇÃOHA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq)ninn const. - -neqn - nconst. nn45

49. GRAU DE IONIZAÇÃOB (aq) + H2O (l) BH+(aq) + HO - (aq)ninn const. - -neqn - nconst. nn46

50. Purificar ÁguaDestilaçãoDestilador LaboratorialAs impurezas são removidas por um processo de Vaporização seguido de Condensação47

51. Purificar ÁguaOsmose Inversa485- Pós filtro de carvão: torna a água mais saborosa e doce4- Membrana de Osmose Inversa (0,0001μ=0,1 nm) : remove bactérias, vírus, metais pesados, pesticidas etc3- Filtro de sedimentos (1-3μ): filtra partículas finas e poluentes2- Filtro de carvão: remove químicos: cloro, que dão cheiro, fertilizantes1-Pré filtro 5μ: remove impurezas, poeiras

52. Purificar ÁguaE numa situação de emergência?Vamos resolver a seguinte actividade.49

53. Águas minerais e de abastecimento públicoIndicadores dos Parâmetros para caracterizar águas: VMA valor máximo admissível (mg/dm3)

54. não deve ser ultrapassado sob risco de provocar efeitos prejudiciais à saúde

55. VMR valor máximo recomendável

56. não deve ser excedido sob risco de contaminação

57. O valor paramétrico único tende a substituir os dois anteriores50

58. 51

59. Parâmetros para caracterizar águas:pH Cloro residual Sólidos dissolvidos totaisNitratos (NO3-)Sódio (Na+)Fluoretos (F-)52

60. pH 6.5 – 9.0Cloro residual HClO (aq) + H2O (l) <> ClO-(aq) + H3O+(aq)Sólidos dissolvidos totais53

61. Nitratos (NO3-) < 50 mg/lSódio (Na+) < 200 mg/lFluoretos (F-) < 1,5 mg/l- Expressar as concentrações acima em ppm (m/m)54

62. REACÇÕES ÁCIDO-BASEAntes de fazer quaisquer culturas é importante determinar o pH do solo. Se for demasiado ácido para a cultura em causa, espalha-se , por exemplo, calcário em pó, que tem um comportamento básico.55

63. REACÇÕES ÁCIDO-BASEHá flores como as hortênsias que são azuis em terreno mais ácido e cor-de-rosa em terreno menos ácido56

64. REACÇÕES ÁCIDO-BASEA água da chuva é ligeiramente ácida devido à dissolução de dióxido de carbono atmosférico, que dá origem ao ácido carbónico.CO2 + H2O > H2CO357

65. REACÇÕES ÁCIDO-BASEA azia, designação atribuída ao excesso de suco gástrico (HCl), pode ser combatida com um antiácido. Os antiácidos neutralizam o HCl em excesso no estômago. 58

66. REACÇÕES ÁCIDO-BASEA picadela da abelha ou da urtiga liberta ácido na pele, cujo efeito pode ser atenuado ou eliminado por uma solução alcalina.59

67. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASEUma das aplicações mais correntes de reacções ácido-base é a determinação da concentração de um ácido ( ou de uma base ) por reacção com uma base ( ou um ácido ) de concentração conhecida .60

68. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE61

69. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASEA reacção processa-se enquanto houver excesso de ácido ( ou de base ) , ou seja , até que sejam adicionadas quantidades equivalentes das duas soluções ; atinge-se nessa altura o ponto de equivalência . O número de moles de um ácido equivalente ao número de moles de uma base só depende da estequiometria da reacção .62

70. PONTO DE EQUIVALÊNCIAExemplo :H3O+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl-+ H2OHCl + NaOH NaCl + H2OQuando o ácido e a base são monopróticos , no ponto de equivalência :Ca.Va = Cb.Vb63

71. PONTO DE EQUIVALÊNCIA2 HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2OQuando o ácido é monoprótico e a base é diprótica , no ponto de equivalência:Ca.Va = 2 Cb.Vb64

72. PONTO DE EQUIVALÊNCIAH2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2OQuando o ácido é diprótico e a base é monoprótica , no ponto de equivalência :2 Ca.Va = Cb.Vb65

73. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASEÁcido forte-base forteTITULAÇÕES Ácido forte-base fraca Ácido fraco-base forte66

74. Titulações Ácido-Base Ácido forte-base forte – pHeq. = 7TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca – pHeq. < 7( 25ºC ) Ácido fraco-base forte – pHeq. > 767

75. ÁCIDO FORTE-BASE FORTEJunto do ponto de equivalência , a variação de pH é muito acentuada , de modo que , por adição dum pequeno volume , obtém-se uma variação de algumas unidades .68

76. ÁCIDO FORTE--BASE FORTEreacção que ocorreH3O+ (aq) + HO- (aq)  2 H2O (l)69

77. BASE FRACA--ÁCIDO FORTEreacção que ocorreNH3 (aq) + H3O+ (aq)  NH4+ (aq) + H2O (l)70

78. ÁCIDO FRACO--BASE FORTEreacção que ocorre CH3COOH (aq) + HO- (aq)  CH3COO- (aq) + H2O (l)71

79. Vamos titular a sério!! 72

80. INDICADORESUm indicador de ácido-base pode ser definido como um sistema ácido-base em que as cores da forma ácido e base são diferentes .73

81. INDICADORESConsiderando o equilíbrio :HIn(aq) + H2O (l) In- (aq) + H3O + (aq) Ácido Base (cor A) (cor B)74

82. INDICADORESO olho humano é capaz de detectar uma das cores ( ácida = HIn ou básica = In- ) se a concentração da espécie que confere essa cor for , no mínimo, 10 vezes superior à outra .75

83. INDICADORES ( Fenolftaleína )As soluções alcalinas mudam para carmim a solução incolor de fenolftaleína .76

84. INDICADORES(Tintura azul de tornesol)As soluções ácidas mudam para vermelho a cor azul do tornesol .77

85. INDICADORES -Indicador Universal É uma mistura de vários indicadores, uns naturais outros sintéticos. Apresenta uma grande variedade de cores consoante a acidez ou basicidade da solução.78

86. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE79

87. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE80

88. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE1- A zona de viragem do indicador deve conter o valor de pH no ponto de equivalência .81

89. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE2- Caso o ponto 1 não se verifique , então a zona de viragem do indicador deve estar localizada na parte abrupta da curva de titulação . 82

90. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE3- A zona de viragem do indicador deve ser o mais estreita possível 83

91. Vejamos a chuva ácidaCliqueClique também em chuva ácida- cuidado84

92. Principais fontes de emissão (ordem decrescente)85

93. Casos históricos de ocorrência de chuvas ácidas86

94. Fontes antropogénicas de emissão de óxidos de enxofre e azoto87

95. Efeitos das chuvas ácidas Corrosão de metais

96. Degradação de edifícios

97. Redução da vida aquática