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 Oceano 1 Fernando Sayal

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

3. ÁCIDOS ÁCIDOS 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. BASES As soluções das bases são amargas e geralmente escorregadias ao tacto. 4

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

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

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

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-LOWRY ÁcidoHA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + Substância dadora de iões H+(protão) a uma base. 10

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

12. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY As 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 1 14

15. pares conjugado ácido base HCl / Cl- H3O+ / H2O 15

17. Escala de Sorensen e pH a 25ºC 17

18. 18

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

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

21. Ex: [H3O+] = 2x10-5 pH= -log(2x10-5) pH=4,7 [OH-] = 7x10-5 pOH= -log(7x10-5) pOH=4,2 Se pH=2,2 qual a concentração de iões [H3O+] ? [H3O+] = 10-pH =10-2,2 = 6,3x10-3 mol/dm3 21

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

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

25. Kw=1x10-14 T=25ºC Kw =  H3O+  .  OH-  1x10-14 =  H3O+  .  OH-   H3O+  =  OH-  = x logo 1x10-14 = x2 x=√ 1x10-14 = 1x10-7 pH= -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 SOLUÇÕES Para qualquer solução neutra, ácida ou alcalina, verifica-se sempre a relação Kw =  H3O+  .  OH-  O valor de Kw variará apenas com o valor da temperatura 27

29. básicas

30. anfipróticas

31. neutras28

32. Espécies Químicas Ácidasue em solução só pode HNO3 HCl H2SO4 CH3COOH 29

33. Espécies Químicas Básicasaquímicas que em solução só aceitam protões; NH3 CH3COO - CO3 2- OH- 30

34. Espécies Químicas Anfipróticas HSO4 – HCO3 - HS – H2O 31

35. Espécies Químicas Neutrass 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 FORTES A 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 ionização HA (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 Ka A força de um ácido é dada pelo valor da constante de acidez Quanto maior a constante de acidez mais forte é o ácido 35

39. ÁCIDOS FORTES Os ácidos fortes apresentam ka >> 1. 36

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

41. BASES FORTES As bases fortes apresentam kb >> 1. 38

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

43. Relação entre Ka e Kb HA (aq) + H2O (l) < > A- (aq) + H3O + (aq) A- (aq) + H2O (l) < > HA(aq) + OH - (aq) Ka . Kb = Kw 40

44. pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS A 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 +água Normalmente despreza-se a [H3O+] da água 41

45. 42

46. 43

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

48. GRAU DE IONIZAÇÃO HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq) ninn const. - - neqn - nconst. nn 45

49. GRAU DE IONIZAÇÃO B (aq) + H2O (l) BH+(aq) + HO - (aq) ninn const. - - neqn - nconst. nn 46

50. Purificar Água Destilação Destilador Laboratorial As impurezas são removidas por um processo de Vaporização seguido de Condensação 47

51. Purificar Água Osmose Inversa 48 5- Pós filtro de carvão: torna a água mais saborosa e doce 4- Membrana de Osmose Inversa (0,0001μ=0,1 nm) : remove bactérias, vírus, metais pesados, pesticidas etc 3- Filtro de sedimentos (1-3μ): filtra partículas finas e poluentes 2- Filtro de carvão: remove químicos: cloro, que dão cheiro, fertilizantes 1-Pré filtro 5μ: remove impurezas, poeiras

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

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 totais Nitratos (NO3-) Sódio (Na+) Fluoretos (F-) 52

60. pH 6.5 – 9.0 Cloro residual HClO (aq) + H2O (l) <> ClO-(aq) + H3O+(aq) Sólidos dissolvidos totais 53

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

62. REACÇÕES ÁCIDO-BASE Antes 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-BASE Há flores como as hortênsias que são azuis em terreno mais ácido e cor-de-rosa em terreno menos ácido 56

64. REACÇÕES ÁCIDO-BASE A água da chuva é ligeiramente ácida devido à dissolução de dióxido de carbono atmosférico, que dá origem ao ácido carbónico. CO2 + H2O > H2CO3 57

65. REACÇÕES ÁCIDO-BASE A 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-BASE A 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-BASE Uma 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-BASE 61

69. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE A 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 EQUIVALÊNCIA Exemplo : H3O+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl-+ H2O HCl + NaOH NaCl + H2O Quando o ácido e a base são monopróticos , no ponto de equivalência : Ca.Va = Cb.Vb 63

71. PONTO DE EQUIVALÊNCIA 2 HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2O Quando o ácido é monoprótico e a base é diprótica , no ponto de equivalência: Ca.Va = 2 Cb.Vb 64

72. PONTO DE EQUIVALÊNCIA H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O Quando o ácido é diprótico e a base é monoprótica , no ponto de equivalência : 2 Ca.Va = Cb.Vb 65

73. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE Ácido forte-base forte TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca Ácido fraco-base forte 66

74. Titulações Ácido-Base Ácido forte-base forte – pHeq. = 7 TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca – pHeq. < 7 ( 25ºC ) Ácido fraco-base forte – pHeq. > 7 67

75. ÁCIDO FORTE-BASE FORTE Junto 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 FORTE reacção que ocorre H3O+ (aq) + HO- (aq)  2 H2O (l) 69

77. BASE FRACA--ÁCIDO FORTE reacção que ocorre NH3 (aq) + H3O+ (aq)  NH4+ (aq) + H2O (l) 70

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

79. Vamos titular a sério!! 72

80. INDICADORES Um 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. INDICADORES Considerando o equilíbrio : HIn(aq) + H2O (l) In- (aq) + H3O + (aq) Ácido Base (cor A) (cor B) 74

82. INDICADORES O 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-BASE 79

87. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE 80

88. CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE 1- 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-BASE 2- 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-BASE 3- A zona de viragem do indicador deve ser o mais estreita possível 83

91. Vejamos a chuva ácida Clique Clique também em chuva ácida- cuidado 84

92. Principais fontes de emissão (ordem decrescente) 85

93. Casos históricos de ocorrência de chuvas ácidas 86

94. Fontes antropogénicas de emissão de óxidos de enxofre e azoto 87

96. Degradação de edifícios

97. Redução da vida aquática

98. Fragilização de espécies vegetais

99. Modificação do pH do solo

101. 89

102. Controlo das chuvas ácidas 1-Absorção de SO2 Uso de calcário ou cal 2-Conversão dos NOx Uso de catalisadores 3- Neutralização dos solos Uso de hidróxido de cálcio 90

103. TEORIA DOS LOGARITMOS Em 1550, na Escócia, nasceu John Napier (ou Neper) de quem pouco se sabe, mas que ficou na história por ter inventado os logaritmos e que já quase no final da vida, em 1614, (provavelmente farto de multiplicações e divisões), inventou um instrumento que transformava operações em simples adições e subtracções: a esse instrumento atribui-se o nome de “Bastões de Napier” 91

104. NAPIER 92

105. SOLUÇÕES TAMPÃO O pH das lágrimas é mantido em 7,4 graças a uma solução tampão de proteínas. 93

106. SOLUÇÕES TAMPÃO Soluções cujo pH se mantém praticamente invariável face à adição de pequenas quantidades de ácido ou de base. 94

107. SOLUÇÕES TAMPÃO É uma solução que contém um ácido mais a sua base conjugada , em concentrações aproximadamente iguais. 95

108. SOLUÇÕES TAMPÃO pH = pKa + log[Base] / [Ácido] 96

109. SOLUÇÕES TAMPÃO Teremos melhor efeito tampão quando: [Ácido ] = [Base] 97