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Da Atmosfera ao Oceano 1 Fernando Sayal
ÁCIDOS E BASES (soluções aquosas) Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases. 2
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
BASES As soluções das bases são amargas e geralmente escorregadias ao tacto. 4
TEORIA DE ARRHENIUS Segundo Arrhenius, ácidos e bases dissociam-se em H+ e OH-, respectivamente. 5
TEORIA DE ARRHENIUS Ácido 		Substância que em solução aquosa origina iões H+ (H3O+) HCl+H2O<>Cl- +H3O+ 6
TEORIA DE ARRHENIUS Base 	Substância que em solução aquosa origina iões OH- NaOH+H2O<>Na++OH- 7
TEORIA DE ARRHENIUS As definições de Arrhenius revelaram-se muito restritivas pois: ,[object Object],- 	não incluíam todas as substâncias que apresentavam, na prática, comportamento semelhante aos ácidos ou bases de Arrhenius. 8
	Por exemplo: NH3 (aq) + H2O (l)   <>     NH4 +(aq) + OH – (aq) não cabia na definição de Arrhenius, porque o NH3 não contém grupos OH. 9
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY ÁcidoHA (aq) + H2O (l)   <>   A- (aq) + H3O + Substância dadora de iões H+(protão) a uma base. 10
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY Base    B (aq) + H2O (l)  <>   HB+ (aq) + OH - (aq) Substância receptora de iões H+(protão) de um ácido. 11
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
Como acontece esta transferência de protões? 13
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
pares conjugado ácido base           HCl / Cl-                  H3O+ / H2O 15
Como caracterizar a acidez ou alcalinidade de uma água? ,[object Object],16
Escala de Sorensen e pH a 25ºC 17
18
pH sair 	O valor de pH expressa a concentração molar do ião H3O+p=-log            pH = - logH3O+                                              H3O+=10-pH 19
pOH Procedimento idêntico é usado na expressão da concentração molar do ião  OH-  pOH = - logOH- OH-=10-pOH 20
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
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
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
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
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
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
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
CARÁCTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES As espécies químicas envolvidas em reacções de protólise podem classificar-se como ,[object Object]
  			básicas
anfipróticas
  			neutras28
Espécies Químicas Ácidasue em solução só pode HNO3 HCl  H2SO4 CH3COOH  29
Espécies Químicas Básicasaquímicas que em solução só aceitam protões; NH3 CH3COO -  CO3 2- OH-  30
Espécies Químicas Anfipróticas HSO4 – HCO3 - HS –  H2O    31
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
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
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
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
ÁCIDOS FORTES Os ácidos fortes apresentam   ka >> 1. 36
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
BASES FORTES As bases fortes apresentam  kb >> 1. 38
BASES FORTES B (aq) + H2O (l)            HB(aq) + HO - (aq) As bases fortesionizam-se totalmente. 39
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
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
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43
GRAU DE IONIZAÇÃO Ácido    HA (aq) + H2O (l)  <>    A- (aq) + H3O + (aq) Base      B (aq) + H2O (l) <>   HB+ (aq) + OH - (aq)  = nionizadas/ ntotal  44
GRAU DE IONIZAÇÃO HA (aq) + H2O (l) <> A- (aq) + H3O + (aq) ninn              const.         -              - neqn - nconst.        nn 45
GRAU DE IONIZAÇÃO B (aq) + H2O (l)               BH+(aq) + HO - (aq) ninn        const.             -          - neqn - nconst.             nn 46
Purificar Água Destilação Destilador Laboratorial As impurezas são removidas por um processo de Vaporização seguido de Condensação 47
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
Purificar Água E numa situação de emergência? Vamos resolver a seguinte actividade. 49
Águas minerais e de abastecimento público Indicadores dos Parâmetros para caracterizar águas: ,[object Object]
não deve ser ultrapassado sob risco de provocar efeitos prejudiciais à saúde
VMR  valor máximo recomendável
não deve ser excedido sob risco de contaminação
O valor paramétrico único tende a substituir os dois anteriores50
51
Parâmetros para caracterizar águas: pH				 Cloro residual			 Sólidos dissolvidos totais Nitratos (NO3-) Sódio (Na+) Fluoretos (F-) 52
pH			6.5 – 9.0 Cloro residual   HClO (aq) + H2O (l) <> ClO-(aq) + H3O+(aq) Sólidos dissolvidos totais 53
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
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
REACÇÕES ÁCIDO-BASE Há flores como as hortênsias que são azuis em terreno mais ácido e cor-de-rosa em terreno menos ácido 56
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
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
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
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
TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE 61
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
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
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
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
TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE Ácido forte-base forte TITULAÇÕES            Ácido forte-base fraca                                         Ácido fraco-base forte 66
Titulações Ácido-Base                          Ácido forte-base forte – pHeq. = 7 TITULAÇÕES          Ácido forte-base fraca – pHeq. < 7 ( 25ºC )                                      Ácido fraco-base forte – pHeq. > 7 67
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
ÁCIDO FORTE--BASE FORTE reacção que ocorre H3O+ (aq) + HO- (aq)  2 H2O (l) 69
BASE FRACA--ÁCIDO FORTE reacção que ocorre NH3 (aq) + H3O+ (aq)   NH4+ (aq) +  H2O (l) 70
ÁCIDO FRACO--BASE FORTE reacção que ocorre  CH3COOH (aq) + HO- (aq)  CH3COO- (aq) + H2O (l) 71
Vamos titular a sério!!    72
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
INDICADORES Considerando o equilíbrio : HIn(aq) + H2O (l) In- (aq) + H3O + (aq)          Ácido                                      Base         (cor A)                                     (cor B) 74
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
INDICADORES ( Fenolftaleína ) As soluções alcalinas mudam para carmim a solução incolor de fenolftaleína . 76
INDICADORES(Tintura azul de tornesol) As soluções ácidas mudam para vermelho a cor azul do tornesol . 77
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
CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE 79
CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE 80
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
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
CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE 3- A zona de viragem do indicador deve ser o mais estreita possível  83
Vejamos a chuva ácida Clique Clique também em chuva ácida- cuidado 84
Principais fontes de emissão (ordem decrescente) 85
Casos históricos de ocorrência de chuvas ácidas 86
Fontes antropogénicas de emissão de óxidos de enxofre e azoto 87
Efeitos das chuvas ácidas ,[object Object]
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  • 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
  • 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-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
  • 16.
  • 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
  • 28.
  • 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
  • 53.
  • 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
  • 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
  • 95.
  • 96. Degradação de edifícios
  • 97. Redução da vida aquática
  • 100.
  • 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
  • 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