Departamento de Química e Bioquímica Licenciatura em Ciências da Arte e do Património Química e Física dos Materiais I Tópico 4: Ácidos e bases Tópico.

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1 Departamento de Química e Bioquímica Licenciatura em Ciências da Arte e do Património Química e Física dos Materiais I Tópico 4: Ácidos e bases Tópico 4: Ácidos e bases

2 Propriedades

3 3 Ácidos Bases Têm um sabor azedo (o sabor do vinagre deve-se ao ácido acético; os citrinos contêm ácido cítrico). Reagem com certos metais produzindo hidrogénio gasoso. Reagem com carbonatos e bicarbonatos para produzir CO 2 gasoso. Têm um sabor amargo. São escorregadias ao tacto (muitos sabões contêm bases). 2HCl (aq) + Mg (s) MgCl 2 (aq) + H 2 (g) 2HCl (aq) + CaCO 3 (s) CaCl 2 (aq) + CO 2 (g) + H 2 O (l) Ex.:

4 Exemplos de substâncias ácidas e de substâncias básicas

5 Alguns exemplos de substâncias ácidas e básicas correntes

6 Definição de ácidos e de bases segundo Arrhenius Svante August Arrhenius (Vik, 19 de Fevereiro de1859 — Estocolmo, 2 de Outubro de 1927) foi um químico sueco. Recebeu o Nobel de Química de 1903, "em reconhecimento dos serviços extraordinários concedidos ao avanço da Química pela sua teoria electrolítica da dissociação“ URL: http://pt.wikipedia.org/wiki/Svante_Arrheniushttp://pt.wikipedia.org/wiki/Svante_Arrhenius

7 7 Um ácido de Arrhenius é uma substância que produz H + (H 3 O + ) em água. Uma base de Arrhenius é uma substância que produz OH – em água.

8 8 Ião hidrónio, protão hidratado, H 3 O +

9 Definição de ácidos e de bases segundo Brønsted Johannes Nicolaus Brønsted (Varde, 22 de Fevereiro de 1879— Varde, 17 de Dezembro de 1947) foi um físico-químico dinamarquês, que se notabilizou principalmente por formular uma das teorias para reacções ácido-base que, pelo trabalho independente e simultâneo, sobre o mesmo assunto, por parte do colega cientista britânico Thomas Martin Lowry, leva o nome de Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry URL: http://pt.wikipedia.org/wiki/Johannes_Nicolaus_Br%C3%B8nstedhttp://pt.wikipedia.org/wiki/Johannes_Nicolaus_Br%C3%B8nsted

10 10 Um ácido de Brønsted é um dador de protões. Uma base de Brønsted é um aceitador de protões. ácido base ácido base Um ácido de Brønsted deve conter pelo menos um protão ionizável!

11 Exemplos

12 12 Ácidos monopróticos HCl H + + Cl – HNO 3 H + + NO 3 – CH 3 COOH H + + CH 3 COO – Electrólito forte, ácido forte Electrólito fraco, ácido fraco Ácidos dipróticos H 2 SO 4 H + + HSO 4 – HSO 4 – H + + SO 4 2– Electrólito forte, ácido forte Electrólito fraco, ácido fraco Ácidos tripróticos H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 – H 2 PO 4 – H + + HPO 4 2– HPO 4 2– H + + PO 4 3– Electrólito fraco, ácido fraco Electrólito: substância que, quando dissolvida em água produz uma solução capaz de conduzir electricidade

13 Problemas

14 14 Classifique cada uma das espécies como ácido ou base de Brønsted, ou ambas: HBr (ácidro bromídrico), CH 3 COO – (ião acetato), H 2 PO 4 – ião (fosfato) HBr (aq) H + (aq) + Br – (aq) Ácido de Brønsted CH 3 COO – (aq) + H + (aq) CH 3 COOH (aq) Base de Brønsted H 2 PO 4 – (aq) H + (aq) + HPO 4 2– (aq) H 2 PO 4 – (aq) + H + (aq) H 3 PO 4 (aq) Ácido de Brønsted Base de Brønsted

15 Propriedades Ácido-Base da Água

16 16 H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - ácido base conjugada base ácido conjugado A água pode auto-ionizar-se dando origem a um protão e a um ião hidroxilo Constante do produto-iónico (K w ) ― o produto das concentrações molares dos iões H + e OH –, a uma dada temperatura. A 25 0 C K w = [H + ][OH – ] = 1,0 × 10 –14 [H + ] = [OH – ] [H + ] > [OH – ] [H + ] < [OH – ] A solução é neutra ácida básica [H + ] = concentração do protão [OH – ] = concentração do ião hidroxilo

17 Escala de acidez: pH

18 18 pH — Uma Medida de Acidez pH = – log [H + ] [H + ] = [OH – ] [H + ] > [OH – ] [H + ] < [OH – ] A solução é: neutra ácida básica [H + ] = 1 × 10 –7 [H + ] > 1 × 10 –7 [H + ] < 1 × 10 –7 pH = 7 pH < 7 pH > 7 A 25 0 C pH[H + ]

19 Alguns exemplos de substâncias ácidas e básicas correntes, continuação Fonte: http://www.mghs.sa.edu.au/internet/curriculum/science/Year9/Pics/ph.gif mais ácidos mais básicos

20 Resumindo:

21 21 Como medir o pH: utilizando vários tipos de aparelhos medidores de pH

22 22 Como medir o pH: utilizando vários tipos de papel indicador

23 Consequências do aumento da acidez da água da chuva

24 24 Valor médio do pH da precipitação nos Estados Unidos e na Europa em 2001. SO 2 (g) + OH (g) HOSO 2 (g) (reacção radicalar) SO 3 (g) + H 2 O (g) H 2 SO 4 (g) HOSO 2 (g) + O 2 (g) HO 2 (g) + SO 3 (g) Chuvas Ácidas

25 25 CaCO 3 (s) + H 2 SO 4 (aq) CaSO 4 (s) + H 2 O (l) + CO 2 (g) 2CaCO 3 (s) + 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2CaSO 4 (s) + CO 2 (g) Efeitos das chuvas ácidas 1908 1969