Ciências da Natureza e suas Produto iônico da água PH e POH,

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1 Ciências da Natureza e suas Produto iônico da água PH e POH,
Tecnologias - Química Ensino Médio, 2º Ano Produto iônico da água PH e POH, Solução Tampão

2 Equilíbrio iônico da água
um caso muito particular de equilíbrio químico é o equilíbrio iônico da água; a água sofre autoionização, mas, como é um eletrólito muito fraco, estabelece o equilíbrio abaixo: 2 H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) ou simplesmente: H2O(ℓ) ⇄ H+(aq) + OH-(aq) Figura: equilíbrio iônico da água ( acesso em 16/05/2012) H20 (l) H+ (aq) OH- (aq)

3 Equilíbrio iônico da água:
A constante de equilíbrio é expressa da seguinte forma: Kw = [H+].[OH-] Em que: Kw: produto iônico da água (a letra w vem de water, água em inglês); [H+], [OH-]: concentrações molares dos íons envolvidos. Como qualquer constante de equilíbrio, seu valor varia apenas com a temperatura. Figura: própria autoria (usando recursos do prórpio Microsoft Ofiice)

4 Produto iônico da água Kw = [H+].[OH-] = 10-14
A 25°C, em água pura, temos: [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L Assim sendo: Kw = [H+].[OH-] = 10-14 Figura: auto-ionização da água ( acesso em 16/05/2012)

5 Produto iônico da água [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L [H+] > 10-7 mol/L
Tipos de soluções (a 25°C) a) Água pura (solução neutra): [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L b) Solução ácida: [H+] > 10-7 mol/L [OH-] < 10-7 mol/L c) Solução básica (alcalina): [H+] < 10-7 mol/L [OH-] > 10-7 mol/L Imagens da esquerda para a direita: (A) Manojkiyan/ Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported. (B) Scott Bauer/ Public Domain Figura 1: água pura ( acesso em 16/05/2012) Figura 2: solução ácida ( acesso em 16/05/2012) Figura 3: solução básica ( acesso em 16/05/2012)

6 Alguns valores comuns de pH pH = -log[H3O+]= -log[H+]
Escala de pH Alguns valores comuns de pH Substância pH Ácido de bateria <1.0 Suco gástrico 2.0 Suco de limão 2.4 Cola (refrigerante) 2.5 Vinagre 2.9 Suco de laranja ou maçã 3.5 Cerveja 4.5 Café 5.0 Chá 5.5 Chuva ácida <5.6 Saliva de pacientes com cancro Leite 6.5 Água pura 7.0 Saliva humana Sangue Água do mar 8.0 Sabonete de mão Amônia caseira 11.5 Cloro 12.5 Hidróxido de Sódio caseiro 13.5 Sabemos que, em água pura, estabelece-se o equilíbrio abaixo: H2O(ℓ) + H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) Na maioria das soluções aquosas, temos: 0 < [H+] < 1 mol/L A escala de pH foi definida de modo a expressar essas concentrações: pH = -log[H3O+]= -log[H+] pOH = -log[OH-] Água neutra (25°C) pH = pOH = 7,0 Sol. ácidas, [H+] > 1,0 x 10-7  pH < 7,0 Sol. básicas, [H+] < 1,0 x 10-7  pH > 7,0 Em água (a 25°C), temos: pH + pOH = 14 Figura: alguns valores comuns de pH ( acesso em 16/05/2012)

7 Como medir o pH de soluções aquosas?
O método mais preciso (exato) é usar um medidor de pH (potenciômetro ou pHmetro); Entretanto, para processos em que não seja adequado usar o medidor de pH (uma reação com reagentes tóxicos, por exemplo) ou por simplicidade, são usados frequentemente alguns corantes que mudam de cor em diferentes faixas de pH (indicadores), que são menos precisos (menos exatos) que os medidores de pH. Figura 1: medidor de pH ( acesso em 16/05/2012) Figura 2: cinta e papel indicador de pH ( acesso em 16/05/2012) Imagens da esquerda para a direita: (A) Matylda Sęk/ GNU Free Documentation License. (B) Bordercolliez/ Creative Commons CC0 1.0 Universal Public Domain Dedication

8 Indicadores de pH A primeira teoria sobre indicadores de pH foi elaborada por Wilhelm Ostwald (em 1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. W. Ostwald é considerado o pai da físico-química. Recebeu o Nobel de Química de 1909 por seu trabalho sobre catálise. Ele também desenvolveu um processo de fabricação de ácido nítrico por oxidação do amoníaco: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O 2 NO + O2 → 2 NO2 3 NO2 + H2O → 2 HNO3(aq) + NO Figura 1: Wilhelm Ostwald ( acesso em 16/50/2012) Imagem: Autor desconhecido/ Disponibilizado pelo usuário Stefi/ United States Public Domain

9 Indicadores de pH Para Ostwald, em sua “teoria iônica dos indicadores”, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não dissociadas difere da cor dos respectivos íons; São substâncias químicas que fornecem indicação visual dependendo da acidez (pH) do meio; São usados atualmente tanto em solução aquosa quanto em outras apresentações (papel indicador, por exemplo). Indicador Intervalo de Viragem em unidades de pH Mudança de cor de ácido para base Alaranjado de metila 3,1 a 4,6 Vermelho para amarelo alaranjado Verde de bromocresol 3,8 a 5,4 Amarelo para azul Vermelho de metila 4,2 a 6,3 Vermelho para amarelo Azul de bromotimol 6,0 a 7,6 Vermelho de fenol 6,6 a 8,6 Amarelo para vermelho Fenolftaleína 8,0 a 9,8 Incolor para vermelho Timilftaleína 9,8 a 10,6 Incolor para azul Figura 1: principais indicadores de pH ( acesso em 16/05/2012) Figura 2: papel indicador, marca Merk ( acesso em 16/05/2012)

10 Como os indicadores mudam de cor?
HO OH C O -O Br SO³ fenolftaleína Forma ácida incolor Forma alcalina Vermelho - violácea H+ OH- Os indicadores de pH são, portanto, bases ou ácidos orgânicos fracos que possuem formas com cores diferentes dependendo do pH do meio; A coloração se dá graças a um rearranjo molecular causado pela variação do pH do meio, o que proporciona o surgimento ou desaparecimento dos grupos cromóforos (responsáveis pela cor).

11 Faixa de mudança de coloração
Imagem: Lilly_M/ GNU Free Documentation License

12 Exercícios de fixação 2 4 [H+] = 1,0 x 10-2 mol/L 5
(PUC-RIO/2008) O estômago produz suco gástrico constituído de ácido clorídrico, muco, enzimas e sais. O valor de pH no interior do estômago deriva, principalmente, do ácido clorídrico presente. Sendo o ácido clorídrico um ácido forte, a sua ionização é total em meio aquoso, e a concentração de H+ em quantidade de matéria nesse meio será a mesma do ácido de origem. Assim, uma solução aquosa de ácido clorídrico em concentração 0,01 mol L-1 terá pH igual a: 2 4 5 7 9 [H+] = 1,0 x 10-2 mol/L pH = -log(1,0 x 10-2) pH = 2,0 Imagem: Autor desconhecido/ Disponibilizado por Arcadian/ United States Public Domain

13 Exercícios de fixação (PUC-Campinas) Uma área agrícola foi adubada com amônia, nitrato e fosfato de amônio. Na amostra das águas residuais da irrigação dessa área, verifica-se que a concentração de íons OH- é igual a mol/L. Qual o pH da amostra? (dados: log 8 = 0,9) [OH-] = mol/L pOH = -log (8.10-5) = 5 – 0,9 = 4,1 pH + pOH = 14 pH = 14 – 4,1 pH = 9,9

14 Exercícios de fixação Considere certa quantidade de água e suco de limão, misturados, contida em um copo. Analise estas três afirmativas concernentes a esse sistema: O sistema é ácido. O pH do sistema é maior que 7. No sistema, a concentração dos íons H+ é maior que a dos OH–. A partir dessa análise, é CORRETO afirmar que apenas as afirmativas I e II estão certas. apenas as afirmativas I e III estão certas. apenas as afirmativas II e III estão certas. as três afirmativas estão certas. nenhuma afirmativa está certa.

15 Atividade extra: extrato de repolho roxo
Fundamentos: por apresentar cores diversas conforme a acidez ou basicidade do meio em que se encontra, o extrato de repolho roxo pode constituir-se bom indicador universal de pH, substituindo – ainda que para menor número de faixas de pH – os papéis indicadores universais, que só podem ser adquiridos em lojas especializadas e não são encontráveis em todas as regiões do país. Neste experimento, será usado extrato de repolho roxo para construção de uma escala de pH. referência: