A apresentação está carregando. Por favor, espere

A apresentação está carregando. Por favor, espere

ÁCIDOS E BASES Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases. sair.

Apresentações semelhantes


Apresentação em tema: "ÁCIDOS E BASES Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases. sair."— Transcrição da apresentação:

1 ÁCIDOS E BASES Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases. sair

2 ÁCIDOS sair Pode 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 As soluções ácidas contraem e endurecem o cabelo. ÁCIDOS sair

4 As soluções das bases são amargas e geralmente escorregadias ao tacto. ÁCIDOSBASES sair

5 As soluções alcalinas suavizam e dão maior volume ao cabelo. ÁCIDOSBASES sair

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

7 Ácido Substância que em solução aquosa origina íons H. TEORIA DE ARRHENIUS sair

8 Base Substância que em solução aquosa origina íons OH -. TEORIA DE ARRHENIUS sair

9 pH É comum usar pH para expressar a concentração molar do ião H +. pH = - log H+ sair

10 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 subtrações: a esse instrumento atribui-se o nome de Bastões de Napier sair

11 NAPIER sair

12 pOH Procedimento idêntico é usado na expressão da concentração molar do ião OH -. pOH = - log OH - sair

13 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY As definições de Arrhenius revelaram-se muito restritivas pois: - eram aplicáveis somente a soluções aquosas; - não incluíam todas as substâncias que apresentavam, na pratica, comportamento semelhante aos ácidos ou bases de Arrhenius. sair

14 Por exemplo: NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH – (aq) não cabia na definição de Arrhenius, porque o NH 3 não contém grupos OH -. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY sair

15 Ácido Substância doadora de íons H + (próton) a uma base. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY sair

16 Base Substância aceitadora de íons H + (próton) a um ácido. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY sair

17 As reações ácido-base também se designam por reações protolíticas, uma vez que há transferência de prótons (H + ) do ácido para a base. TEORIA DE BRONSTED-LOWRY sair

18 O ácido e a base relacionados por transferência de um próton constituem um sistema designado por par ácido-base conjugados. Ácido 1 + Base 2 Ácido 2 + Base 1 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY sair

19 pH É comum usar pH para expressar a concentração molar do ião H 3 O+. pH = - log H 3 O+ sair

20 pOH É comum usar pOH para expressar a concentração molar do ião OH-. pOH = - log OH - sair

21 Escala de sorensen e pH Alguns ácidos e bases são mais fortes do que outros. sair

22 Escala de sorensen e pH sair

23 Escala de sorensen e pH

24 A pele é ácida e o seu pH pode variar entre 4,5 e 6, dependendo da idade, do sexo e da parte do corpo que se considere. A acidez da pele constitui uma defesa contra microrganismos (fungos e bactérias). Escala de sorensen e pH sair

25 Os cosméticos devem ter pH próximo do da pele. A indicação ostentada por alguns cosméticos de «pH neutro para a pele» pode não significar que o seu pH seja igual a 7, até porque esse valor já seria demasiado alcalino para a pele. Escala de sorensen e pH sair

26 As soluções de sabão são alcalinas. Quando a pele é lavada com sabão o seu pH sobe, tornando-se alcalina durante 3 a 4 horas. Este fenômeno pode tornar-se irreversível se as lavagens forem frequentes, provocando danos especialmente em peles mais sensíveis. Escala de sorensen e pH sair

27 Dadas duas soluções ácidas, é mais ácida a que tiver menor valor de pH. Dadas duas soluções alcalinas, é mais alcalina a que tiver maior valor de pH. Escala de sorensen e pH sair

28 CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka) HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) A -. H 3 O + Kc = kc. H 2 O = ka HA. H 2 O Em soluções diluídas a quantidade de água é constante. sair

29 HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) A -. H 3 O + Ka = H A CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka) sair

30 A força de um ácido é dada pelo valor da constante de acidez. CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka) sair

31 Quanto maior a constante de acidez mais forte é o ácido. CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka) sair

32 ÁCIDOS FORTES Os ácidos fortes apresentam ka > 1. sair

33 Os ácidos fortes ionizam-se totalmente. HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) ÁCIDOS FORTES sair

34 CONSTANTE DE BASICIDADE B (aq) + H 2 O (l) HB + (aq) + OH - (aq) HB +. OH - Kb = B Quanto maior kb, mais forte será a base. sair

35 BASES FORTES As bases fortes apresentam kb > 1. sair

36 As bases fortes ionizam-se totalmente. B (aq) + H 2 O (l) HB (aq) + HO - (aq) BASES FORTES sair

37 A ÁGUA Sendo a água o líquido mais abundante na natureza e o solvente mais usado no laboratório, merece uma referência especial. H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Solvente anfiprótico ou anfotérico, porque pode funcionar como ácido e base. sair

38 H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Este equilíbrio é designado por auto-ionização da água. Kw = H 3 O +. OH - A ÁGUA sair

39 pKw Aplicando o operador p ( -log ) Kw = H 3 O +. OH - pH + pOH = pKw sair

40 A ÁGUA H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) A 25º C, Kw = 1 x A ionização da molécula de água é endotérmica, o valor do produto iónico (Kw) aumenta com a temperatura. sair

41 RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) A - (aq) + H 2 O (l) HA (aq) + OH - (aq) Ka. Kb = Kw

42 RELAÇÃO ENTRE Ka e Kb Aplicando o operador p ( - log ) Ka. Kb = Kw pKa + pKb = pKw

43 pH - SOLUÇÕES DE BASES FORTES A ionização de uma base forte é total : B (aq) + H 2 O (l) HB + (aq) + OH - (aq) Como B = OH - ; pOH = - log OH - vem : pH = pKw - pOH

44 pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS A ionização de um ácido fraco é parcial : HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) pH = - log H 3 O + total onde : H 3 O + total = H 3 O + ácido + H 3 O + água

45 pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FRACOS Não entrando em linha de conta com a contribuição da auto-ionização da água, temos : H 3 O + 2 Ka = HA

46 GRAU DE IONIZAÇÃO Ácido – HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) Base – B (aq) + H 2 O (l) HB + (aq) + OH - (aq)

47 GRAU DE IONIZAÇÃO HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) n inicio n const. - - n equilíbrio n - n const. n n

48 GRAU DE IONIZAÇÃO B (aq) + H 2 O (l) BH -+ (aq) + HO - (aq) n inicio n const. - - n equilíbrio n - n const. n n

49 GRAU DE IONIZAÇÃO n ionizadas = n = n total = n

50 GRAU DE IONIZAÇÃO HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) 2. HA Ka = 1 -

51 reações 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. sair

52 Ácido ( aq ) + Base (aq ) Sal ( aq ) + Água ( l ) Ácido Neutro Básico sair REAÇÕES ÁCIDO-BASE

53 Há flores como as hortênsias que são azuis em terreno mais ácido e cor-de-rosa em terreno menos ácido. reações ÁCIDO-BASE sair

54 A água da chuva é ligeiramente ácida devido à dissolução de dióxido de carbono atmosférico, que dá origem ao ácido carbónico. CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 REAÇÕES ÁCIDO-BASE sair

55 O ácido ataca a pedra calcária de muitas construções, dissolvendo-a. reações ÁCIDO-BASE sair

56 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. reações ÁCIDO-BASE sair

57 Dissolução em água de um dos vários remédios para combater a acidez do estômago. REAÇÕES ÁCIDO-BASE sair

58 A picadela da abelha ou da urtiga resulta do ácido deixado na pele, cujo efeito pode ser atenuado ou eliminado por uma solução alcalina. REAÇÕES ÁCIDO-BASE sair

59 CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES O caráter químico das soluções pode ser: - ácido ; H 3 O + > OH - - neutro ; H 3 O + = OH - - básico ; OH - > H 3 O + sair

60 As espécies químicas envolvidas em reações de protólise podem classificar-se: - ácidas; - básicas; - anfipróticas ; - neutras. sair CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES

61 Ácidas – as espécies químicas que em solução só podem ceder prótons; HNO 3 ; HCl ; H 2 SO 4 ; CH 3 COOH ; etc CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES sair

62 Básicas – as espécies químicas que em solução só aceitam prótons; NH 3 ; CH 3 COO - ; CO 3 2- ; OH - ; etc sair CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES

63 Anfipróticas – as espécies químicas que em solução tanto podem ceder como captar prótons, HSO 4 - ; HCO 3 - ; HS - ; etc CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES sair

64 Neutras – as espécies químicas que em solução não tendem nem a captar nem a ceder prótons, como por exemplo, os catíons dos grupos 1 e 2; Na + ; K + ; Ca 2+ ; Mg 2+ e as partículas conjugadas de ácidos ou bases muito fortes; Cl - ; NO 3 - ; SO 4 2- ; etc CARÁTER QUÍMICO DAS SOLUÇÕES sair

65 pH - SOLUÇÕES DE ÁCIDOS FORTES A ionização de um ácido forte é total : HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) Como HA = H 3 O + então: pH = -log H 3 O + = -log HA

66 TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE sair

67 TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE sair

68 TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE sair

69 TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE Uma das aplicações mais correntes de reações ácido-base é a determinação da concentração de um ácido ( ou de uma base ) por reacção com uma base ( ou ácido ) de concentração conhecida.

70 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.

71 PONTO DE EQUIVALÊNCIA O número de moles de um ácido equivalente ao número de moles de uma base só depende da estequiometria da reacção.

72 PONTO DE EQUIVALÊNCIA Exemplo : HCl + NaOH NaCl + H 2 O Quando o ácido e a base são monopróticos, no ponto de equivalência : Ca.Va = Cb.Vb

73 PONTO DE EQUIVALÊNCIA Exemplo : 2 HCl + Ca(OH) 2 CaCl H 2 O Quando o ácido é monoprótico e a base é diprótica, no ponto de equivalência : Ca.Va = 2 Cb.Vb

74 PONTO DE EQUIVALÊNCIA Exemplo : H 2 SO NaOH Na 2 SO H 2 O Quando o ácido é diprótico e a base é monoprótica, no ponto de equivalência : 2 Ca.Va = Cb.Vb

75 TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE Ácido forte-base forte TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca Ácido fraco-base forte

76 Titulações Ácido-Base Ácido forte-base forte – pH eq. = 7 TITULAÇÕES Ácido forte-base fraca – pH eq. < 7 ( 25ºC ) Ácido fraco-base forte – pH eq. > 7

77 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.

78 ÁCIDO FORTE-BASE FORTE A reacção que ocorre : H 3 O + (aq) + HO - (aq) 2 H 2 O (l)

79 ÁCIDO FORTE-BASE FORTE

80 BASE FRACA-ÁCIDO FORTE A reacção que ocorre ( exemplo ) : NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) NH 4 + (aq) + H 2 O (l)

81 BASE FRACA-ÁCIDO FORTE

82 ÁCIDO FRACO-BASE FORTE A reacção que ocorre ( exemplo ) : CH 3 COOH (aq) + HO - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l)

83 ÁCIDO FRACO-BASE FORTE

84 TITULAÇÕES TERMOMÉTRICAS O aumento de temperatura verificado à medida que se adiciona o ácido à base, ou vice-versa, atinge o valor máximo quando ácido e base estão nas proporções estequiométricas. Isto permite realizar as chamada titulações termométricas.

85 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.

86 INDICADORES Considerando o equilíbrio : HIn(aq) + H 2 O (l) In - (aq) + H 3 O + (aq) Ácido Base

87 INDICADORES pH = pK Indicador + log [In - ] / [HIn]

88 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 á outra.

89 INDICADORES [HIn] > 10 [In - ] - cor predominante - ÁCIDA [HIn] > [In - ] / 10 - cor predominante – BÁSICA

90 INDICADORES cor ÁCIDA pH = pK Indicador - 1

91 INDICADORES cor BÁSICA pH = pK Indicador + 1

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

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

94 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. sair

95 CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE

96 1- A zona de viragem do indicador deve conter o valor de pH no ponto de equivalência.

97 CRITÉRIOS PARA A ESCOLHA DE INDICADORES ÁCIDO-BASE 2- Caso 1- não se verifique, então a zona de viragem do indicador deve estar localizadana parte abrupta da curva de titulação.

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

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

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

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

102 pH = pKa + log [Base] / [Ácido] SOLUÇÕES TAMPÃO sair

103 Teremos melhor efeito tampão quando: [Ácido ] = [Base] SOLUÇÕES TAMPÃO sair

104 ALEXANDRE CARVALHO 104 This work is licensed under a Creative Commons Attribution 2.5 License.Creative Commons Attribution 2.5 License


Carregar ppt "ÁCIDOS E BASES Muitos produtos de consumo contêm ácidos e bases. sair."

Apresentações semelhantes


Anúncios Google