CARACTERÍSTICAS E IDENTIFICAÇÃO DAS REAÇÕES ÁCIDO-BASE

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1 CARACTERÍSTICAS E IDENTIFICAÇÃO DAS REAÇÕES ÁCIDO-BASE Discentes: Anelize Lange Fernanda Vilalba Luiz Gustavo Natanaeli Machado Nayara Mendes Outubro,

2 Índice Introdução Água Como Solvente Dissociação Iônica, Ionização e Soluções Eletrolíticas Indicadores de ph Teorias de Ácidos e Bases: *Teoria de Arrhenius *Teoria de Brönsted-Lowry *Equilíbrio iônico da água *História dos ácidos e bases *Indicadores ácido-base Características dos Ácidos *Ácido Sulfúrico (H 2 SO 4 ) *Ácido Nítrico (HNO 3 ) *Ácido Clorídrico (HCl) Características das Bases *Hidróxido de Sódio (NaOH) *Hidróxido de Cálcio (Ca(OH) 2 ) *Hidróxido de Magnésio (Mg(OH) 2 ) Referências 2

3 Introdução Atualmente os cientistas conhecem 118 elementos químicos, entre elementos sintéticos (aqueles produzidos em laboratório) e elementos naturais. Uma classificação fundamental foi criada na metade do século XVIII: Substâncias orgânicas são as que contêm carbonos ligados em cadeia. Substâncias inorgânicas (ou minerais) são as formadas por todos os demais elementos químicos. As funções químicas inorgânicas que iremos estudar são: os ácidos e as bases. 3

4 Água Como Solvente Uma razão para a água dissolver substâncias polares iônicas é a sua capacidade de estabilizar os íons em solução, mantendo-os separados uns dos outros. Isso é devido principalmente à alta constante dielétrica da água. 4

5 Dissociação Iônica e Soluções Eletrolíticas Eletrólitos são substâncias que possuem a capacidade de ser ionizadas quando em solução, liberando íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions). Uma solução eletrolítica conduzem corrente elétrica. 5

6 Dissociação Iônica e Soluções Eletrolíticas 6

7 Dissociação não Iônica e Soluções não Eletrolíticas 7

8 Ionização e Soluções Eletrolíticas ácidos Os eletrólitos fortes ionizam-se completamente em um solvente, enquanto os eletrólitos fracos ionizam-se apenas parcialmente. HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq)+cl - (aq) CH 3 COOH (g)+h 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) 8

9 Ionização do HCl HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) HCl doa um próton a água HCl = ácido conjugados 1 H 2 O aceita um próton do HCl H 2 O = base conjugada 2 Cl - = base conjugada 1 H 3 O + = ácido conjugado 2 9

10 Ionização e Dissociação Iônica e Soluções Eletrolíticas de Bases NH 3 (g) + H 2 O (l) NH 4+ (aq) + OH - (aq) NaOH(g) H 2 O Na + (aq) + OH - (aq) 10

11 Equílibrio iônico da água Água possui caráter anfótero: comporta como ácido (doadora de prótons) ou base (receptora de prótons). Entre as moléculas de água ocorre a transferência de prótons, é chamado de autoionização da água. base ácido ácido conjugado base conjugada Produto iônico da água: Kw Kw = 1,0x

12 ph = -log[h 3 O + ] ou ph = -log[h + ] A determinação precisa do ph pode ser feita pelo phmetro 12

13 Indicadores de ph 13

14 Teorias de Ácidos e Bases Existem várias teorias sobre acidez e basicidade. Contudo não se trata realmente de teorias, mais simplesmente de diferentes definições para denominar ácido e base. Assim usamos a teoria mais conveniente para solucionar um determinado problema químico. Teoria de Arrhenius; Teoria de Brönsted-Lowry; Teoria do Solvente; Teoria de Lewis; Teoria de Lux-Flood; Teoria de Usanovich; Teoria de Ácidos e Bases Duros e Moles. 14

15 Teoria de Arrhenius Ácidos são espécies que possuem hidrogênio e que em solução aquosa produzem o cátion H + (íon hidrônio) ou H 3 O + (íon hidroxônio). Bases são espécies que possuem hidróxido e que em solução produzem o ânion, OH - (íon hidroxila). HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) ou HCl(g) H + (aq) + Cl - (aq) H 2 SO 4 (l) + 2 H 2 O (l) 2 H 3 O + (aq) + SO 4 2- (aq) NaOH(s) + H 2 O (l) Na + (aq) + OH - (aq) Al(OH) 3 (s) + H 2 O (l) Al 3+ (aq) + 3 OH - (aq) 15

16 Teoria de Bronsted-Lowry Sugeriram, independentemente, que ácidos são definidos como doadores de prótons e bases como aceitadores de prótons. H 2 O(l) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) ácido NH 3 (s) + H 2 O (l) base base ácido ácido ácido conjugado base NH 4+ (aq) + OH - (aq) ácido conjugado base conjugada base conjugada CH 3 COOH + H 2 O (l) ácido base CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) base conjugada ácido conjugado 16

17 História dos ácidos e bases Robert Boyle, no século XVII, utilizava diversos sucos vegetais como indicadores naturais de ph. Ao preparar um licor de violeta, observou a mudança de coloração. Ele definiu assim: ácidos como qualquer substância que torna vermelho e as bases como substância que torna verde os extratos das plantas. Algumas substâncias não alterava a cor, assim classificou como neutras. 17

18 Indicadores ácido-base naturais São vários os indicadores naturais, o mais destacado é o repolho roxo. Há a mudança de cor devido à presença da antocianinas que apresentam coloração diferente dependo do meio inserido. 18

19 Indicadores ácido-base sintéticas Há várias substâncias que atuam como indicadores. Na tabela, alguns exemplos e suas faixas de viragem de ph. 19

20 Características dos Ácidos Os ácidos são eletrólitos, pois sofrem ionização, gerando uma solução condutora de corrente elétrica; Os ácidos reagem com vários metais, oxidando-os e liberando gás hidrogênio H 2 (g); Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) Mg(s) + H 2 SO 4 (aq) MgSO 4 (aq) + H 2 (g) 20

21 Características dos Ácidos Os ácidos Reagem com Carbonatos (CO 3 2- ) e bicarbonatos (HCO 3- ), produzindo gás carbônico CO 2 ; CaCO 3 (s) + 2 HCl(aq) CaCl 2 (aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g) Os ácidos atuam sobre a cor de determinados indicadores ácidobase. Escala de ph Repolho Roxo Escala de ph Azul de Bromotimol Escala de ph Fenolftaleina 21

22 Exemplos de ácidos Ácido Muriático ou Clorídrico Cloreto de Hidrogênio: É gás quando puro é incolor, corrosivo e muito tóxico. A solução aquosa de HCl é usada na limpeza e galvanização de metais, no curtimento de couros entre outros. HCl(g) + H2O(l) H3O + (aq) + Cl - (aq) 22

23 Sulfato de hidrogênio: Nome comercial Ácido Sulfúrico (H 2 SO 4 ) vendida com cerca de 97% de pureza. Utilizado na fabricação de: Papel, Corantes, Inseticidas, Fertilizantes, Baterias de Automóveis e na produção de outros ácidos. H 2 SO 4 (l) + 2 H 2 O(l) 2H 3 O + (aq) + SO 4 2- (aq) 23

24 Ácido Carbônico H H CO + - H + HCO (H 2 O) 3 (aq) (aq) 24

25 Nitrato de hidrogênio:utilizado na fabricação de: Corantes, Pesticidas, Fertilizantes, Explosivos (TNT e nitroglicerina) e Fibras sintéticas (náilon e seda artificial). HNO 3 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + NO 3- (aq) 25

26 Ácido Cítrico - C 6 H 8 O 7 C 6 H 8 O 7 (aq) + 3 H 2 O(l) 3 H 3 O + (aq) + C 6 H 5 O 7-3 (aq) 26

27 Características das Bases As bases formam solução eletrolíticas quando dissolvidas em água. Algumas bases como os hidróxidos alcalinos, são ótimos eletrólitos quando fundido. A fusão provoca a liberação dos íons (cátions e ânions), porque o retículo cristalino se desfaz; 27

28 Características das Bases As bases reagem com ácidos por meio da reação de neutralização. Ácidos são neutralizados por bases e vice-versa, pois os cátions H + (aq.) presentes em solução ácidas reagem com os aníons OH - (aq.) da solução básica, formando água; H + (aq) + OH - (aq) H 2 O(l) As bases atuam sobre a cor dos indicadores ácido-base. Escala de ph Repolho Roxo Escala de ph Azul de Bromotimol Escala de ph Fenolftaleina 28

29 Alguns exemplos de Bases O Hidróxido de Sódio (NaOH) O hidróxido sódio é obtido industrialmente por eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio NaCl(aq). NaOH(s) + H 2 O(l) Na + (aq) + OH - (aq) 29

30 O Hidróxido de Cálcio (Ca(OH) 2 ) O hidróxido cálcio é usado na produção de argamassas e tintas para construção civil, na correção da acidez de solo, no tratamento da águas, entre outros. 30

31 O Hidróxido de Magnésio (Mg(OH) 2 : O hidróxido magnésio comercializado com o nome de leite magnésia (medicamento indicado para diminuir a acidez do estômago), quando ingerido em grandes quantidades tem efeito de laxante. H 2 O Mg(OH) 2 (s) Mg +2 (aq) + 2 OH - (aq) 31

32 Conclusão Importância de se conhecer definição de Ácidos e Bases pois estão presentes no cotidiano. Não existe uma única teoria Ácido-Base. Medidas de ph - Indicadores. 32

33 Referências ANTUNES, M. T. Ser protagonista: química, 2 ano ensino médio. Edições SM; - 2 ed. São Paulo, pág BELLETTATO, R. D. Utilização de indicadores orgânicos de ph no ensino de ácidos e bases: considerando alguns aspectos históricos. História da Ciência e Ensino. Volume 6, 2012 pp CAMPOS, R. C.; SILVA, R. C.; Funções da química inorgânica funcionam? ; Química Nova na Escola, São Paulo, n. 09, Maio p FELTRE, R.; Química Geral, volume 1; 6 ed.; São Paulo; Editora Moderna, LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª Ed, Edgard Blücher, São Paulo-SP, RUSSEL, J.B.; Química Geral. 2 ed. Trad. M.A. Brotto et al. São Paulo: Makron Books. SKOOG, D. A.; West, D. M.; Holler, F. J.; Crouch, S. R.; Fundamentos de Química Analítica, Editora Thomson, tradução da 8ª edição, UCHÔA, V. T.; CARVALHO FILHO, R. S. M.; LIMA, A. M. M.; ASSIS, J.B. Utilização de plantas ornamentais como novos indicadores naturais ácido-base no ensino de química. Holos, ano 32, vol.2. pág

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