Reações ácido base 1

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1 1 Reações ácido base

2 Evolução Histórica A palavra ácido (acidus, em latim) significa azedo (sabor azedo) A palavra alcalino (do termo árabe al Kali) significa cinza de plantas (sabor amargo e escorregadias ao tato) Outras formas de identificação para além do sabor e do tato Observou-se que determinadas substâncias apresentavam cor diferente quando em presença de soluções ácidas ou de soluções básicas. Exs. Tintura azul de tornesol, fenolftaleína 2

3 Primeiras ideias sobre a natureza dos ácidos e das bases Mas era necessário explicar e interpretar a mudança de cor dos indicadores - porque é que isto acontecia, quais as suas propriedades. O químico francês Antoine Lavoisier ( ) associou ácido a compostos contendo oxigénio como por exemplo o H 2 SO 4 O britânico Humphry Davy (1810) associou ácido a compostos contendo Hidrogénio como por exemplo o HCl (surge assim, pela 1ª vez, a ideia de um ácido ser um composto que contém hidrogénio) A investigação científica foi revelando a existência de variados compostos que embora contendo hidrogénio não apresentavam propriedades ácidas. Ex: NH 3 CH 4 3

4 Ácido e base segundo - Arrhenius Arrhenius defendia que a neutralização entre ácidos e bases era provocada pela reação entre iões H + e iões OH - em solução, originando água: 4

5 Limitações da teoria de Arrhenius: Tratava quer os ácidos quer as bases como substâncias iónicas (que se dissociavam em água); Não permitia explicar a acidez e a basicidade de alguns sais; Não conseguia explicar a basicidade do amoníaco (substância molecular). Não explicava o comportamento de ácidos e bases noutros solventes ou mesmo em fase gasosa pois tinha sido pensada apenas para a água. 5

6 Ácido e base segundo Brönsted e Lowry: Enquanto Brönsted enunciara a sua teoria usando sempre H + um dos contributos de Lowry foi o reconhecimento da importância do ião H 3 O + (ião oxónio): 6

7 O contributo de Lowry Um dos contributos de Lowry foi o reconhecimento da importância do ião H 3 O + (ião oxónio): Nesta equação a água é recetora de um protão proveniente do ácido a água comporta-se como uma base Nesta equação a água cede um protão à base - a água comporta-se como um ácido 7

8 Reação ácido - base Uma reação ácido base de Brönsted Lowry é uma reação onde há transferência de protões, H +, isto é, troca protónica entre o ácido (espécie dadora de protões) e a base (espécie recetora de protões) trata-se portanto de um processo de quebra e formação de ligações. 8

9 Acidez e basicidade de soluções A qualidade de vida de organismos e ecossistemas depende da acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio. A qualidade de muitos produtos hortícolas depende da acidez do solo onde é produzido; Ligeiras variações da acidez da água de um aquário pode provocar a morte dos peixes; O excesso de acidez do estomago pode provocar úlceras e gastrites. 9

10 Escala de Sörensen O ph é um parâmetro importante na caracterização das soluções aquosas e é uma grandeza que está relacionada com o maior ou menor grau de acidez dessas soluções. A escala de Sörensen foi definida para a temperatura de 25ºC; os valores de ph para as misturas mais usuais variam entre 0 e 14. A acidez será tanto maior quanto menor for o valor do ph. A basicidade ou alcalinidade será tanto maior quanto maior for o valor do ph. 10

11 Escala de Sörensen Na escala de Sörensen as cores são as conferidas a soluções aquosas por um indicador universal de ph. O valor de ph para soluções neutras é o critério de referência para a diferenciação entre soluções ácidas e básicas. Soluções ácidas Soluções básicas Soluções neutras 11

12 12

13 O ph e a concentração hidrogeniónica O valor de ph de uma solução está relacionado com a concentração do ião H 3 O + em solução, expresso em moldm -3. [H 3 O + ] - concentração hidrogeniónica H 3 O + - valor adimensional (sem unidades) da concentração hidrogeniónica Para determinar o valor de ph calcula-se: O logaritmo é uma função matemática que permite representar números muito grandes ou muito pequenos de uma maneira mais simples. 13

14 O ph e a concentração hidrogeniónica O valor de ph de uma solução está relacionado com a concentração do ião H 3 O + em solução (expressa em moldm -3 ). ph = 10 ph = 8 ph = 7 Um aumento de 1000 na concentração implica uma diminuição de 3 no ph ph = 13,0 ph = 12,3 ph = 12,0 Um aumento da concentração de implica uma diminuição no ph 14

15 Que relação existe entre a concentração final e inicial de duas soluções se ocorrer uma ph = -4? 15

16 O ph e a concentração hidrogeniónica Quaisquer variações de ph de soluções aquosas resultam de alterações da [H 3 O + ] nessas soluções. Uma variação positiva de uma unidade no valor de ph, isto é, ph = 1 Significa: Um aumento de uma unidade no valor de ph; Uma diminuição de 10 vezes na [H 3 O + ] Para uma solução ácida, diminuição de acidez; Para uma solução básica, aumento de basicidade. Uma variação negativa de uma unidade no valor de ph, isto é, ph = -1 Significa: Uma diminuição de uma unidade no valor de ph; Um aumento de 10 na [H 3 O + ] Para uma solução ácida, aumento de acidez; Para uma solução básica, diminuição de basicidade. 16

17 Como calcular a concentração de H 3 O + a partir do ph? A partir do valor de ph é possível conhecer a concentração de H 3 O +? 17

18 Autoionização da água 18

19 Produto iónico da água Em água pura estabelece-se um equilíbrio químico descrito por. Como a água é um líquido puro, a constante de equilíbrio não depende da sua concentração, pelo que ela é omitida na expressão de K c. Assim, a constante de equilíbrio para a autoionização da água é: 19

20 Relação entre as concentrações de H 3 O + e OH - Em água pura, e em todas as soluções aquosas neutras, a qualquer temperatura: H 3 O + = OH - ph= poh 20

21 Relação entre ph e poh 21

22 Relação entre [H 3 O + ] e [OH - ] 22

23 Relação entre ph e poh 23

24 Relação entre ph e poh no diapositivo anterior. 24

25 Relação entre ph e poh 25

26 Relação entre [H 3 O + ] e a [OH - ] Proporcionalidade inversa 26

27 Relação entre ph e poh 27

28 Relação entre as concentrações dos iões H 3 O + e OH - para soluções ácidas neutra e básicas 28

29 Relação entre os valores de ph e poh para soluções ácidas neutra e básicas 29

30 Efeito da temperatura na autoionização da água A ordem de grandeza do produto iónico da água é muito pequena uma vez que varia entre e O produto iónico da água aumenta com o aumento de temperatura logo a reação direta é endotérmica. 30

31 Ácidos e bases em solução aquosa Ionização de bases em água Eletrólitos são substâncias que, quando dissolvidas em água, originam iões, sendo a solução aquosa resultante boa condutora da corrente elétrica. Essas substâncias podem ser iónicas (NaOH) ou moleculares (NH 3 ou HCl). Ao fenómeno de formação de iões a partir de substâncias moleculares chama-se ionização. Pode ser interpretado a partir do conceito de ácido-base segundo Brönsted Lowry. 31

32 Ácidos e bases em solução aquosa Ionização de bases em água 32

33 Ácidos e bases em solução aquosa Ionização de ácidos em água 33

34 Pares conjugados ácido base: Exemplo 1 Base 1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 34

35 Pares conjugados ácido base: Exemplo 2 35

36 Pares conjugados ácido base: Exemplo 3 Identifique os pares ácido base conjugados 36

37 Pares conjugados ácido base: Conclusão 37

38 Espécies químicas anfotéricas Base 1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2 38

39 Dissociação de bases em água O hidróxido de sódio é uma substância iónica constituída por iões Na + e iões OH -. Quando dissolvido em água, devido à interação entre as moléculas de água e os iões do sal, a sua estrutura iónica é destruída, ocorrendo a separação dos iões que ficam na solução aquosa. Diz-se que ocorreu a dissociação do sal A solução obtida tem caracter básico ou alcalino Não é uma reação ácido base- de Brönsted Lorwry pois não há transferência de um protão H +. 39

40 Constante de acidez ácido forte O ph de um meio pode ser alterado por adição de um ácido ou de uma base. Algumas substâncias contribuem mais do que outras para essa acidificação ou para essa alcalinidade. Ao dissolver ácido nítrico em água obtemos: A concentração da água não entra na constante de equilíbrio pois atua como solvente. Ionização completa: praticamente todas as moléculas do ácido se ionizam. 40

41 Constante de acidez 41

42 Constante de acidez - ácido fraco Ionização incompleta só algumas moléculas do ácido se ionizam. Reação pouco extensa, a K a é pequena. 42

43 Constante de acidez - conclusão Ácidos monopróticos. Ácidos polipróticos. HF HCl HBr HCN CH 3 COOH HNO 3 O ácido monoprótico cede apenas um protão H 2 S H 2 SO 4 H 2 SO 3 H 2 CO 3 H 3 PO 4 43

44 Constante basicidade Base forte Base fraca 44

45 Constante basicidade 45

46 Classifique as seguintes bases em monopróticas ou polipróticas NaOH KOH Ca(OH) 2 Al(OH) 3 46

47 Ácidos e bases fracas - Síntese final 47

48 Força relativa de ácidos e bases Comparando os valores das constantes de ionização, os ácidos ou as bases podem ser ordenados por ordem relativa de força 48

49 Relação entre K a e K b 49

50 Relação entre K a e K b 50

51 Força relativa de ácidos e bases Quanto mais forte for o ácido, mais fraca é a sua base conjugada e vice-versa 51