Resumo da matéria - Física e Química A na ESO

U N I D A D E 2 D E Q U Í M I C A E Q U I L Í B R I O Á C I D O - B A S E

Mais de 97% da água é salgada, encontrando-se nos mares e oceanos. A restante é doce, encontrando-se a maior parte nos glaciares, calotes polares e cadeias de

montanhas geladas.

Águas naturais

Águas doces: água da chuva

Águas salgadas: água do mar

A composição química das águas naturais depende de muitos fatores como o a qualidade e a quantidade de sais minerais e gases dissolvidos.

Escala

Escala SorensenSorensen e pHe pH

• É um dos parâmetros mais importantes para caracterizar as águas, fornecendo

indicação sobre o grau de acidez, alcalinidade ou neutralidade das soluções aquosas.

• Foi proposta por Sorensen e está relacionada com a concentração de iões oxónio

(H₃O+_):

• Para T = 25ºC

pH

caráter químico

0 7 14

neutro

ácido básico

Ácidos e bases: evolução histórica dos conceitos Ácidos e bases: evolução histórica dos conceitos

• Até ao século XIX:

Ácidos: sabor azedo, provocam mudança de cor de alguns corantes vegetais.

Bases: sabor amargo, untuosas ao tato, provocam mudança de cor de alguns corantes vegetais.

• Em 1887, Arrhenius propõe nova teoria:

Ácido: substância que contém hidrogénio e que, em solução aquosa, origina o ião H+_;

Base: substância com oxigénio e hidrogénio e que, em solução aquosa, origina

o ião OH-_.

Falha: não explica o caráter básico de soluções aquosas de amoníaco (NH₃) ou

• Em 1923, Bronsted e Lowry introduzem conceito mais geral:

Ácido: espécie (molécula ou ião) com tendência a ceder protões (H+₎ Base: espécie (molécula ou ião) com tendência a receber protões (H+₎

Água destilada e água pura Água destilada e água pura

• A água quimicamente pura tem baixa condutividade elétrica, o que significa que

estão presentes iões. Isto deve-se a uma reação chamada de autoionização da água:

que é muito pouco extensa no sentido direto, sendo a constante de equilíbrio chamada de produto iónico da água:

que, a 25ºC, tem o valor de 1,010-14

2𝐻₂𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻₃𝑂+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)

k_W = [H₃O+_]

e  [OH-]e

Caráter químico

das soluções aquosas

Ácido: [H₃O+_{] > [OH}-_]

Neutro: [H₃O+_{] = [OH}-_]

Água gaseificada e água da chuva Água gaseificada e água da chuva

• Estas águas têm, a 25ºC, um pH diferente de 7.

• Isto deve-se à dissolução do dióxido de carbono, CO₂, presente na atmosfera, através das seguintes etapas:

• A reação global será

𝐶𝑂2 𝑔 ⇌ 𝐶𝑂2 𝑎𝑞

𝐶𝑂2 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻2𝐶𝑂3 𝑎𝑞

𝐻2𝐶𝑂3 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻𝐶𝑂3− 𝑎𝑞 + 𝐻3𝑂+(𝑎𝑞)

𝐶𝑂2 𝑎𝑞 + 2𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻𝐶𝑂3− 𝑎𝑞 + 𝐻3𝑂+(𝑎𝑞)

Ácidos e bases em água Ácidos e bases em água

• Os ácidos são compostos moleculares. Quando se dissolvem em água ionizam-se:

• As bases podem ser compostos iónicos ou moleculares. As bases moleculares, tal

como nos ácidos, quando se dissolvem em água ionizam-se:

• Nas bases iónicas, quando entram em contato com a água, dá-se a separação dos

iões que a formam, ocorrendo uma dissociação. As ligações que existem entre os

iões do sólido são quebradas e os iões são solvatados (hidratados) pelas moléculas de água:

HCl(aq) + H₂O(l) → H₃O+_{(aq) + Cl}-_(aq)

𝑁𝐻3 𝑔 +𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝑁𝐻4+ 𝑎𝑞 +𝑂𝐻−(𝑎𝑞)

Reações ácido

Reações ácido--base. Pares conjugados ácidobase. Pares conjugados ácido--basebase

• Uma reação ácido-base ou reação de neutralização é uma reação em que há

transferência de protões (H+_{) de um ácido para uma base:}

ácido base ácido base

• Par ácido base-conjugado: espécies químicas que diferem num protão (H+_).

Escreve-se em primeiro lugar a espécie ácida. Reação 1: HCl/Cl- e H₃O+/H₂O

Reação 2: H₂O/OH- _{e NH}

4+/NH3

• Reparar que na reação 1 a água atuou como uma base (recebeu um protão) e na

reação 2 atuou como um ácido (cedeu um protão): é uma espécie anfotérica.

Reação 1 HCl(aq) + H₂O(l) → H₃O+_{(aq) + Cl}-_(aq)

Reação 2 𝑁𝐻3 𝑔 + 𝐻₂𝑂 𝑙 ⇌ 𝑁𝐻₄+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) H+

H+

Constante de acidez e basicidade Constante de acidez e basicidade

• Para as reações reversíveis de ácidos e bases aplica-se a lei do equilíbrio químico, em que a água não entra na expressão da constante de equilíbrio por se considerar que se trata de soluções diluídas:

CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇄ CH₃COO-(aq)+H₃O+(aq)

em que K_a é chamada constante de acidez.

•Para o amoníaco (uma base):

em que K_b é a constante de basicidade. 𝐾𝑎 = 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂

−

𝑒 × 𝐻3𝑂+ 𝑒

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑒

𝑁𝐻3 𝑔 + 𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝑁𝐻4+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)

𝐾𝑏 = 𝑁𝐻4 +

𝑒 × 𝑂𝐻− 𝑒

Quando

• K_a ou K_b é muito elevado: a reação é muito extensa no sentido direto e os ácidos ou bases são classificados de fortes (na equação química substitui-se ⇄ por →).

HCl(aq) + H₂O(l) → Cl-(aq) + H₃O+(aq)

• K_a ou K_b é pequeno: as espécies encontram-se parcialmente ionizadas. A força de um ácido ou de uma base pode ser medida pelo valor de Ka ou Kb _– quanto maior for o valor de K_a (por exemplo), maior a extensão da reação direta, logo maior é a

concentração dos iões H₃O+ _{em solução, logo mais forte é o ácido.}

Por exemplo, para 25ºC:

K_a(HF) = 7,110-4

K_a (CH₃COOH) = 1,810-5

O mesmo raciocínio se aplica às bases: maior Kb implica uma reação mais extensa, maior a concentração de OH- logo mais forte é a base.

HF é um ácido mais forte do que

CH₃COOH

Efeito da temperatura na

Efeito da temperatura na autoionizaçãoautoionização da águada água

• A reação de autoionização da água é endoenergética.

• De acordo com a Lei de Le Chatelier, um aumento de temperatura favorece as

reações endoenergéticas, isto é, favorece a reação direta, aumentando a

concentração de iões H₃O+ _{e OH}-_{, o que significa que diminui o pH da solução. No}

entanto, reparar que para a água pura, a concentração dos iões H₃O+ _{e OH}

-continua a ser igual.

2𝐻2𝑂 𝑙 ⇌ 𝐻₃𝑂+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻− 𝑎𝑞 ∆𝐻 = +55,81 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙−1

Reações de neutralização Reações de neutralização

• São reações entre ácidos e bases, formando-se um sal e água.

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

Volumetria de ácido

Volumetria de ácido--basebase

• Esta é uma técnica, também conhecida como titulação, que se utiliza para o

estudo quantitativo das reações de neutralização ácido-base. A montagem utilizada:

Bureta Bureta Garra Garra Suporte universal Suporte universal Erlenmeyer Erlenmeyer

Titulante (colocado na bureta)

• •

da titulação (no ponto final)

Titulante (colocado na bureta)

• a sua concentração é conhecida;

• mede-se o seu volume no final da titulação (no ponto final)

Torneira

titulante até se atingir o ponto final

Torneira: regula a adição de titulante até se atingir o ponto final

Titulado (colocado no Erlenmeyer

•

conhecida e é calculada no final da titulação;

• •

Titulado (colocado no Erlenmeyer)

• a sua concentração não é conhecida e é calculada no final da titulação;

• o seu volume é conhecido;

• Adiciona-se gradualmente titulante até que a reação química entre o ácido e a base seja completa, isto é, até reagirem numa proporção estequiométrica. Quando isto

acontece, atinge-se o ponto de equivalência, não havendo excesso nem de ácido

nem de base na solução.

• Na prática, o que se deteta experimentalmente é o ponto final: quando há uma

variação brusca de uma propriedade física ou química da mistura: por exemplo, uma variação brusca da cor de uma substância adicionada inicialmente ao titulado, geralmente um indicador.

• Indicadores ácido-base: são ácidos ou bases orgânicos fracos, em que as formas ácidas e básicas dos pares conjugados têm cores diferentes.

• A mudança de cor do indicador não se dá para um valor específico de pH mas para

um intervalo de valores de pH a que se chama de zona de viragem, que é

característica de cada indicador.

• A solução resultante nem sempre é neutra, porque depende da força relativa do

ácido e da base que estão a reagir. O indicador deve ser escolhido de forma a que a zona de viragem do indicador deve incluir a zona de variação brusca de pH que

HIn(aq) + H₂O(l) ⇄ H₃O+(aq) + In-(aq)

Responsável pela