ÁGUA DA CHUVA
A água da chuva é formada, principalmente, pela água evaporada dos lagos e mares que, ao elevar-se na atmosfera, encontra ar frio e condensa na forma de gotas. Ao cair, as gotas de água dissolvem alguns materiais da atmosfera, como sais marítimos arrastados pelo vapor de água, materiais particulados, poeiras e gases, dos quais se destaca o dióxido de carbono pela sua influência no pH da água da chuva (normal).
O limite inferior e atual do pH da chuva “normal”, à temperatura de 25 oC, é 5.6.
ÁGUA PURA
Define-se “água quimicamente pura” como uma água com uma condutividade elétrica aproximada de 0,05 µS/cm e um valor de pH = 7 à temperatura de 25 oC.
Observação: No Sistema Internacional a unidade de condutividade elétrica designa-se por siemens por metro e representa-se por S/m.
ÁGUA DESTILADA
A água destilada é o resultado da destilação de uma água normal, processo pelo qual ela é fervida, vaporizada e o vapor condensado. Esta água, embora teoricamente pudesse der considerada “água pura”, não o é efetivamente, pois é impossível eliminar todos os solutos nela dissolvidos.
ÁCIDOS E BASES
Para classificar uma substância como ácido ou como base é necessário atender às seguintes teorias:
Teoria de Arrhenius.
Teoria de Bronsted-Lowry. Teoria de Lewis.
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
Segundo esta teoria, ácido é uma espécie química que cede protões (H+). Exemplo: (aq) O H (aq) C ) ( O H ) aq ( HC 2 - 3 Ácido
Segundo esta teoria, base é uma espécie química que recebe protões (H+). Exemplo: (aq) OH (aq) NH ) ( O H ) aq ( NH3 2 4 Base AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
As moléculas da água podem reagir entre elas através da seguinte reação de ionização: (aq) O H (aq) OH ) ( O H ) ( O H2 2 - 3
Sendo a constante de equilíbrio desta reação:
2 2 3 -c | O H | | O H | | OH | e e e K
A partir desta constante, obtém-se uma nova constante (Kw):
e e K e Kc |H2O|2 | OH- | |H3O | W e e Kw | OH- | |H3O |
Esta constante designa-se por produto iónico da água e tem o seguinte valor a 25 oC:
Kw = 1×10-14 (a 25 oC) No caso da água pura tem-se:
x e e | O H | | OH | - 3 14 14 2 3 -w | OH | |H O | 1 10 x x 1 10 x K e e -3 7 14 dm mol 10 1 10 1 x x -3 7 3 -dm mol 10 1 | O H | | OH
| e e (para a água pura a 25 oC) Uma água pura é neutra devido à igualdade:
e
e |H O |
| OH
| - 3
Uma água ácida (não pura) tem:
e
e |H O |
| OH
| - 3
Uma água básica (não pura) tem:
e e |H O | | OH | - 3 LOGARÍTMO DECIMAL
O logaritmo decimal de um número indica o expoente que se eleva à base 10 para dar esse número.
Exemplos: Log 10 = 1 ; 101 = 10 Log 100 = 2; 102 = 100 Log 1000 = 2; 103 = 1000 Log 1 = 0; 100 = 1 Log 0,01 = -2; 10-2 = 0,01
OPERADOR p O operador p é dado pela expressão:
p = - log
Este operador pode aplicar a diversas variáveis, como se mostra nos seguintes exemplos: x pxlog y pylog | O H | log H ou | H | log H - p 3 p | OH | log OH -p w w log K pK Exercício
Calcular o pH de uma solução 0,02 mol dm-3 em iões H 3O+.
OPERAÇÃO INVERSA DO LOGARÍTMO Se tivermos:
y x log
A função inversa será:
y x10 Exemplos: 2 10 2 logx x 2 , 316 10 5 , 2 logx x 2,5 x
RELAÇÃO ENTRE pH e pOH DE UMA SOLUÇÃO AQUOSA À temperatura de 25 oC existe a seguinte relação entre pH e pOH:
pH + pOH = 14
A qualquer temperatura existe a seguinte relação entre pH e pOH: pH + pOH = pKw
CARÁTER DE UMA SOLUÇÃO AQUOSA
A tabela que se segue sintetiza o caráter de qualquer solução aquosa:
Temperatura Caráter
25 oC Qualquer temperatura
Ácido pH < 7 pH < pOH |H3O+| > |OH-| Básico pH > 7 pH > pOH |H3O+| < |OH-| Neutro pH = 7 pH = pOH |H3O+| = |OH-|
ÁGUAS MINERAIS E ÁGUAS DE ABASTECIMENTO PÚBLICO
Segundo a lei da água potável (LAP) – Decreto Lei Nº 243/2001 de 5 de setembro, uma água potável tem de respeitar, genericamente, os valores paramétricos (VP) microbiológicos e físico-químicos definidos na lei.
Uma água potável é aquela que pode ser consumida pelo homem, sem perigo para a saúde.
ACIDIFICAÇÃO PROVOCADA PELO DIÓXIDO DE CARBONO
A dissolução do dióxido de carbono numa água aumenta a acidez (diminui o pH) dessa água, porque o dióxido de carbono reage com a água originando ácido carbónico (H2CO3).
ALCALINIDADE PROVOCADA PELOS CARBONATOS
Quando se dissolve em água uma substância que contenha o ião carbonato, este ião reage com a água originando iões OH-, ficando a água com caráter alcalino.
Um exemplo destas substâncias é o carbonato de cálcio (existente no calcário).
DISSOCIAÇÃO E IONIZAÇÃO
Quando se adiciona um composto iónico à água, este pode dissociar-se (os iões constituintes do composto separam-se).
Quando se adiciona uma substância molecular à água, esta pode originar iões (sofre ionização).
Exemplos: (aq) OH (aq) Na NaOH(aq) H2O -(dissociação) (aq) OH (aq) NH ) O( H (aq) NH3 2 4 - (ionização)
PARES ÁCIDO-BASE CONJUGADOS
Um par ácido-base conjugados corresponde a um par de substâncias em que a primeira (ácido) tem mais um protão (H+) do que a segunda (base).
Exemplo:
-/C HC
ESPÉCIES ANFOTÉRICAS
São espécies que tanto se podem comportar como ácidos (dando iões H+) ou como bases (recebendo iões H+).
Exemplo: HS
-Atuação como ácido:
(aq) O H (aq) S ) O( H (aq) HS- 2 2- 3
Atuação como base:
(aq) OH S(aq) H ) O( H (aq) HS- 2 2 CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
Dada uma reação genérica:
(aq) O H (aq) A ) O( H HA(aq) 2 - 3 Tem-se: | O H | | HA | | O H | | A | K 2 3 -c | HA | | O H | | A | | O H | K 3 -K 2 c a | HA | | O H | | A | - 3 a K
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
Dada uma reação genérica:
(aq) OH (aq) BH ) O( H B(aq) 2 Tem-se: | O H | | B | | OH | BH | K 2 c | B | | OH | | BH | | O H | K b K 2 c | B | | OH | | BH | b K
Uma base é tanto mais forte quanto maior for a sua constante de basicidade.
RELAÇÃO ENTRE Ka E Ka DE UM PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS
Esta relação é dada pela expressão: Ka × Kb = Kw
Quanto mais forte for um ácido (Ka) mais fraca é a sua base conjugada (Kb).
Quanto mais forte for uma base (Kb) mais fraco é o seu ácido conjugada (Ka).
DETERMINAÇÃO DO pH DE SOLUÇÕES AQUOSAS DE ÁCIDOS OU DE BASES
No caso de se tratar de um ácido forte, considera-se que o ácido se encontra completamente ionizado.
Exemplos: HC;HNO3;HBr;HI;HCO4.
No caso de se tratar de uma base forte (base de Arrhenius), considera-se que a dissociação é completa.
Exemplos: NaOH; KOH; LiOH.
No caso de ácidos fracos e de bases fracas tem de se ter em conta, respetivamente, Ka e Kb.
REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO
As reações ácido-base em que resultam, como produtos de reação, sal e água ou somente um sal, designam-se por reações de neutralização.
Esquematicamente:
ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA Ou:
ÁCIDO + BASE SAL Exemplos: ) O( H (aq) NaC NaOH(aq) (aq) HC 2 (aq) C NH (aq) NH (aq) HC 3 4
TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
Este tipo de titulações constituem uma aplicação prática das reações de neutralização porque permitem determinar experimentalmente a concentração desconhecida de uma solução, designada por titulado. Para o efeito utiliza-se uma solução de concentração conhecida, designada por titulante.
O titulante é colocado numa bureta, enquanto o titulado é colocado num balão erlenmeyer. Ao titulado, normalmente, adiciona-se um indicador ácido-base.
Se o titulado for um ácido, utiliza-se como titulante uma base. Se o titulado for uma base, utiliza-se como titulante um ácido.
O indicador serve para indicar, através da mudança de cor, o ponto em que o titulante e o titulado estão na proporção estequiométrica indicada pela equação química, ou seja, em que nenhum deles está em excesso relativamente ao outro, designando-se por ponto de equivalência (P.E.).
Quando se adiciona titulante ao titulado, o pH da mistura varia em função do volume de titulante adicionado. A representação gráfica do pH em função do volume de titulação adicionado designa-se por curva de titulação.
ANÁLISE QUANTITATIVA DE UMA TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Para uma titulação em que um ácido reage com base na proporção molar 1:1, no P.E. tem-se: B A n n A n quantidade de ácido. B n quantidade de base.
Por outro lado:
B B B A A A V C n V C n CV n n CV V n C B A n n CAVA CBVB A C concentração do ácido. B C concentração da base. A V volume do ácido. B V volume da base.
Um exemplo em que se aplica a fórmula anterior é, por exemplo, a titulação baseada na reação: ) O( H (aq) NaC NaOH(aq) (aq) HC 2
Contudo, para uma titulação em que um ácido não reaja com uma base na proporção molar 1:1 a fórmula anterior não é válida.
Por exemplo, para a reação:
) O( H 2 (aq) SO Na NaOH(aq) 2 (aq) SO H2 4 2 4 2
Neste caso, a proporção estequiométrica entre ácido e base é de 1:2, pelo que, no ponto de equivalência:
A B 2n
n
Sendo, neste caso:
A A B
BV 2C V
C
TIPOS DE TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE
Numa reação de neutralização obtém-se, como produto de reação, um sal. Esse sal encontra-se completamente dissociado nos seus iões.
Sal(aq) Catião (aq) + Anião(aq)
O catião pode comportar-se como um ácido e reagir com a água (hidrólise). Se isso acontecer, o pH no ponto de equivalência, de uma titulação ácido-base, terá um valor menor do que 7. Esta situação ocorre quando o titulado é uma base fraca.
O anião pode comportar-se como uma base e reagir com a água (hidrólise). Se isso acontecer, o pH no ponto de equivalência, de uma titulação ácido-base, terá um valor maior do que 7. Esta situação ocorre quando o titulado é um ácido fraco.
Numa titulação ácido-base em que intervêm um ácido forte e uma base forte, o pH no ponto de equivalência é igual a 7.
Como titulante utiliza-se um ácido forte ou uma base forte para se obter uma melhor curva de titulação que diminua os erros na determinação experimental do ponto de equivalência.
ESCOLHA DE UM INDICADOR PARA UMA TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE Um indicador adequa-se a uma titulação se se verificarem as seguintes condições:
A sua zona de viragem de pH contém o P.E.
A sua zona de viragem de pH está contida na zona abrupta da curva de titulação.
LIGAÇÃO IÓNICA
A ligação iónica faz-se por transferência de eletrões entre dois átomos, dando origem a um ião positivo e a um ião negativo que se ligam entre si. Esta ligação estabelece-se nos sais e nas bases de Arrhenius (compostos iónicos).
Exemplos: NaC,KI, NaOH e KOH.
LIGAÇÃO COVALENTE
A ligação covalente faz-se por partilha de eletrões entre dois átomos, que se ligam entre si.
Esta ligação estabelece-se nos ácidos e nas bases de Lowry-Bronsted (compostos moleculares).
Exemplos: HC,HNO3,NH3 e N2H4.
CHUVA ÁCIDA
Os óxidos de não metais presentes na atmosfera combinam-se com a água, originando chuvas ácidas.
Exemplo: (aq) SO H ) O( H (g) SO3 2 2 4
