Reações Ácido-Base

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Reações ácido-base Prof. Isabel Reis

ÁCIDOS E BASES – Evolução de conceitos Durante séculos, ácidos e bases foram reconhecidos apenas pelos sentidos. Ácidos

Bases

•

Sabor azedo

•

Sabor amargo

•

Corrosivos

•

Corrosivas

•

Avermelham a tintura azul de

•

Escorregadias ao tato

tornesol

•

Tornam carmim a fenolftaleína

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Teoria de Arrhenius Ácidos e bases têm elevada condutividade elétrica,

em solução aquosa.

Existem iões em solução.

Svante Arrhenius (1859-1927)

Segundo Arrhenius, as características ácidas e básicas de certas soluções estavam relacionadas com a presença de iões H+ e OH–.

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Em 1887, Arrhenius propôs os seguintes conceitos de ácido e de base:

Ácido

Bases

Substância que, em solução

Substância que, contendo

aquosa, produz iões H+.

grupos OH, em solução aquosa, liberta iões OH-.

Exemplos:

Exemplos: HCℓ (aq)

Cℓ– (aq)

H2SO4 (aq)

SO42– (aq)

+

NaOH (s)

H+ (aq)

+2

H+ (aq)

Mg(OH)2 (s)

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H2O

H2O

Na+ (aq) + OH– (aq) Mg2+ (aq) + 2 OH– (aq)

[H+] > [OH-] Solução ácida [H+] = [OH-] Solução neutra [H+] < [OH-] Solução básica

Ácidos e bases, reagindo entre si, neutralizam os seus efeitos. A reação entre H+ e OH– é uma reação de neutralização: H+ (aq) + OH– (aq) ⟶ H2O (ℓ) Prof. Isabel Reis

Limitações da Teoria de Arrhenius

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Teoria de Brönsted-Lowry Em 1923, os químicos Johannes Brönsted e Thomas Lowry, trabalhando de forma independente, propuseram novos conceitos de ácido e de base.

Ácido Ácido é toda a espécie química capaz de ceder protões (H+). Johannes Brönsted (1879-1947)

Base Base é toda a espécie química capaz de aceitar protões (H+). Thomas Lowry Prof. Isabel Reis

(1874-1936)

HCℓ (aq)

+

H2O (ℓ)

→

Cℓ− (aq)

+

H3O+ (aq)

• HCℓ cede um protão: comporta-se como ácido. • H2O aceita um protão: comporta-se como base.

Um ácido cede protões, pelo que a sua presença numa solução aquosa

aumenta a concentração de H3O+ (ião hidrónio). Prof. Isabel Reis

NH3 (aq)

+

H2O (ℓ)

⇌

NH4+ (aq)

+

OH− (aq)

• NH3 aceita um protão: comporta-se como base. • H2O cede um protão: comporta-se como ácido.

Uma base aceita protões, pelo que a sua presença numa solução

aquosa aumenta a concentração de OH- (ião hidróxido). Prof. Isabel Reis

A Teoria de Brönsted-Lowry permite ainda explicar reações ácido-base que não ocorrem em solução aquosa.

H+ HCℓ (g) Comporta-se como ácido

+

NH3 (g) Comporta-se como base

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⟶

NH4Cℓ (s)

Espécies anfotéricas Espécie anfotérica é aquela que em certas situações se comporta como ácido e noutras se comporta como base.

Depende da maior ou menor capacidade de ceder protões da outra espécie com a qual vai reagir. H+ H2SO4 (aq) + H2O (ℓ) ⇄ HSO4- (aq) + H3O+ (aq) HSO4- (aq) + H2O (ℓ) ⇄ SO42- (aq) + H3O+ (aq) H+ Prof. Isabel Reis

Pares ácido-base conjugados  Quando um ácido cede um protão transforma-se numa base, chamada base conjugada desse ácido.

 Quando uma base aceita um protão transforma-se num ácido, chamado ácido conjugado dessa base.

Um par ácido-base conjugado é constituído por duas espécies químicas que diferem num protão.

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Na representação do par ácido-base, primeiro escreve-se a espécie ácida e depois a básica. Prof. Isabel Reis

Autoionização da água A água pura apresenta uma pequena condutividade elétrica. Isto significa que, além de moléculas de H2O, também existem alguns iões na água pura.

Qualquer amostra de água no estado líquido, por mais pura que seja, contém sempre iões H3O+ e iões OH–.

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Os iões H3O+ e OH– da água pura resultam da autoionização da água,

uma reação que ocorre entre moléculas de água líquida.

H+ H2O (ℓ) + H2O (ℓ) ⇌ H3O+ (aq) + OH– (aq) +

Uma molécula de água atua como ácido e a outra atua como base (espécie anfotérica). Prof. Isabel Reis

-

A fração das moléculas de água que sofrem ionização é extremamente

pequena.

55,5 mol H2O 1,00 X 10-7 mol H3O+ 1,00 X 10-7 mol OH-

Na água pura, à temperatura de 25ºC,

[H3O+] = [OH-] = 1,00 X 10-7 mol dm-3

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2 H2O (â„“)⇌ OH- (aq) + H3O+ (aq) A autoionização da ĂĄgua ĂŠ uma reação reversĂ­vel. A constante de equilĂ­brio ĂŠ: đ??žc =

OH −

e

H3 O+

H2 O

e

2

e

Considerando

KW = [H3O+] [OH-] Produto iĂłnico da ĂĄgua

Kw = 1,00 Ă— 10−14, a 25 °C

TambÊm se chama constante de ionização da ågua ou constante de autoprotólise.

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đ??žđ?‘? Ă— H2 O

e

2

= đ??žw

O valor da concentração da ågua Ê praticamente constante, uma vez que a concentração dos iþes H3O+ e OH- Ê muito pequena.

Efeito da temperatura na autoionização da água

A autoionização da água é uma reação muito pouco extensa, pois Kw apresenta sempre pequenas ordens de grandeza. O sentido direto da reação de autoionização da água é um processo endotérmico, pois Kw aumenta com a temperatura. Prof. Isabel Reis

O equilíbrio da autoionização da água pode ser alterado por adição de

ácidos ou bases. No entanto, a uma dada temperatura, KW mantém-se. Em qualquer solução aquosa:

[H3O+] × [OH−] = Kw  [H3O+] = [OH−] ⟹ solução neutra  [H3O+] > [OH−] ⟹ solução ácida

 [H3O+] < [OH−] ⟹ solução básica ou alcalina

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Dissociação e ionização A existência de iþes nas soluçþes aquosas justifica-se atravÊs da dissociação e de reaçþes de ionização. Ionização

Dissociação

•

Ocorre em sais (incluindo os hidrĂłxidos).

•

Ocorre em ĂĄcidos e algumas bases.

•

Os iĂľes existentes separam-se.

•

Formam-se iĂľes a partir de compostos moleculares.

NaCâ„“ aq → đ?‘ đ?‘Ž+ aq + Cℓ− (aq)

HNO3 aq + H2 O ℓ → NO3 − aq + H3 O+ aq

KOH aq → đ??ž + aq + OH − (aq)

NH3 aq + H2 O (ℓ) ⇄ NH4+ aq + OH − (aq)

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Exemplo: Dissociação dos iões do soluto iónico (NaCℓ) por ação das moléculas polares do solvente (H2O).

Nas soluções aquosas os iões positivos e negativos são envolvidos por moléculas de água (solvatação). Nesta interação eletrostática, cada molécula de água orienta para o ião o seu polo com carga oposta. Prof. Isabel Reis

Grau de ionização Grau de ionização (đ?œś) – razĂŁo entre a quantidade de molĂŠculas que se ionizaram e a quantidade de molĂŠculas dissolvidas.

đ?‘›đ?‘–đ?‘œđ?‘›đ?‘–đ?‘§đ?‘Žđ?‘‘đ?‘Žđ?‘ đ?›ź= đ?‘›đ?‘‘đ?‘–đ?‘ đ?‘ đ?‘œđ?‘™đ?‘Łđ?‘–đ?‘‘đ?‘Žđ?‘ 0≤đ?›źâ‰¤1

đ?‘œđ?‘˘

0% ≤ � ≤ 100%

Para compostos iónicos, ι denomina-se grau de dissociação.

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10 moléculas

10 moléculas ionizadas

10 moléculas

6 moléculas ionizadas

6 Grau de ionização = = 0,6 10

10 Grau de ionização = =1 10 As moléculas ionizam-se totalmente. Prof. Isabel Reis

60% das moléculas ionizam-se.

Força relativa de ácidos Fortes

A reação de ionização é muito extensa, podendo considerar-se completa. HNO3 aq + H2 O ℓ → NO3 − aq + H3 O+ aq

Ácidos

Fracos

A reação de ionização é pouco extensa, sendo incompleta. HCN aq + H2 O ℓ ⇄ CN − aq + H3 O+ aq

A força de um ácido (ou de uma base) pode medir-se pela extensão da respetiva reação com a água . Prof. Isabel Reis

Exemplos de ácidos fortes e de bases fortes Ácidos fortes

Bases fortes

H2SO4

Ácido sulfúrico

LiOH

Hidróxido de lítio

HI

Ácido iodídrico

NaOH

Hidróxido de sódio

HCℓ

Ácido clorídrico

KOH

Hidróxido de potássio

HNO3

Ácido nítrico

Ba(OH)2

Hidróxido de bário

Sofrem dissociação completa

Sofrem ionização completa

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Constante de acidez Quando o ĂĄcido acĂŠtico, CH3COOH, se dissolve em ĂĄgua apenas algumas molĂŠculas sĂŁo ionizadas (reação incompleta ⇌).

CH3COOH (aq) + H2O (ℓ) ⇌ CH3COO− (aq) + H3O+ (aq) CH3 COO− e H3 O+ e Kc = CH3 COOH e H2 O e

đ??žđ?‘? Ă— H2 O e = đ??ža

Considerando

CH3 COO− e H3 O+ đ??ža = CH3 COOH e

e

Em soluçþes diluídas, tem valor praticamente constante.

Constante de acidez

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Constante de basicidade Quando o amonĂ­aco, NH3, se dissolve em ĂĄgua apenas algumas molĂŠculas sĂŁo ionizadas (reação incompleta ⇌).

NH3 (aq) + H2O (ℓ) ⇌ NH4+ (aq) + OH-(aq) Kc =

NH4 + NH3

e e

OH − H2 O

e

Considerando

đ??žđ?‘? Ă— H2 O e = đ??žb

e

đ??žb =

NH4 +

e

NH3

Constante de basicidade

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OH−

e

e Em soluçþes diluídas, tem valor praticamente constante.

Exemplos de ácidos fracos e de bases fracas Constante de acidez

Ácidos fracos HF

Ácido fluorídrico

6,8 x 10-4

HNO2

Ácido nitroso

5,2 x 10-4

CH3COOH

Ácido acético

1,8 x 10-5

Constante de acidez muito pequena ⟹ Ionização do ácido pouco extensa

Bases fracas

Constante de basicidade

CH3NH2

Metilamina

5,5 x 10-4

NH3

Amoníaco

1,8 x 10-5

N2H4

Hidrazina

1,8 x 10-7

Constante de basicidade muito pequena ⟹ Ionização da base pouco extensa

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Relação entre Ka e Kb de um par ĂĄcido-base conjugado Consideremos o par HCN/CN- e as respetivas ionizaçþes: HCN aq + H2 O â„“ ⇄ CN − aq + H3 O+ aq

Ka =

đ??ža Ă— đ??žb =

CN −

CN −

H3 O+ HCN e e

H3 O+ HCN e e

CN − aq + H2 O ℓ ⇄ HCN aq + OH− aq

HCN e OH − Kb = CN − e

e

e

HCN e OH − Ă— CN − e

e

â&#x;ş

đ??ža Ă— đ??žb = H3 O+

đ??ža Ă— đ??žb = đ??žw Prof. Isabel Reis

e

e

Ă— OH −

e

Força da base crescente

Força do ácido crescente

A relação entre Ka e Kb é de proporcionalidade inversa

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Quanto mais forte for um รกcido, mais fraca serรก a sua base conjugada, e vice-versa .

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Conceito de pH Em 1909, o químico dinamarquês Sørensen introduziu um modo prático para indicar a concentração de H3O+ numa solução aquosa - a escala de pH. +

pH = −log [H3 O ]

Søren Sørensen (1868-1939)

H3 O+ = 1,0 × 10−5 mol dm−3 ⟹ pH = − log ( 1,0 × 10−5 ) = 5,0 H3 O+ = 4,2 × 10−5 mol dm−3 ⟹ pH = − log ( 4,2 × 10−5 ) = 4,4

O símbolo pH significa potencial hidrogeniónico

A escala de pH aplica-se somente para soluções aquosas diluídas (soluções do nosso quotidiano). Prof. Isabel Reis

Cálculo da concentração de H3O+ na solução, a partir do valor do pH:

pH = −log [H3 O+ ]

⟹

[H3 O+ ] = 10−pH

pH = 8,0 ⟹ [H3 O+ ] = 10−8,0 = 1,0 × 10−8 mol dm−3 pH = 9,3 ⟹ [H3 O+ ] = 10−9,3 = 5,0 × 10−10 mol dm−3

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Relação entre pH e pOH O raciocínio aplicado para o pH pode aplicar-se ao pOH:

pOH = −log [OH − ] KW = [H3O+] [OH-]

⟹

[OH − ] = 10−pOH

KW = 1,00 × 10−14, a 25 °C

[H3O+] [OH-] = 1,00 × 10−14 ⟹ - log [H3O+] [OH−] = - log 1,00 × 10−14

pH + pOH = 14,0 , a 25 °C

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Escala de pH, à temperatura de 25 ºC [H3O+] = 10–14

[H3O+] = 100 0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

pH

Soluções básicas

Soluções ácidas pH < 7

pH > 7 Soluções neutras pH = 7

Acidez crescente

Basicidade crescente

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0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

pH

Solução

Solução

HCℓ

NaOH

(1mol/dm3)

(1mol/dm3)

Água destilada

Produtos de limpeza

Sumo de limão

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Como medir o pH de uma solução aquosa: Indicador universal

Medidor digital de pH

Fácil e rápido de utilizar.

Apresenta o valor de pH no ecrã.

Alteração da cor consoante o valor de pH.

Medições de elevado rigor.

Valor aproximado.

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Quanto maior for o valor do pH de uma solução, menor será a concentração de iões H3O+ (menor acidez).

A

B

pH = 3

pH = 4

[H3 O+ ] = 1,0 × 10−3 mol dm−3

[H3 O+ ] = 1,0 × 10−4 mol dm−3

O aumento de 1 unidade no pH corresponde à diminuição de 10 vezes na [H3 O+ ]. A diminuição de 1 unidade no pH corresponde ao aumento de 10 vezes na [H3 O+ ].

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25 ยบC

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Gráficos que traduzem relações entre [H3O+] e [OH–], para qualquer temperatura: Solução ácida Solução básica

pH + pOH = pKw

Kw = [H3O+] × [OH–]

constante

constante Prof. Isabel Reis

Cålculo do pH de soluçþes aquosas Calcule o pH de uma solução aquosa de HNO3 0,0050 mol dm-3, a 25ºC.

HNO3 aq + H2 O â„“ → NO3 − aq + H3 O+ aq đ?‘?đ?‘–đ?‘›đ?‘–đ?‘?đ?‘–đ?‘Žđ?‘™ / mol dm-3

0,0050

-

0

đ?‘?đ?‘“đ?‘–đ?‘›đ?‘Žđ?‘™ / mol dm-3

0

-

0,0050

H3 O+ = 0,0050 mol dm−3 pH = − log ( 0,0050) = 2,3

*

Em soluçþes aquosas não muito diluídas de åcidos, a concentração de H3O+ resultante da autoionização da ågua Ê desprezåvel. Prof. Isabel Reis

10-7 ≈ 0 * 0,0050

Ă cido forte

Cålculo do pH de soluçþes aquosas Calcule o pH de uma solução aquosa de KOH 1,0 x 10-2 mol dm-3, a 25ºC.

Base forte

KOH aq → K + aq + OH − aq 10-7 ≈ 0 *

đ?‘?đ?‘–đ?‘›đ?‘–đ?‘?đ?‘–đ?‘Žđ?‘™ / mol dm-3

1,0 x 10-2

0

đ?‘?đ?‘“đ?‘–đ?‘›đ?‘Žđ?‘™ / mol dm-3

0

1,0 x 10-2

1,0 x 10-2

OH − = 1,0 Ă— 10−2 mol dm−3 H3 O+ = 1,0 Ă— 10−12 mol dm−3 pH = − log ( 1,0 Ă— 10−12 ) = 12

*

Em soluçþes aquosas não muito diluídas de bases, a concentração de OH- resultante da autoionização da ågua Ê desprezåvel. Prof. Isabel Reis

Kw = 1,00 Ă— 10−14, a 25 °C [H3O+] [OH-] = 1,00 Ă— 10−14

Cålculo do pH de soluçþes aquosas Calcule o pH de uma solução aquosa de HCN 0,10 mol dm-3, a 25ºC. Ka = 6,2 x 10-10

Ă cido fraco

HCN aq + H2 O â„“ ⇄ CN − aq + H3 O+ aq đ?‘?đ?‘–đ?‘›đ?‘–đ?‘?đ?‘–đ?‘Žđ?‘™ / mol dm-3 đ?‘?đ?‘’đ?‘ž / mol Ka =

CN−

dm-3

H3 O+ HCN e e

e

0,10

-

0

0,10 − đ?‘Ľ ≈ 0,10(a)

-

đ?‘Ľ

â&#x;ş 6,2 Ă— 10−10 =

đ?‘Ľ .đ?‘Ľ 0,10

đ?‘Ľ

â&#x;ş đ?‘Ľ = 7,9 Ă— 10−6

H3 O+ = 7,9 Ă— 10−6 mol dm−3 pH = − log ( 7,9 Ă— 10−6 ) = 5,1

*

10-7 ≈ 0 *

Em soluçþes aquosas não muito diluídas de åcidos, a concentração de H3O+ resultante da autoionização da ågua Ê desprezåvel. Prof. Isabel Reis

(a) Ka tem um valor

muito pequeno. đ?‘Ľ ĂŠ desprezĂĄvel.

Cålculo do pH de soluçþes aquosas Calcule o pH de uma solução aquosa de NH3 0,080 mol dm-3, a 25ºC. Kb = 1,8 x 10-5

Base fraca

NH3 aq + H2 O (â„“) ⇄ NH4+ aq + OH − (aq) đ?‘?đ?‘–đ?‘›đ?‘–đ?‘?đ?‘–đ?‘Žđ?‘™ / mol dm-3 đ?‘?đ?‘’đ?‘ž / mol

0,080 0,080 − đ?‘Ľ ≈ 0,080

dm-3

NH4+ e OH − Kb = NH3 e

(a)

e

â&#x;ş 1,8 Ă— 10−5 =

-

0

-

đ?‘Ľ

đ?‘Ľ .đ?‘Ľ 0,080

10-7 ≈ 0 *

â&#x;ş đ?‘Ľ = 1,2 Ă— 10−3

OH − = 1,2 Ă— 10−3 mol dm−3

Kw = 1,00 Ă— 10−14, a 25 °C

H3 O+ = 8,3 Ă— 10−12 mol dm−3

[H3O+] [OH-] = 1,00 Ă— 10−14

pH = − log ( 8,3 Ă— 10−12 ) = 11

*

đ?‘Ľ

Em soluçþes aquosas não muito diluídas de bases, a concentração de OH- resultante da autoionização da ågua Ê desprezåvel. Prof. Isabel Reis

(a) Kb tem um valor

muito pequeno. đ?‘Ľ ĂŠ desprezĂĄvel.

Soluções aquosas de sais Existem substâncias que, não sendo ácidos nem bases, apresentam comportamento ácido ou básico.

NH4 Cℓ(aq)

NaCℓ(aq)

NaCH3 COO(aq)

pH < 7

pH = 7

pH > 7

As características das soluções aquosas de sais (compostos iónicos) estão relacionadas com a interação entre os iões presentes na

solução e as moléculas de água. Prof. Isabel Reis

A solução aquosa de đ???đ??‡đ?&#x;’ đ??‚â„“ tem carĂĄcter ĂĄcido

O iĂŁo NH4+ ĂŠ o par ĂĄcido-base conjugado do NH3, que ĂŠ uma base fraca. O iĂŁo NH4+ ĂŠ um ĂĄcido fraco. O iĂŁo NH4+ reage com a ĂĄgua (sofre hidrĂłlise).

O iĂŁo Câ„“- ĂŠ o par ĂĄcido-base conjugado do HCâ„“, que ĂŠ um ĂĄcido forte. O iĂŁo Câ„“- ĂŠ uma base muito fraca.

đ???đ??‡đ?&#x;’+ Câ„“NH4 Câ„“(aq)

O ião NH4+ faz aumentar a concentração do ião H3 O+ .

O iĂŁo Câ„“- nĂŁo reage com a ĂĄgua (nĂŁo sofre hidrĂłlise).

pH < 7

NH4+ aq + H2 O (ℓ) ⇄ NH3 aq + H3 O+ aq Prof. Isabel Reis

A solução aquosa de đ???đ?’‚đ??‚â„“ tem carĂĄcter neutro

O iĂŁo Câ„“- ĂŠ o par ĂĄcido-base conjugado do HCâ„“, que ĂŠ um ĂĄcido forte. O iĂŁo Na+ nĂŁo reage com a ĂĄgua (nĂŁo sofre hidrĂłlise).

Na+ Câ„“NaCâ„“(aq)

O iĂŁo Câ„“- ĂŠ uma base muito fraca. O iĂŁo Câ„“- nĂŁo reage com a ĂĄgua (nĂŁo sofre hidrĂłlise).

pH = 7 O composto iĂłnico NaCâ„“ nĂŁo altera as concentraçþes de đ??‡đ?&#x;‘ đ??Ž+ e de đ??Žđ??‡ − presentes na solução. Prof. Isabel Reis

A solução aquosa de đ???đ??šđ??‚đ??‡đ?&#x;‘ đ??‚đ??Žđ??Ž tem carĂĄcter bĂĄsico O iĂŁo CH3COO- ĂŠ o par ĂĄcidobase conjugado do CH3COOH, que ĂŠ um ĂĄcido fraco. O iĂŁo Na+ nĂŁo reage com a ĂĄgua (nĂŁo sofre hidrĂłlise).

Na+ CH3COONaCH3 COO(aq)

pH > 7

O iĂŁo CH3COO- ĂŠ uma base fraca. O iĂŁo CH3COO- reage com a ĂĄgua (sofre hidrĂłlise). O iĂŁo CH3COO- faz aumentar a concentração do iĂŁo OH − .

CH3 COO− (aq) + H2 O ℓ ⇄ CH3 COOH aq + OH− aq Prof. Isabel Reis

Quando o sal contém simultaneamente iões conjugados de ácido fraco e base fraca, os respetivos valores das constantes Ka e Kb determinam o carácter químico da solução aquosa.

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Neutralização de åcidos e de bases As soluçþes åcidas podem ser neutralizadas por adição de soluçþes båsicas e vice-versa. A neutralização ocorre devido à formação de ågua.

Ă cido + Base â&#x;ś Sal + Ă gua

đ??ťđ??śđ?‘™ đ?‘Žđ?‘ž + đ?‘ đ?‘Žđ?‘‚đ??ť đ?‘Žđ?‘ž â&#x;ś đ?‘ đ?‘Žđ??śđ?‘™ đ?‘Žđ?‘ž + đ??ť2 đ?‘‚ (đ?‘™) Uma reação de neutralização ĂŠ uma reação entre um ĂĄcido e uma base, da qual resulta um sal e ĂĄgua.

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Uma reação de neutralização ĂŠ uma reação completa, que ĂŠ interpretada com base na reação entre os iĂľes H3O+ e OH–, originando ĂĄgua – precisamente a reação inversa da autoionização da ĂĄgua:

H3O+ (aq) + OH– (aq) ⇌ H2O (â„“) + H2O (â„“) Calculando a constante de equilĂ­brio desta reação, a 25 ËšC: 1 1 đ??žc = ⇒ đ??žc = −14 = 1014 đ??žw 10 Como Kc ĂŠ muito elevado, qualquer que seja a temperatura, esta reação ĂŠ muito extensa. Prof. Isabel Reis

Exemplos: Ă cido clorĂ­drico + HidrĂłxido de potĂĄssio ďƒ Cloreto de potĂĄssio + Ă gua đ??ťđ??śđ?‘™ đ?‘Žđ?‘ž + đ??žđ?‘‚đ??ť đ?‘Žđ?‘ž â&#x;ś đ??žđ??śđ?‘™ đ?‘Žđ?‘ž + đ??ť2 đ?‘‚ (đ?‘™)

Ă cido sulfĂşrico + HidrĂłxido de lĂ­tio ďƒ Sulfato de lĂ­tio + Ă gua đ??ť2 đ?‘†đ?‘‚4 đ?‘Žđ?‘ž + 2 đ??żđ?‘–đ?‘‚đ??ť đ?‘Žđ?‘ž â&#x;ś đ??żđ?‘–2 đ?‘†đ?‘‚4 đ?‘Žđ?‘ž + 2 đ??ť2 đ?‘‚ (đ?‘™)

Ă cido sulfuroso + HidrĂłxido de cĂĄlcio ďƒ Sulfito de cĂĄlcio + Ă gua đ??ť2 đ?‘†đ?‘‚3 đ?‘Žđ?‘ž + đ??śđ?‘Ž(đ?‘‚đ??ť)2 đ?‘Žđ?‘ž â&#x;ś đ??śđ?‘Žđ?‘†đ?‘‚3 đ?‘Žđ?‘ž + 2 đ??ť2 đ?‘‚ (đ?‘™) Nota: o termo “neutralizaçãoâ€? nĂŁo significa que a solução resultante seja neutra. Prof. Isabel Reis

Titulações ácido-base As reações de neutralização são muito utilizadas em análise química,

numa técnica chamada titulação (ou volumetria) ácido-base em que se determina a concentração desconhecida de um ácido (ou base) numa solução. TITULAÇÃO Técnica que permite determinar a concentração (ou título) de uma solução através da reação

completa com outra solução de concentração conhecida.

Prof. Isabel Reis

Montagem de uma titulação ácido-base

Prof. Isabel Reis

Numa titulação, adiciona-se lentamente o titulante ao titulado, até que a reação de neutralização esteja completa. O titulante é a solução de concentração conhecida. Titulante

Titulante + Titulado  Sal + Água

O titulado é uma solução cuja concentração se desconhece.

Quando a reação de neutralização está completa, Titulado

diz-se que foi atingido o ponto de equivalência. Prof. Isabel Reis

O ponto de equivalência é difícil de determinar em termos operacionais. Na prática, determina-se o ponto final recorrendo a um indicador ácido-base. Prof. Isabel Reis

O ponto de equivalência é o momento da titulação em que o titulante reagiu completamente com o titulado. As quantidades de titulante e de titulando estão nas proporções estequiométricas da reação.

O ponto final da titulação (ou ponto termo) é o momento em que o indicador muda de cor. Se o indicador for bem escolhido, o ponto final da titulação estará muito

próximo do ponto de equivalência.

Prof. Isabel Reis

O que origina a mudança de cor do indicador?

Variação brusca

Titulações

do pH próximo do ponto de equivalência

A diferença de volume de titulante entre o ponto de equivalência e o ponto final designa-se por erro de titulação e deve ser a menor

possível (a escolha do indicador deve ser adequada).

Prof. Isabel Reis

Indicadores ácido - base Indicadores ácido-base são ácidos ou bases fracos, cuja cor da forma ácida é diferente da cor da forma básica conjugada.

Um indicador em solução pode ser descrito pelo equilíbrio: HInd(aq) + H2O(ℓ) ⇌ Ind–(aq) + H3O+(aq) Forma ácida

Forma básica

Cores diferentes

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HInd(aq) + H2O(ℓ) ⇌ Ind–(aq) + H3O+(aq) Quando o indicador está na presença

Quando o indicador está na presença

de uma solução ácida:

de uma solução básica:

Há aumento da concentração de H3O+

Há diminuição da concentração de H3O+ (iões OH- neutralizam iões H3O+, originando água)

desloca o equilíbrio no sentido da reação inversa

desloca o equilíbrio no sentido da reação direta

Aumenta a concentração de HInd

Aumenta a concentração de Ind-

Surge a cor característica de HInd.

Surge a cor característica de Ind-.

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Zona de viragem de um indicador รกcido - base Chama-se zona de viragem de um indicador ao intervalo de pH em que coexistem as cores da forma รกcida e da forma bรกsica.

pH

Zona de viragem

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Zona de viragem de alguns indicadores ácido - base Alaranjado de metilo

Vermelho de metilo

Azul de bromotimol

Fenolftaleína

3,2 – 4,2

4,2 – 6,3

6,0 – 7,6

8,2 – 10,0

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Curva de titulação Uma curva de titulação é um gráfico que traduz a variação de pH da

solução titulada, à medida que se adicionam volumes conhecidos da solução titulante.

A determinação do valor de pH é efetuada com um medidor de pH. Prof. Isabel Reis

A determinação do valor de pH em diferentes momentos da titulação permite verificar que ele varia pouco no início do processo. Próximo do ponto de equivalência a variação de pH é mais acentuada e, no ponto de equivalência, o segmento correspondente da curva de titulação apresenta-se praticamente na vertical. Prof. Isabel Reis

A zona de inflexão corresponde ao ponto de equivalência.

Zona de variação brusca de pH

Volume de titulante

Volume de titulante gasto até ao ponto de equivalência Prof. Isabel Reis

Critérios de escolha do indicador ácido-base • O pH correspondente ao ponto de equivalência deve estar contido na zona de viragem do indicador; • Quanto mais estreita for a zona de viragem, melhor será o indicador; • A zona de viragem pode não conter o pH no ponto de equivalência, desde que esta esteja totalmente incluída no

intervalo de variação brusca do valor de pH, que ocorre na vizinhança do ponto de equivalência. Prof. Isabel Reis

Numa titulação ácido forte – base forte, o vermelho de metilo e a fenolftaleína são adequados para assinalar o ponto de equivalência:

Zona de viragem da fenolftaleína Ponto de equivalência pH = 7 Zona de viragem do vermelho de metilo

Apesar de a zona de viragem não incluir o ponto de equivalência, está totalmente incluída no intervalo de variação brusca do valor de pH. Prof. Isabel Reis

A forma da curva de titulação varia consoante a força do ácido e da base envolvidos: Curva de titulação de um Ácido forte com uma base forte

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Curva de titulação de uma Base forte com um ácido forte

A forma da curva de titulação varia consoante a força do ácido e da base envolvidos: Curva de titulação de um Ácido fraco com uma base forte

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Curva de titulação de uma Base fraca com um ácido forte

O pH no ponto de equivalência depende da força relativa das espécies envolvidas na titulação.

o

pH = 7 para uma titulação ácido forte – base forte

o

pH < 7 para uma titulação ácido forte – base fraca

o

pH > 7 para uma titulação ácido fraco – base forte

O pH no ponto de equivalência irá depender dos iões constituintes do sal que se forma na reação ácido-base (recordar o tema anterior: “Soluções aquosas de sais”). Prof. Isabel Reis

Exemplo: Reação entre o ácido acético e o hidróxido de sódio Ácido fraco

Base forte

Acetato de sódio

CH3COOH(aq) + NaOH (aq) → CH3COO–(aq) + Na+(aq) + H2O(ℓ) • Na+ é o catião de uma base forte, ⟹ não reage com a água (não sofre hidrólise).

• CH3COO– é a base conjugada de um ácido fraco ⟹ reage com a água (sofre hidrólise).

CH3COO–(aq) + H2O (aq) ⇌ CH3COOH (aq) + OH–(aq) No ponto de equivalência, a solução do sal formada é básica. Logo, o pH é superior a 7. Prof. Isabel Reis

Determinação da concentração de uma solução de ácido clorídrico

através da titulação com solução padrão de hidróxido de sódio

Volume inicial Titulante NaOH 1,00 mol dm–3

12,5 ml de NaOH adicionados Volume final

Titulado HCℓ 20,0 ml

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A reação de neutralização ĂŠ dada por: HCâ„“(aq) + NaOH(aq) → NaCâ„“(aq) + H2O(â„“) Titulante (NaOH)

Titulado (HCâ„“)

Concentração

Concentração

1,00 mol dm–3 Vol. adicionado no ponto de equivalência

? Volume inicial

12,5 ml

20,0 ml

CĂĄlculo da quantidade de NaOH:

CĂĄlculo da concentração de HCâ„“:

đ?‘› =đ?‘?Ă—đ?‘‰

đ?‘› = 1,00 Ă— 12,5 Ă— 10−3 đ?‘› = 1,25 Ă— 10−2 đ?‘šđ?‘œđ?‘™

đ?‘›HCâ„“ = đ?‘›đ?‘ đ?‘Žđ?‘‚đ??ť đ?‘›HCâ„“ = 1,25 Ă— 10−2 đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘› 1,25 Ă— 10−2 đ?‘?= â&#x;şc= đ?‘‰ 20,0 Ă— 10−3 c = 0,625 đ?‘šđ?‘œđ?‘™ đ?‘‘đ?‘šâˆ’3 Prof. Isabel Reis

Aspetos ambientais das reações ácido – base O dióxido de carbono atmosférico é solúvel na água existente na atmosfera. A reação do dióxido de carbono com a água origina ácido carbónico (H2CO3).

CO2 (g) + H2O (ℓ) ⇌ H2CO3 (aq) A chuva normal é ligeiramente ácida:

pH ≈ 5,6 Prof. Isabel Reis

Formação das chuvas ácidas Presença de outros gases

poluentes na atmosfera

Chuva ácida:

pH < 5,6

Os óxidos de enxofre e os óxidos de nitrogénio reagem com a água, formando, respetivamente, ácido sulfúrico, H2SO4 (aq), e ácido nítrico, HNO3 (aq). Prof. Isabel Reis

O processamento de combustíveis fósseis e as erupções vulcânicas são responsáveis pela formação de óxidos de nitrogénio, NOx, e de enxofre, SOx. SOx NOx

Fórmula

Nome

SO2

Dióxido de enxofre

SO3

Trióxido de enxofre

NO

Monóxido de nitrogénio

NO2

Dióxido de nitrogénio

N2O5

Pentóxido de dinitrogénio

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Consequências das chuvas ácidas

Óxidos de enxofre e nitrogénio provenientes de fábricas e tubos de escape de automóveis são libertados para a atmosfera.

Destruição de árvores.

Acidificação dos solos. Prof. Isabel Reis

O «ataque» das chuvas ácidas ao calcário e ao mármore pode ser explicado pela seguinte equação:

CaCO3 (s) + 2 H3O+ (aq) → Ca2+ (aq) + CO2 (g) + 3 H2O (ℓ) O carbonato de cálcio dissolve-se, libertando dióxido de carbono.

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Redução da emissão de poluentes atmosféricos Redução de CO2

Prevenção dos incêndios

Redução da utilização de combustíveis fósseis Combate à desflorestação (as plantas absorvem CO2)

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Redução de NOX Os tubos de escape dos automóveis integram catalisadores (dispositivos que contêm metais como paládio, platina e ródio) que

reduzem os óxidos de nitrogénio libertados para a atmosfera.

Esquema de catalisador automóvel

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Redução de SO2 A adição de Ă“xido de cĂĄlcio (CaO) aos gases do processo de combustĂŁo permitem remover SO2, produzindo gesso (Sulfato de cĂĄlcio - CaSO4). CaO + SO2 → CaSO3 1 CaSO3 + O2 → CaSO4 2 Adição de Cal viva (Ă“xido de cĂĄlcio - CaO)

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Esquema da dessulfuração de gases provenientes de um forno de queima de combustível. Prof. Isabel Reis

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