Resumo Nº2

 

 

1. Água da chuva, água destilada e água pura

 

Água da chuva, água destilada e água pura: composição química e pH

 

A água é abundante na Terra; contudo, não está unifor­memente distribuída.

A escassez de água potável é um problema mundial, cujos efeitos se fazem sentir com maior intensidade em determinadas zonas e épocas. Todos temos o dever de a utilizar regradamente e de evitar a sua poluição.

 

A gestão e a qualidade dos recursos hídricos são dois grandes desafios do século XXI. A sua gestão, de acordo com um desenvolvimento sustentável, tem de satisfazer as necessida­des do presente assegurando, em simultâneo, a sua preservação para as gerações futuras.

A água é uma substância composta, de fórmula química H2O, e, como tal, com proprieda­des bem definidas. Como é uma substância, chama-se-lhe, muitas vezes, água pura ou água quimicamente pura.


A água que, na Natureza, mais se aproxima da água pura é a água da chuva. Contudo, esta contém dissolvidas diversas substâncias existentes na atmosfera que lhe conferem propriedades diferentes.

A água da chuva pode apresentar, por exemplo, diferentes graus de acidez. Quanto maior for a quantidade de dióxido de carbono dissolvido, e/ou de óxidos de enxofre, de azoto e de outros gases, mais ácida será a chuva.

 

A água destilada é obtida nos laboratórios e na indústria por destilação da água natural, ou seja, é submetida a um processo de vaporização seguido de condensação do vapor de água formado.

A água da chuva pode comparar-se à água destilada em atmosfera aberta, pois obtém-se por condensação da água que se evaporou.

Se compararmos os valores do pH da água da chuva com o da água destilada em atmos­fera aberta e em atmosfera fechada (recém-destilada), verifica-se que o pH da água destilada em atmosfera aberta é ácido, tal como o pH da água da chuva, pelo facto de dissolver dióxido de carbono atmosférico.

Se a água recém-destilada tiver sido mantida em recipiente fechado, o valor do seu PH, neste caso, já é próximo de 7, a 25 °C.

Ácido ou base: uma classificação de alguns materiais - AL 2.1

 

A classificação de águas e de outras soluções aquosas em ácidas, neutras ou alcalinas requer processos de avaliação qualitativa e quantitativa.

A avaliação qualitativa, isto é, a indicação se a solução é ácida ou alcalina, é feita usando indicadores químicos como: fenolftaleína, tornesol, azul de bromotimol, alaranjado de metilo, vermelho de metilo, indicador universal, entre outros.

A avaliação quantitativa, isto é, a determinação do valor do pH da solução, é feita usando medidores electrónicos de pH e outros sensores.

 

Escala de pH

Viu-se, no 8.° ano, que o pH é um dos parâmetros mais importantes para caracterizar a água e soluções aquosas, quanto à sua acidez, neutralidade ou basicidade.

A escala de pH, para soluções pouco concentradas, varia entre 0 e 14 (a 25 °C).

Assim, à temperatura de 25 °C, as soluções com:   

                                                               |

  • pH < 7 são ácidas:
  • pH = 7 são neutras;
  • pH > 7 são alcalinas ou básicas.

Portanto, quanto menor for o valor do pH, mais ácida é a solução, e quanto maior for o valor do pH, mais básica é a solução.

Exemplo de aplicação: 1

Analise a informação contida na tabela, relativamente a quatro soluções aquosas, A, B, C e D, a 25 °C.

1.1. Coloque por ordem crescente de acidez as soluções.

1.2. Indique qual das soluções poderá corresponder a:

1.2.1. Chuva ácida.

1.2.2. Chuva "normal".

 

 

A auto-ionizaçào da água

Para compreendermos a escala de pH é importante conhecer o fenómeno da auto-ionização da  água.

Qualquer amostra de água pura contém iões oxónio, H30+, e iões hidróxido, HO-, em igual concentração.       

Como as moléculas da água são polares, as forças intermoleculares podem fazer com que algumas destas moléculas se ionizem, embora em pequena extensão, dando origem a iões H30+ e iões HO-, de acordo com a equação:

A constante de equilíbrio, para esta reacção, designa-se por produto iónico da água, Kw, e é dada:

A 25ºC, o valor de Kw é igual a 1,00 x 10-14. Trata-se, portanto, de uma reacção de equilíbrio químico muito pouco extensa no sentido directo.

Atendendo à estequiometria da reacção (1), tem-se:

O produto iónico da água, Kw, como qualquer constante de equilíbrio, varia corn a temperatura.

por análise da tabela que se apresenta, verifica-se que o Kw aumenta com a temperatura, o que indica que a auto-ionização da água é uma reacção endotérmica.

Também pode verificar-se que o valor de é muito pequeno (Kw « 1) a qualquer uma das temperaturas, o que comprova que a auto-ionização da água ocorre em muito pequena extensão.

A auto-ionização da água "pura” também se dá em qualquer solução aquosa. Assim se explica a existência de iões H30+ e HO- na água salgada, na água açucarada e em qualquer outra solução aquosa. É a relação existente entre as concentrações destes iões que permite classtjcar as soíuções em ácidas, alcalinas ou neutras.

Portanto, em qualquer solução aquosa, tem-se:

Então:

O equilíbrio da auto-ionização da água pode ser alterado por adição de um ácido ou de uma base, mas a temperatura constante, K„ mantém-se constante.

Exemplo de aplicação 2

Complete as frases de forma a ter afirmações cientificamente verdadeiras, tendo em conta que:

Kw (a 100 °C) = 5,1 X 10-13; Kw (a 45 °C) = 2,4 x 10-14; Kw (a 25 °C) = 1,0 x 10-14

 

A. Independentemente da temperatura, uma solução aquosa é ácida se a concentração de H3O+ for a) à concentração de HO-.

B. Uma solução aquosa, em que [HO-] = 1,55 x 10-7 mol dm-3, é ácida à temperatura de b) .

C. Uma solução aquosa, em que [H30+] = 6,0 x 10-7 mol dm-3, é ácida às temperaturas de c) e de d).

D. Uma solução aquosa, em que [H30+] = 1,55 x 10~7 mol dm-3, é neutra à temperatura de e) .

 

 

Concentração hidrogeniónica e pH

Já vimos que o carácter ácido, básico ou neutro de uma solução aquosa está relacionado com a concentração relativa dos iões H3O+ e HO- na solução.

Como as soluções que se usam normalmente em laboratório são diluídas, as concentrações em iões H3O+ e HO- exprimem-se, por isso, em notação científica, com potências de base 10 e expoente negativo.

A função matemática logaritmo ajuda a representar números muito pequenos (ou muito grandes) de uma maneira mais simples.

Foi assim que o bioquímico dinamarquês Soren Sorensen (1868-1939) propôs, em 1909, um modo mais prático de indicar a concentração de H30+ numa solução aquosa, introduzindo o conceito de pH, definindo-o como uma função logarítmica da concentração do ião hidrogénio, H+, expresso em mol dm-3.

Do mesmo modo se pode definir pOH e pKw:

Relação entre pH, pOH e pKw

Sendo [H30+]e [HO-]e = Kw, e atendendo às propriedades da função logaritmo, verifica-se que:

Assim, como 1,0 x 10-14, a 25 °C, tem-se:

Compreende-se, assim, que, a 25 °C:

 

Exemplo de aplicação 3

As concentrações em iões H30+ de três amostras de água, A, B e C, acidificadas com dióxido de carbono, são, respectivamente, a 25 °C :

[H30+]A = 6,7 x 10-7 mol dm-3   [H30+]B = 3,0 x 10-6 mol dm-3    [H30+]c = 5,5 x 10-6 mol dm-3

3.1. Indique o pH de cada uma delas.

3.2. Qual é a concentração de HO- em cada uma destas amostras de água, à temperatura de 25 °C?

3.3. Qual das três amostras de água é a mais ácida? Justifique.

3.4. Qual é o pOH da amostra mais básica?

 

 

Ácidos e bases: evolução histórica dos conceitos

Ao longo dos anos surgiram marcos históricos importantes na interpretação de fenómenos de ácido-base. Químicos como Boyle (1627-1691), Lavoisier (1743-1794), Liebig (1803-1873), Arrhenius (1859-1927), Brõnsted (1879-1947), Lowry (1874-1936) e Lewis (1875-1946) foram apresentando diferentes conceitos de ácido e de base, primeiro baseados nas suas propriedades empíricas e, mais tarde, na interpretação do comportamento de substâncias com essas características.

Há mais de 300 anos, Boyle caracterizou os ácidos como substâncias azedas e corrosivas e os alcalis como sendo escorregadios ao tacto.

O  critério de reconhecimento de ácidos e bases pelas suas propriedades empíricas parece remontar a Lavoisier. Em 1777, Lavoisier, químico francês, considerou que os ácidos continham oxigénio (a palavra oxigénio deriva do grego, significando “gerador de ácidos”).

Em 1838, Liebig, químico alemão, estudando vários ácidos, especialmente orgânicos, afir­mou “serem compostos de hidrogénio em que este podia ser facilmente substituído por metais para dar sais”.

Uma das propriedades comuns dos ácidos e das bases é a alta condutividade eléctrica, quando em solução, facto que indica existirem iões em solução.

Foi Svante Arrhenius, químico sueco, que, em 1884, admitiu, pela primeira vez, a presença de iões nas soluções aquosas de ácidos, bases e sais. Arrhenius associou as propriedades ácidas à presença de iões H+, em solução aquosa, e as propriedades básicas à presença de iões HO-, em solução aquosa.

 

Teoria iónica de Arrhenius

Segundo a teoria iónica, proposta por Arrhenius nos finais do século XIX:

  • Ácido - é toda a espécie química que, em solução aquosa, origina iões H+.

Exemplos



Os ácidos clorídrico, HCl(aq), sulfúrico, H2S04(aq) e etanóico ou acético, CH3COOH(aq), são ácidos de acordo com a definição de Arrhenius, pois originam iões H+ em solução aquosa.

  • Base - é toda a espécie química que, em solução aquosa, origina iões HO- .

Exemplos



Os hidróxidos de sódio, NaHO, de potássio, KHO, e de magnésio, Mg(HO)2, são bases de acordo com a definição de Arrhenius, pois possuem na sua constituição iões HO- que, em solução aquosa, são cedidos à solução.

Teoria iónica de Arrhenius:

- Um ácido é toda a espécie química que, em solução aquosa, origina iões H+.

- Uma base é toda a espécie química que, em solução aquosa, origina iões HO-.

Ainda segundo Arrhenius, sendo o ião H+ responsável pelas propriedades ácidas e o ião HO- responsável pelas propriedades básicas, em solução aquosa, a neutralização entre ácidos e bases é provocada pela reacção 1« reacção de neutralização, entre iões H+ e HO- em solução, formando-se água, H2O.

Exemplo

Reacção entre o ácido clorídrico, HCl(aq), e o hidróxido de sódio, NaHO(aq), em solução aquosa.

Como em solução aquosa o ácido clorídrico, HCl(aq), se ioniza e o hidróxido de sódio, NaHO(aq), e o cloreto de sódio, NaCl, são substâncias iónicas, a equação iónica desta reac­ção poderá ser escrita da seguinte forma:

Eliminando os iões “espectadores” (iões que não reagem, aparecendo nos dois membros da equação), tem-se:

A teoria iónica de Arrhenius contribuiu muito para o desenvolvimento dos conceitos de ácido e de base, mas apresentava várias restrições, como, por exemplo:

  • só se aplicava a soluções aquosas, quando muitas outras reacções ocorrem noutros solventes;
  • não explicava porque certas espécies químicas apresentavam comportamento ácido ou alcalino, como é o caso do amoníaco, NH3, que, sendo uma base, não origina iões HO", uma vez que não possui iões HO- na sua constituição;
  • não explicava como soluções aquosas de alguns sais, como, por exemplo, a de acetato de sódio, NaCH3COO, apresentam carácter básico ou alcalino.

Exemplo de aplicação 4

Considere as espécies químicas seguintes:

NH3 ; NaHO ; HNO3 ; KHO ; HCl ; HCl04 ; SO42-  ; NH4+ ; HBr

Indique, justificando:

4.1. As espécies que são ácidos, segundo a teoria iónica de Arrhenius.

4.2. As espécies que são bases, segundo a teoria iónica de Arrhenius.

 

Teoria protónica de Brõnsted-Lowry

Em 1923, os químicos Johannes Brõnsted, na Dinamarca, e Thomas Lowry, na Inglaterra, apresentaramgfndependentemente, uma outra teoria, sobre os conceitos de ácido e de base, conhecida como teoria protónica de Bronsted-Lowry.

Segundo a teoria de Bronsted-Lowry:

  • Ácido - é uma espécie química capaz de ceder protões (iões H+) a uma base.
  • Base - é uma espécie química capaz de aceitar protões (iões H+) de um ácido.

De acordo com esta teoriá, um ácido e uma base só se comportam como tal na presença um do outro.

Esquematicamente, tem-se:

Exemplos

 

Nesta reacção, HCl(aq) comporta-se como ácido, pois cede um protão, e H2O comporta-se como base, pois aceita um protão.

Nesta reacção, H2O comporta-se como ácido, pois cede um protão, e NH3 comporta-se como base, pois aceita um protão.

Repare:

  • Um ácido cede protões. Em solução aquosa, provoca o aumento da concentração de iões H3O+ na solução.
  • Uma base aceita protões. Em solução aquosa, provoca o aumento da concentração de iões HO- na solução.

 

Exemplo de aplicação 5

 

Considere as reacções químicas seguintes:

5.1. Indique, justificando:

5.1.1. As espécies que, em solução aquosa, são ácidos segundo a teoria protónica de Bronsted-Lowry.

5.1.2. As espécies que, em solução aquosa, são bases segundo a teoria protónica de Bronsted-Lowry.

5.2. Diga, justificando, se os ácidos referidos em 5.1.1. são ácidos segundo a teoria iónica de Arrhenius.

5.3. Diga, justificando, se as bases referidas em 5.1.2. são bases segundo a teoria iónica de Arrhenius.

 

2. Águas minerais e de abastecimento público: a acidez e a basicidade das águas

 

Água potável: águas minerais e de abastecimento público

 

Composições típicas e pH

De acordo com a legislação em vigor, a água potável é a água destinada ao consumo humano. Esta tem de satisfazer um conjunto de valores de parâmetros microbiológicos e físico-químicos, de forma a garantir que a água não constitui um perigo potencial para a saúde humana.

Uma água potável é uma água:

  • incolor e inodora;
  • de sabor agradável;
  • com pH compreendido entre 5 e 8;
  • que não pode conter microrganismos patogênicos nem quaisquer substâncias em quantidades ou concentrações que possam ser perigosas para a saúde.

Embora a água seja abundante no planeta, só cerca de 2,5% da água natural é potencial­mente utilizável para consumo humano e, desta, só cerca de 0,74% é potável.

As águas naturais, por mais “puras” que sejam, não satisfazem os requisitos microbiológicos e físico-químicos exigidos às águas de abastecimento público. Uma água natural pode conter uma grande variedade e quantidade de impurezas que surgem naturalmente no seu ciclo hidrológico.

A água de abastecimento público é a água que provém das redes municipais de abasteci­mento. É conhecida por “água da torneira”. Estas águas são submetidas a diversas análises de forma a controlar a sua qualidade.

As águas engarrafadas são especialmente importantes por serem águas potáveis de elevado consumo.

As águas engarrafadas podem ser designadas por:

  • lisas - quando engarrafadas como são captadas;
  • gasocarbónicas - quando contêm gás natural;
  • gaseificadas - quando se lhes adiciona gás carbónico.

As águas engarrafadas podem ainda ser de dois tipos:

  • águas de nascente;
  • águas minerais naturais.

As águas de nascente podem ser consumidas diariamente, sem quaisquer limitações. São águas bacteriologicamente sãs, com características originais. Têm de ser embaladas no local da nascente, de forma a preservar as suas qualidades. Têm características químicas e palada­res distintos. A presença de sais minerais nestas águas não é constante ao longo do ano.

As águas minerais naturais são águas sem elementos de poluição e a sua composição química é totalmente natural, sendo provocada pela interacção água/rocha, possuindo oligoelementos potencialmente benéficos à saúde. Têm, por isso, uma composição química específica, mantendo as suas características ao longo do tempo. Têm características químicas e  paladares distintos.

As águas minerais naturais podem ter, por vezes, constituintes de origem natural em concen­trações que podem representar algum risco para a saúde, sobretudo se forem consumidas com frequência. Estas águas não são obrigadas a cumprir todas as normas de qualidade da água para consumo humano, podendo conter substâncias em teores superiores aos limites estabele­cidos por lei.

 

Parâmetros importantes na caracterização de águas

O  Decreto-Lei n.° 306/2007 é uma revisão do Decreto-Lei n.° 243/2001, que tem por base as directivas da União Europeia. Esta legislação estabelece parâmetros de qualidade para a água.

Os valores desses parâmetros devem ter em conta:

  • o valor máximo admissível, VMA, que não deve, em nenhum caso, ser ultrapassado, pois pode haver risco de provocar efeitos prejudiciais à saúde;
  • o valor máximo recomendado, VMR, que não deve ser excedido, porque pode haver perigo de contaminação.

Esta informação é importante, pois os contaminantes químicos só são nocivos a partir de determinadas concentrações, de acordo com a utilização a que a água se destina.

Embora haja um valor máximo recomendado, VMR, para um dado componente de uma água potável, pode ser difícil ajustar esse valor. Daí as directrizes definirem como que uma margem de segurança ao indicarem o valor máximo admissível, VMA.

É nas ETA (Estações de Tratamento de Águas) que se faz todo o tratamento e controlo de qualidade da água antes de esta entrar na rede de abastecimento público. Hoje, as ETA dispõem de analisadores automáticos de diversos parâmetros de qualidade da água. Estes analisa­dores permitem uma monitorização constante da eficiência do processo e do controlo de qualidade da água tratada.

 

Exemplo de aplicação 6

Segundo algumas legislações, a concentração máxima admissível de chumbo (iões Pb2+) na água potável é de 50 ppb.

0s dados apresentados na tabela dizem respeito a três amostras de água de fontes diferentes, a T = 4 °C e p = 1 atm. Estas amostras foram analisadas para verificar se estavam dentro dos valores admissíveis.

De acordo com os valores da tabela, diga se alguma das fontes debita água imprópria para consumo.

Ar(Pb) = 207,2


Água gaseificada e água da chuva: acidificação artificial e natural provocada pelo dióxido de carbono

Como já vimos, tanto a água da chuva “normal” como a água destilada exposta ao ar apre­sentam um valor de pH inferior a 7. O dióxido de carbono, C02, presente na atmosfera, é o prin­cipal responsável por essa acidificação natural. Com efeito, o C02 dissolve-se na água, o que pode ser traduzido pelas seguintes equações químicas:

 

Compreende-se, assim, que a dissolução do C02 atmosférico contribua para aumentar a concen­tração de iões H30+ e, consequentemente, diminuir o valor do pH da água da chuva. Como sabemos, pela Lei de Le Chatelier, quanto maior for a concentração de C02, mais a reacção (1) evolui no sentido directo, levando a um aumento da concentração de H30+. Desta forma, a concen­tração de iões H30+ passa a ser superior à concentração de iões HO- e a solução torna-se ácida.

A acidificação da água da chuva é um processo natural, mas a acidificação da água pode ser provocada de forma artificial. É o que se passa com as águas gaseificadas, em que o dióxido de carbono é dissolvido na água, sob pressão.

Existem muitas outras substâncias, como os óxidos de enxofre e de azoto, que podem conferir acidez à água, pois, tal como o dióxido de carbono, fazem aumentar a concentração de iões H30+. Estas substâncias, que originam soluções ácidas, são muito comuns na Natureza.

Chuva “normal” e chuva ácida - AL 2.2

No laboratório, pode acidificar-se, artificialmente, água natural fazendo borbulhar, por exemplo, dióxido de carbono na água. Verifica-se uma diminuição progressiva do valor do pH à medida que se faz borbulhar o dióxido de carbono, C02, em água.

Também se pode verificar experimentalmente o efeito das chuvas ácidas (pH < 5,6) em águas naturais de diferentes composições. Adicionam-se quantidades sucessivamente maiores de dois ácidos de concentrações diferentes a duas amostras de água e comparam-se os respecti­vos valores de pH.

O  diagrama seguinte apresenta uma possível organização dos conceitos envolvidos nesta actividade laboratorial (AL 2.2) - chuva “normal” e chuva ácida.

tais como


 

Ionização de ácidos em água

Segundo a teoria de Bronsted-Lowry, ácido é qualquer espécie química capaz de ceder um ião H+ a uma base e base é qualquer espécie química capaz de aceitar um ião H+ de um ácido.

Assim, quando, por exemplo, se dissolve ácido clorídrico, HCl(aq), em água, este vai ionizar-se, cedendo iões H+ à água (base), segundo a seguinte equação química:


Trata-se de uma reacção de ionização porque conduziu à formação de iões. As moléculas de HCl cedem iões H+ às moléculas de H20, formando-se iões Cl- e H30+.

Vejamos outros exemplos:

  • Reacção do ácido nítrico, HN03(aq), com a água:

  • Reacção do ácido etanóico ou acético, CH3COOH(aq), com a água:

Todas estas reacções de ácidos com a água são ionizações, pois espécies moleculares, como o ácido clorídrico, o ácido nítrico e o ácido etanóico, ao reagirem com a água, originam iões. Note-se, contudo, que nem todos os ácidos são espécies moleculares. Por exemplo:

  • Reacção do ião amónio, NH4+(aq), com a água:

  • Reacção do ião di-hidrogenofosfato, H2PO4-(aq), com a água:

Os iões amónio, NH4+aq), e di-hidrogenofosfato, H2P04-(aq), comportam-se como ácidos na presença da água (base). Contudo, estas duas reacções não são ionizações, pois as espécies ácidas, NH4-aq) e H2P04-(aq), já são iónicas.

Podemos dizer, simplesmente, que são reacções de ácido-base.

 

Ionização ou dissociação de bases em água

  • Ionização de bases em água

A reacção do amoníaco, NH3(aq), com a água também é uma reacção de ionização:

Com efeito, o amoníaco é um composto molecular que reage com a água, originando iões NH4+aq) e HO-(aq). A reacção é, pois, uma ionização.

  • Dissociação de bases em água

hidróxido de sódio, NaHO, por exemplo, é um composto iónico.

Quando se dissolve em água, os iões separam-se. A água apenas promove a dissociação dos iões; não é um reagente.

Esta equação traduz a dissociação do hidróxido de sódio (base).

Bases como o hidróxido de sódio, NaHO, o hidróxido de potássio, KHO, ou o hidróxido de magnésio, Mg(HO)2, dado que são compostos iónicos, dissociam-se em água; a estrutura iónica desfaz-se e os respectivos iões separam-se.

Notar que na dissociação não há transferência de iões H+ (protões). Verifica-se, contudo, um aumento da concentração dos iões HO- em solução, iões que conferem carácter básico à solução.

  • Dissociação de sais em água

Da mesma forma que algumas bases se dissociam (por serem compostos iónicos) também os sais se dissociam em água, pois também são compostos iónicos. Por exemplo:

  • Dissociação do carbonato de cálcio, CaC03, em água:

  • Dissociação do etanoato de sódio, NaCH3COO, em água:

Designam-se por electrólitos as substâncias que, dissolvidas em água, originam iões.

Os electrólitos podem ser substâncias iónicas, como os hidróxidos e os sais, sofrendo uma dissociação em água. Se forem substâncias moleculares, como os ácidos e algumas bases, reagem com a água formando iões por reacção de ionização.

Exemplo de aplicação 7

7.1 O ácido nitroso, HN02, sofrerá uma reacção de ionização ou uma dissociação quando se dissolve em água? Justifique.

7.2. Escreva a equação química que traduz a reacção da alínea 7.1..

7.3. 0 nitrito de sódio, NaN02, é um sal. Quando dissolvido em água, dissocia-se ou ioniza-se? Justifique escrevendo a equação que traduz o processo que ocorre.


Reacções de ácido-base e pares conjugados de ácido-base

Quando um ácido reage com uma base, em pequena ou grande extensão, dizemos que se trata de uma reacção de ácido-base.

Como vimos, segundo a teoria protónica de Brônsted-Lowry, os ácidos são espécies quími­cas dadoras de Iões H+ (protões) e as bases são espécies químicas aceitadoras de iões H+.

As reacções de ácido-base podem ser representadas pelo seguinte esquema:

Nestas reacções, o ácido 1 (ácido HA) cede um ião H+ à base 2 (base B). Por sua vez, no sentido inverso, o ácido 2 (ácido HB+) cede um ião H+ à base 1 (base A-).

Exemplo

Na reacção no sentido directo, o HCl(aq) (ácido) cede um protão ao NH3(aq) (base).

Na reacção no sentido inverso, o NHJ(aq) (ácido) cede um protão ao Cr(aq) (base).

Quando um ácido cede um protão a uma base, transforma-se na base conjugada desse ácido. Quando uma base aceita um protão de um ácido, transforma-se no ácido conjugado dessa base.

Assim, na reacção do ácido HCl(aq) com o NH3(aq), o Cl-(aq) é a base conjugada do ácido HCl(aq) e o NH4+aq) é o ácido conjugado da base NH3(aq).

Duas espécies químicas que só diferem num protão, como o HCl e o Cl- ou o NH4+ e o NH3 constituem um par conjugado ácido-base. Na escrita do par conjugado ácido-base, indica-se primeiro a espécie ácida e só depois a espécie básica:

espécie ácida/espécie básica

Então, no exemplo que vimos, temos dois pares conjugados ácido-base:

Segundo a teoria protónica de Brõnsted-Lowry, a todo o ácido corresponde uma base conju­gada e a toda a base corresponde um ácido conjugado.

Exemplos

  • Reacção do ácido etanóico, CH3COOH(aq), com a água:

 Nesta reacção:

  • no sentido directo, o ácido CH3COOH(aq) cede um protão à água (base);
  • no sentido inverso, a espécie ácida, H3O+(aq), cede um protão ao ião CH3COO-(aq) (base).

Os pares conjugados ácido-base são, neste caso:

Notar que o ácido etanóico, CH3COOH, difere do ião etanoato, CH3COO-, apenas num protão. O mesmo se passa com o ião oxónio, H30+, e a água, H20.

  • Reacção do amoníaco, NH3(aq), com a água:

Nesta reacção:

  • no sentido directo, a base NH3(aq) capta um protão da água (ácido);
  • no sentido inverso, a espécie ácida, NH4+(aq), cede um protão à espécie básica, HO-(aq).

Os pares conjugados ácido-base são, neste caso:

Exemplo de aplicação 8

A fenilamina, C6H5NH2, é uma substância orgânica molecular. Na presença da água, comporta-se como uma base de Bronsted-Lowry.

8.1. Escreva a equação química que traduz esta reacção de ácido-base.

8.2. Indique os pares conjugados ácido-base nesta reacção.

8.3. A fenilamina será também uma base segundo Arrhenius?

 


Espécies químicas anfotéricas ou anfipróticas

Uma espécie química anfotérica ou anfiprótica é uma espécie que pode actuar como ácido numa reacção e como base noutra.

Por exemplo, a água funciona como base na reacção de ionização do ácido clorídrico, HCl(aq), mas tem comportamento ácido na reacção com o amoníaco, NH3(aq), como vimos.



O comportamento de uma espécie anfotérica, como ácido ou como base, depende das características da outra espécie com que vai reagir. A que tiver maior capacidade de ceder protões funciona como ácido e a outra como base.

 

Exemplo de aplicação 9

Considere as equações químicas seguintes:

9.1. Identifique, em cada reacção, os pares conjugados ácido-base.

9.2. Indique, justificando, as espécies que são anfotéricas.

 


Exemplo de aplicação 10

O ácido fosfórico, H3P04, é um ácido fraco que tem três protões para poder ceder.

A equação química seguinte traduz a primeira protólise do ácido em água:

10.1. Explique porque se trata de uma reacção de ácido-base.

10.2. Escreva as equações químicas correspondentes às reacções que traduzem as outras duas protólises do ácido em água.

10.3. Indique, para as três protólises, os pares conjugados ácido-base.

10.4. Das espécies químicas presentes nas três protólises, indique, justificando, as que são anfotéricas.

 

Constante de acidez, Ka

 

A força de um ácido ou de uma base pode medir-se pela extensão da respectiva reacção com a água. No caso de um ácido forte, como acontece com o ácido clorídrico, HCl(aq), a reacção é praticamente completa.

Considera-se um ácido forte aquele que se ioniza praticamente todo em água, originando iões H+, isto é, praticamente 100% do ácido dá origem a iões H+ ou H30+. No exemplo referido, podemos dizer que 1 mol de HCl(aq) dá origem a 1 mol de H30+(aq).

Na escrita da equação química da reacção de ionização de um ácido forte coloca-se ape- sas uma seta , à qual se atribui o significado de ionização muito extensa (praticamente 100%).

No caso de um ácido fraco, a reacção é incompleta. Então, na escrita da equação química, colocam-se duas semi-setas , o que significa que a ionização é pouco extensa (inferior a 100%). Um exemplo de uma reacção incompleta é a reacção do ácido etanóico ou acético (ácido fraco) com a água.

A constante de equilíbrio desta reacção, designada por constante de acidez, Ka, é dada pela seguinte expressão:

A constante de acidez, também designada por constante de ionização ou de protólise, corres­ponde à constante de equilíbrio da reacção de um ácido com a água. Como qualquer outra cons­tante de equilíbrio, só depende da temperatura.

Analisando a expressão da constante de acidez, podemos concluir que, a uma dada temperatura:

  • se o valor de Ka for elevado, a reacção é extensa no sentido directo e o ácido é forte;
  • se o valor de Ka for pequeno, a reacção é pouco extensa no sentido directo e o ácido é fraco.

A força de ácidos e de bases pode, portanto, ser comparada quantitativamente através das constantes de acidez.

A constante de acidez, Ka é um indicador da extensão da reacção de ácido-base.

Por exemplo, no caso do ácido etanóico, a constante de acidez tem um valor baixo, Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5 (a 25 °C). Tal significa que a reacção de ionização do ácido eta­nóico é pouco extensa.

De facto, o ácido etanóico, CH3COOH(aq) tem menor tendência para ceder o protão à água do que o ião H30+(aq) para ceder o protão ao ião etanoato, CH3COO-(aq).

Podemos dizer que o ácido etanóico, CH3COOH(aq), é um ácido mais fraco do que o ião H30+(aq)

Seguindo um raciocínio semelhante, o ião etanoato, CH3COO-(aq), tem mais facilidade em aceitar o protão do que a água.

Sendo assim, o ião etanoato, CH3COO-(aq), é uma base mais forte do que a água.

Outro facto importante, e que se compreende facilmente depois do que foi exposto, é que quanto mais extensa for a reacção no sentido directo, menos extensa é no sentido inverso e vice-versa.

 

Exemplo de aplicação 11

Considere a ionização do ácido cianídrico, HCN(aq) (ácido fraco), em água.

11.1. Escreva a equação química que traduz essa reacção de ionização.

11.2. indique os pares conjugados ácido-base nesta reacção.

11.3. Indique a expressão da constante de acidez.

11.4.  Sabendo que as constantes de acidez dos ácidos etanóico e cianídrico são:

Ka (CH3C00H) = 1,8 x 10-5 (a 25 °C)

Ka(HCN) = 4,9x10-10 (a 25 °C)

diga, justificando, qual dos dois ácidos é mais forte.

 

Constante de basicidade, Kb

No caso de uma base forte, como acontece com o hidróxido de sódio, NaHO(aq), a reac­ção é praticamente completa. Coloca-se, portanto, na equação apenas uma seta.

Considera-se uma base forte aquela que se dissocia totalmente (ou quase totalmente) em água.

No exemplo referido, podemos dizer que 1 mol de NaHO(aq) fornece à solução 1 mol de iões HO-(aq).

Analisemos, agora, a reacção do amoníaco, NH3(aq), base fraca, com a água:

A constante de equilíbrio desta reacção, designada por constante de basicidade, Kb, é dada pela seguinte expressão:

A constante de basicidade corresponde à constante de equilíbrio da reacção de uma base com a água. Tal como a constante de acidez, é um indicador da extensão da reacção que só depende da temperatura.

 

Exemplo de Aplicação 12

A constante de basicidade, Kb, da metilamina, CH3NH2, é Kb = 5,0 x 10-4 (a 25 °C) e a do amoníaco, NH3, é Kb = 1,8x10-5.

12.1. Escreva as equações químicas das reacções de ionização destas duas bases em água.

12.2. Indique os pares conjugados ácido-base nestas reacções.

12.3. Compare os valores das constantes de basicidade destas duas bases e diga, justificando, qual é a mais forte.

 

  

 

Forças relativas de ácidos e de bases conjugados

Consideremos, mais uma vez, a ionização do ácido etanóico ou acético, CH3COOH(aq), ácido fraco, em água.

De acordo com a equação química da reacção:

A base conjugada deste ácido, ião etanoato ou acetato, CH3COO-(aq), reage, por sua vez, com a água de acordo com a equação:

Multiplicando Ka (CH3COOH) por Kb (CH3COO-), tem-se:

Quando estudámos a auto-ionização da água, vimos que

Logo, tem-se:        

Analisando esta expressão, podemos concluir que, a uma dada temperatura, quanto maior for o valor de Ka do ácido menor é o valor de Kb da sua base conjugada a essa temperatura, e vice-versa, pois Kw é constante.

Notar que uma base muito fraca (conjugada de um ácido forte) praticamente não tem capaci­dade para aceitar protões da água e, da mesma forma, um ácido muito fraco (conjugado de uma base forte) praticamente não tem capacidade para ceder protões à água.

A relação que deduzimos para o ácido etanóico/ião etanoato deduz-se, da mesma forma, para qualquer par conjugado ácido-base.

É importante não confundir ácido forte ou fraco com ácido concentrado ou diluído, pois são conceitos diferentes.

Um ácido pode ser forte e estar diluído, enquanto outro ácido pode ser fraco e estar concentrado. O mesmo se verifica com as bases.

As designações de concen­trado e diluído referem-se à concentração de uma espécie ácida ou básica em solução aquosa.

As designações de forte e fraco referem-se à extensão da reacção do ácido ou da base com a água.

 

Exemplo de aplicação 13

A constante de acidez do ácido metanóico, HCOOH(aq), é Ka = 1,6x 10-4 (a 25 °C).

13.1. Escreva a equação química que traduz a ionização do ácido em água.

13.2. Com base no valor de Ka, indique se o ácido é forte ou fraco.

13.3. Determine o valor da constante de basicidade, Kb, da base conjugada deste ácido, a 25 °C.

13.4. Com base no valor de Kb determinado na alínea anterior, indique, justificando, se a base conjugada é forte ou fraca.

13.5. Escreva a equação química que traduz a reacção da base conjugada com a água.

 

 

A tabela seguinte apresenta alguns ácidos e as suas bases conjugadas por ordem crescente da sua força.

 

Relação entre pKa e pKb

Sendo:

e atendendo às propriedades da função logaritmo, verifica-se que:

pKa + pKb = pKw

A 25 °C, como Kw= 1,0 x 10-14, tem-se:

pKa+pKb = 14

 

Exemplo de aplicação 14

Nos ácidos polipróticos, como o ácido fosfórico, H3P04, há mais do que um átomo de hidrogénio, por molécula, que pode ser cedido em sucessivas protólises. Neste caso, são três.

Considere os seguintes equilíbrios de ácido-base, a 25 °C:



14.1. Tendo em conta os valores das constantes de acidez das três reacções, indique, justifi­cando, qual das bases, H2P04-, HPO42- e PO43-, é mais forte.

14.2.  Indique os ácidos conjugados das seguintes espécies.

H2P04- ; HPO42- ; PO43-

14.3. Atendendo às três protólises qu o ácido fosforico H3PO4 (aq), pode sofrer, qual é a mais extensa?

14.4. Das espécies químicas formadas nas três protólises, indique, justificando, as que podem manifestar comportamento anfotérico.

 

 

Exemplo de aplicação 15

O ácido cianídrico, HCN(aq), tem pKa = 9,21 e o ácido fluorídrico, HF(aq), tem pKa = 3,17, a 25 °C.

15.1. Escreva as equações químicas que traduzem as protólises destes ácidos em água.

15.2. Diga, justificando, qual será a base mais forte, CN- ou F-.

15.3. Como explica que o pKa do ácido cianídrico seja superior a 7, a 25 °C, tratando-se de um ácido?


 

Grau de ionização e grau de dissociação

Vimos que a força de ácidos e de bases pode ser comparada quantitativamente através das constantes de acidez e de basicidade.

Também é possível comparar a força de dois ácidos pelos respectivos graus de ionização, a, medidos nas mesmas condições de diluição e de temperatura.

O grau de ionização, a, rela­ciona a quantidade inicial de substância com a quantidade de substância que sofre ionização, de acordo com a seguinte expressão:

                                         

Quanto maior for o grau de ionização, a, de um ácido, maior é a respectiva constante de aci­dez, Ka, e, portanto, mais forte é o ácido.

Para compostos iónicos, a designa-se por grau de dissociação.

Vimos que a ionização do ácido clorídrico, HCl(aq), em água, é mais extensa do que a ioniza­ção do ácido etanóico, CH3COOH(aq).

A ionização do HCl(aq) é praticamente completa. Logo, o ácido clorídrico é um ácido forte.

A ionização do CH3COOH(aq) dá-se em muito pouca exten­são, logo o ácido etanóico é um ácido fraco.

Para ácidos de igual concentração, quanto maior for o grau de ionização, a, mais forte é esse ácido. Analoga­mente, para bases de igual concentração, quanto maior for o grau de ionização/dissociação, mais forte é essa base.

Também, de acordo com a Lei de Le Chatelier, quanto mais diluído for um ácido, maior é o seu grau de ionização, embora Ka seja o mesmo.

Exemplo de aplicação 16

O grau de ionização de uma solução ácida é 2,0%.

16.1. Determine o valor da constante de acidez, a 25 °C, se a concentração inicial da solução for 0,10 mol dm-3.

16.2. Se se diluísse a solução, o que se verificaria com o grau de ionização, a, do ácido? Justifique.

16.3. Se se diluísse a solução, o que se verificaria com a constante de acidez, Ka? Justifique.


Efeito da temperatura na auto-ionizaçâo da água e no valor do pH

Vimos já, que a auto-ionização da água é uma reacção endotérmica.

Por análise dos valores da tabela verifica-se que o valor de Kw aumenta por elevação de temperatura.

O efeito da variação da temperatura na auto-ionização da água explica-se com base na Lei de Le Chatelier.

De acordo com esta lei, um aumento de temperatura faz com que a reacção evolua no sentido de contrariar esse aumento, até ser atingido um novo estado de equilíbrio.

Neste caso, como a reacção é endotérmica, a reacção evolui no sentido directo, fazendo com que o valor de Kw aumente.

Da mesma forma, uma diminuição de temperatura faria evoluir a reacção no sentido inverso e o valor de Kw diminuiria.

Naturalmente, as variações que se verificam no valor do produto iónico da água, K^, por aumento ou diminuição de temperatura, levam a igual variação na concentração de H30+(aq) e de HO-(aq).

Embora a água (pura) seja neutra a qualquer temperatura, uma vez que:

[H30+] = [HO-]

na verdade, o seu pH pode ser diferente de 7, pois este depende da temperatura.

 

Exemplo de Aplicação 17

17.1. Calcule o pH da água "pura" às temperaturas de 10 °C, 25 °C e 100 °C, respectivamente (valores de Kw na tabela).

17.2. As temperaturas referidas em 17.1., a água é ácida, básica ou neutra? Justifique.

 

 

Exemplo de Aplicação 18


A água auto-ioniza-se em pequena extensão, como podemos confirmar por cálculo.

0 produto iónico da água é Kw= 1,00 x 10-14 (a 25 °C).

Calcule o grau de ionização da água a essa temperatura e comente o valor obtido.

 

Determinação do pH de soluções de ácidos e de bases fortes

  • Consideremos a ionização de uma solução aquosa de ácido clorídrico, HCl(aq), ácido forte, com a concentração 0,10 mol dm-3, a 25 °C. Qual será o pH da solução?

Como a sua ionização é praticamente completa, podemos escrever:

Como a concentração da solução em iões H30+(aq) provenientes da ionização do ácido é relativamente grande, pode desprezar-se a contribuição em H30+ devida à auto-ionização da água.

Assim, o pH da solução será:

  • Consideremos, agora, a dissociação, em água, de uma solução aquosa de hidróxido de sódio, NaHO(aq), base forte, também de concentração 0,10 mol dm-3, a 25 °C. Qual será o pH da solução?

Como a sua dissociação é praticamente completa, tem-se:

Desprezando os iões HO-(aq) provenientes da auto-ionização da água, temos:

Como a 25 °C é:

Determinação do pH de soluções de ácidos e de bases fracos

No caso de um ácido fraco, o pH da solução ácida, a uma dada temperatura, não depende apenas da concentração da solução inicial. Também vai depender da extensão da reacção de ionização, o que se conhece através da constante de acidez, Ka.

  • Consideremos uma solução aquosa de ácido etanóico ou acético, CH3COOH(aq), ácido fraco, com a concentração 0,10 mol dm-3 e Ka = 1,75 x 10-5 (a 25 °C).

Como a ionização não é total, tem-se:


Uma vez que a ionização se dá em muito pequena extensão (visto que o valor de Ka é relati­vamente pequeno), o valor de x, quando comparado com 0,10, é muito pequeno, podendo- se fazer a aproximação: 0,10 - 0,10.

A expressão que nos dá a constante de acidez, Ka, é, neste caso:

Substituindo pelos valores, tem-se:

Então, o pH da solução será:

Notar que o pH da solução de ácido etanóico 0,10 mol dm-3 é superior ao pH da solução de ácido clorídrico de igual concentração inicial.

Também no caso de bases fracas, o pH da solução básica, a uma dada temperatura, vai depender não só da concentração inicial da solução como também da constante de basici- dade, Kb, uma vez que a ionização não é completa.

  • Consideremos uma solução aquosa de amoníaco, NH3(aq), base fraca, com a concentração 0,10 mol dm-3 e Kb = 1,75 x 10-5 (a 25 °C).

O raciocínio a seguir é semelhante ao que foi feito para o ácido etanóico.


Pelas razões já referidas para o ácido etanóico, é correcto fazer a aproximação: 0,10 - x = 0,10. A expressão que nos dá a constante de basicidade, Kb, é, neste caso:

Substituindo pelos valores, tem-se:

Como a 25 °C é:

e

tem-se, substituindo em (1):

Exemplo de aplicação 19

Considere a ionização do ácido hipocloroso, HClO(aq), a 25 °C:

Determine o valor do pOH de uma solução deste ácido de concentração 0,20 mol dm-3, a 25 °C (Ka = 3.2x10-8).


Reacção entre um ácido forte e uma base forte

Sabemos já de anos anleriores que uma reacção de neutralização é uma reacção entre um ácido e uma base, obtendo-se um sal e água.

Vejamos o que sucede, por exemplo, se juntarmos uma solução de ácido clorídrico, HCl(aq), ácido forte, com uma solução básica de hidróxido de sódio, NaHO(aq), base forte.

Como o HCl(aq) é um ácido forte, em solução ioniza-se completamente.

Por sua vez, o NaHO(aq), que é uma base forte, dissocia-se completamente em água.

Quando se janta HCl(aq) com NaHO(aq), ocorre, então, uma reacção química de ácido-base, formando-se cloreto de sódio (sal) e água, tal como é traduzido pela seguinte equação química:

Como o ácido, a base e o sal são electrólitos, originam, como vimos, iões em solução aquosa. Então, a equação química (1) da reacção pode ser escrita sob a forma iónica, como a seguir se indica:

Eliminando os iões “espectadores” Na+ e Cl- (espécies presentes na solução, mas que não intervêm na reacção), temos:

o que significa que cada ião H+(aq) proveniente do ácido forte é neutralizado por um ião HO-(aq) proveniente da base forte, originando água, H20, uma espécie neutra.

Se o ácido clorídrico, HCl(aq), e o hidróxido de sódio, NaHO(aq), se encontrarem na proporção estequiométrica 1:1, no final da reacção todos os iões H+(aq), provenientes do ácido, terão sido neutralizados pelos iões HO-(aq), provenientes da base, com formação de água.

Esta reacção de neutralização entre um ácido forte e uma base forte, em quantidades estequiométricas, pode, então, ser traduzida por uma das seguintes equações:

Exemplo de aplicação 20

Adicionaram-se 50,0 cm3 de uma solução de NaHO(aq) de concentração 0,100 mol dm-3 a 20,0 cm3 de uma solução de ácido nítrico, HN03 (ácido forte], de concentração 0,100 mol dm-3.

20.1. Escreva a equação química que traduz a reacção.

20.2. Calcule o pH da solução resultante, a 25 °C.

20.3. Que volume de solução básica deveria ter sido adicionado para que a solução resultante ficasse neutra?

Volumetria de ácido-base

Uma das técnicas mais importantes em Química Analítica é a titulação.

Com esta técnica pode determinar-se a concentração ou título de uma solução através de uma reacção completa com outra solução de concentração conhecida.

Numa titulação ácido-base, determina-se a concentração de um ácido fazendo-o reagir com uma base de concentração conhecida ou a concentração de uma base fazendo-a reagir com um ácido de concen­tração conhecida.

Numa titulação temos a considerar o titulante e o titulado.

O titulante é a solução de concentração conhecida e que normal­mente se encontra numa bureta.

O titulado é a solução cujo título ou concentração se pretende deter­minar e que normalmente se coloca num matraz (balão de Erlenmeyer).

Assim, a titulação realiza-se pela adição de uma solução contida numa bureta - o titulante - a uma solução contida num matraz - o titulado -, até ser atingido o ponto de equivalência.

Este atinge-se quando o titulado reage completamente com o titulante de acordo com a estequiometria da reacção.

O volume de titulante adicionado até ser atingido o ponto de equivalência designa-se por volume equivalente, Ve.

O ponto de equivalência é difícil de ser detectado em termos operacionais. Daí se usar o ponto final, ou seja, quando é observável uma variação brusca de pH.

Essa variação é obser­vável utilizando, por exemplo, um indicador colorimétrico ou um medidor de pH.

Com um indicador bem escolhido, o ponto final da titulação estará muito próximo do ponto de equivalência.

Se durante a titulação for feito o registo periódico dos valores de pH lidos num medidor de pH e dos correspondentes volumes de titulante adicionados, é possível traçar a curva de titulação que mostra como varia o pH da solução titulada, em função do volume de titulante adicionado.

Na curva de titulação de ácido forte-base forte, observamos três zonas de variação de pH:

  • uma variação inicial suave (quase horizontal), na zona ácida da escala de pH;
  • ema variação brusca (quase vertical), na passagem da zona ácida para a zona alcalina;
  • nova variação suave (quase horizontal), na zona alcalina.

Na titulação de ácido forte-base forte, a variação de pH é suave na zona ácida porque, como o ácido é forte, uma pequena adição de base não vai alterar significativamente o valor do pH.

Indicadores de ácido-base

A detecção do ponto final de uma titulação ácido-base pode ser conseguida com:

  • um indicador colorimétrico de ácido-base;
  • um medidor de pH (ph-metro) - método potenciométrico.

Os indicadores colorimétricos de ácido-base são, em geral, ácidos ou bases orgânicos fra­cos, em que os pares conjugados ácido-base originam soluções aquosas de cor diferente.


A cor da solução depende da abundância relativa da espécie ácida, Hlnd(aq), e da espécie básica, lnd(aq), abundância essa que depende do pH do meio e das características próprias do indicador.

Cada indicador de ácido-base tem uma zona de viragem de cor - intervalo de valores de pH no qual se dá a mudança de “cor ácida” para “cor alcalina” ou vice-versa, perceptível aos nossos olhos.

Como escolher o indicador para uma titulação ácido-base?

Para saber qual o indicador mais adequado a uma dada titulação ácido-base, tem de se conhecer o ponto de equivalência, o que se consegue através da curva de titulação.

 

Um indicador ácido-base deve ter uma zona de viragem de cor bastante estreita e contida no intervalo de pH correspondente à zona em que se verifica uma variação brusca de pH na curva de titulação, pois é nesse intervalo que se encontra o ponto de equivalência.

 

Os critérios de selecção de um indicador para uma dada titulação são, em geral, os seguintes:

  • a zona de viragem do indicador deve ser bastante estreita;
  • a zona de viragem do indicador deve estar localizada na zona de variação brusca de pH da curva de titulação.

A tabela seguinte indica as cores das formas ácida e básica e as zonas de viragem de alguns indicadores ácido-base.

 

Curvas de titulação e selecção do indicador

Consideremos os dois indicadores mais usados nas titulações de ácido-base: a fenolftaleína e o alaranjado de metilo.

Na curva de titulação ácido forte-base forte (figuras 8 A e B) verifica-se que, no início, a adi­ção de base faz variar muito lentamente o pH. Perto do ponto de equivalência (quando nos aproximamos do volume equivalente), o pH sofre uma variação brusca.

Isto acontece porque, perto do ponto de equivalência, as concentrações de H30+ e de HO- são muito baixas e uma única gota de titulante (HO-) faz elevar muito a sua concentração na solução e, consequentemente, o pH.

Na parte abrupta da curva (zona de variação brusca de pH), o ponto de inflexão corresponde ao ponto de equivalência que, a 25 °C, e no caso da titulação de um ácido forte por uma base forte, é 7 (pHe = 7).

Normalmente, o indicador deve ter uma zona de viragem que contenha o ponto de equivalên­cia. No entanto, no caso da titulação de um ácido forte por uma base forte, pode escolher-se qualquer indicador cuja zona de viragem esteja contida na zona abrupta da curva de titulação. Daí se poder utilizar a fenolftaleína, apesar de a sua zona de viragem de cor não conter o ponto de equivalência.

No caso da titulação de um ácido fraco por uma base forte (figuras 9 A e B), o pH no ponto de equivalência é superior a 7 (pHe > 7), sendo a fenolftaleína o indicador mais apropriado.

No caso da titulação de um ácido forte por uma base fraca (figuras 10 A e B), o pH no ponto de equivalência é inferior a 7 (pHe < 7). Neste caso, o alaranjado de metilo pode ser um bom indicador.

 

Exemplo de aplicação 21

Misturaram-se, num matraz, 10,0 cm3 de ácido clorídrico, HCl (aq) (ácido forte), de concentração 0,20 mol dm-3 com 5,0 cm3 de ácido nítrico, HN03[aq) (ácido também forte), de concentração 0,30 mol dm-3 e com 20,0 cm3 de solução de hidróxido de sódio, NaHO(aq), de concentração 10 mol dm-3.

21.1. A mistura é ácida ou alcalina? Justifique com cálculos.

21.2. Que volume do referido ácido clorídrico ou da solução de hidróxido de sódio é necessário juntar para se obter uma solução neutra, a 25 °C?

 

Exemplo de aplicação 22

Para determinar a concentração desconhecida de uma solução de ácido clorídrico, HCl(aq), procedeu-se è titulação de 20,0 cm3 de ácido com uma solução aquosa de hidróxido de potássio, KHO(aq), de concentração 0,100 mol dm-3, tendo-se gasto 15,0 cm3 de titulante.

22.1. Identifique o titulado e o titulante e indique um indicador colorimétrico que pudesse usar.

22.2. Como se pode detectar o ponto final da titulação?

22.3. Calcule o valor da concentração da solução titulada.

22.4. Se adicionasse água à solução inicial de HCl(aq) a titular, o volume de KHO necessário para atingir o ponto de equiva­lência seria o mesmo? Justifique.

 

Neutralização: uma reacção de ácido-base - AL 2.3

Com esta actividade laboratorial pretende-se que os alunos usem uma técnica que permite determinar rigorosamente a concentração desconhecida de um ácido ou de uma base. Para o efeito, faz-se rea­gir esse ácido (ou base) com uma base (ou ácido) de concentração rigorosamente conhecida, até à reacção ser completa, ou seja, até à sua neutralização.

Teoricamente estão envolvidos vários conceitos já abordados e que se podem relacionar através do seguinte diagrama.

Se o titulante for uma solução de hidróxido de sódio, NaHO(aq), e como este é muito higros- cópico (absorve água) e “ataca” o vidro, deve ser também titulado na altura, de modo a obter-se a sua concentração rigorosa, não devendo ser usada uma solução previamente preparada.

No caso de se utilizar apenas um indicador, os resultados obtidos devem ser apresentados, por exemplo, na forma de tabela onde constam os volumes de titulado e de titulante (volume equivalente) e respectivas incertezas (deve fazer-se, no mínimo, três ensaios).

No ponto de equivalência de uma titulação de ácido forte-base forte, o número de moles de iões H+ cedidos pelo ácido é igual ao número de moles de iões HO“ cedidos pela base.

nH+ = nHO-

No caso de se usar um medidor de pH ou um sensor, registam-se os valores de volume de titulante e o valor de pH da solução (na forma de tabela, por exemplo) e traça-se a curva de titu­lação que vai permitir calcular o volume equivalente e o pH no ponto de equivalência (ponto de inflexão na curva, como já se viu). A partir deste volume equivalente, determina-se a concen­tração do ácido.

A concentração inicial do ácido é determinada a partir da estequiometria da equação que tra­duz a reacção entre o ácido e a base. No caso de se tratarem de espécies monopróticas (que cedem apenas um protão (H+) por molécula), é:

nácido = nbase 

Cácido x Vácido  = Cbase x Vbase

 

Exemplo de aplicação 23

A figura representa a curva de titulação obtida por um grupo de alunos numa titulação de base forte-ácido forte, utilizando um aparelho medidor de pH.

 

Outro grupo de alunos procedeu à mesma titulação recorrendo ao uso de um indicador para determinar o ponto final da titulação.

Para o efeito utilizaram soluções aquosas de hidróxido de sódio e de ácido clorídrico.

Considere que a actividade foi realizada à temperatura de 25 °C.

23.1. Indique os termos a), b), c) e d) que completam correctamente cada uma das seguintes frases.

A. o volume de titulado utilizado foi medido com uma ____a)____ e colocado, posterior­mente, num ___b)____.

B. o titulante foi a solução aquosa de ____c)____ e o titulado foi a solução aquosa de ____d)____ .

23.2. Dos indicadores constantes na tabela, seleccione o apropriado para esta titulação.

Justifique.

23.3. Determine, a partir do gráfico, o volume de titulante utilizado.

23.4. Determine a concentração inicial da base, sabendo que nos diferentes ensaios foram utili­zados 25,00 cm3 de titulado e que a concentração do ácido é de 5,00 x 10-2 mol dm-3.

 

Dissociação de sais

Os sais são substâncias compostas formadas por iões. As ligações que se estabelecem entre os iões são ligações fortes, designadas por ligações iónicas. Nestas ligações iónicas, as forças electrostáticas são responsáveis pela atracção entre os iões positivos e os iões negativos.

Vimos já que os sais, porque são compostos iónicos, dissociam-se em água.

Exemplos

 

A ligação iónica forma-se quando um ou mais electrões da camada de valência de um átomo o abandonam, passando para a camada de valência de outro átomo, ou seja, a ligação iónica é a ligação que se estabelece entre dois átomos por transferência de electrões, ao contrário do que se passa numa ligação covalente, em que dois átomos se ligam por compartilhação de electrões.

 

A ligação covalente predomina entre elementos de não-metais, enquanto que a ligação iónica surge entre um elemento metálico e um não metálico, sendo que os iões positivos e negativos destes elementos agrupam-se em redes iónicas (ou redes cristalinas).

Uma vez que há um sem-número de diferentes combinações iónicas possíveis que fazem com que haja um número muito elevado de sais com variadíssimas formas é necessário estabelecer algumas regras de nomenclatura para a escrita e atribuição de nomes aos sais.

 

Nomenclatura de sais

As fórmulas químicas de compostos iónicos traduzem a relação que existe entre os iões que constituem a substância, sendo esta representação o conjunto mais simples, electrica­mente neutro, dos iões positivos e negativos. Naturalmente que a sua escrita tem de respeitar algumas regras.

Assim:

  • no nome de um sal, o ião negativo lê-se antes do ião positivo;
  • na fórmula química, escreve-se primeiro o símbolo do ião positivo e só depois o do ião negativo;
  • na fórmula química, a carga eléctrica total tem de ser neutra.

 

Notar que:

  • A terminação “eto” é comum aos iões negativos sem oxigénio na sua composição.
  • Os iões negativos cujo nome termina em “ito” ou “ato” têm oxigénio (menos átomos de oxi­génio no caso da terminação “ito” do que no caso da terminação “ato”).

Exemplo de aplicação 24

Indique as fórmulas químicas ou os nomes dos seguintes sais:

1. MgSO4

11.

Cloreto de ferro(ll)

2. BaCl2

12.

Iodeto de potássio

3. AlI3

13.

Sulfito de sódio

4. CaS03

U.

Carbonato de zinco

5. Fe3(P0)2

15.

Nitrato de magnésio

6. NaHSO4

16.

Brometo de alumínio

7. CuS04

17.

Hidrogenocarbonato de cálcio

8. Li2C03

18.

Di-hidrogenofostato de zinco

9. NaCH3C00

19.

Sulfureto de ferro(lll)

10. (NH4)2S04

20.

Nitrito de cobre(ll)


 

 

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