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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.
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TEORIA DE BRONSTED-LOWRY Segundo esta teoria, ácido é uma espécie química que cede protões (H+).
Exemplo:
(aq)OH (aq)C )(OH )aq(HC 3
-
2
Ácido
Segundo esta teoria, base é uma espécie química que recebe protões (H+).
Exemplo:
(aq)OH (aq)NH )(OH )aq(NH 423
Base
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
As moléculas da água podem reagir entre elas através da seguinte reação de ionização:
(aq)OH (aq)OH )(OH )(OH 3
-
22
Sendo a constante de equilíbrio desta reação:
2
2
3
-
c|OH|
|OH||OH|
e
eeK
A partir desta constante, obtém-se uma nova constante (Kw):
ee
K
eK |OH||OH| |OH| 3
-2
2c
W
eeK |OH||OH| 3
-
w
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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:
xee |OH||OH| 3
-
21414
3
-
w 101101|OH||OH| xxxK ee
-3714 dm mol 101 101 xx -37
3
- dm mol 101|OH||OH| ee (para a água pura a 25 oC)
Uma água pura é neutra devido à igualdade:
ee |OH||OH| 3
-
Uma água ácida (não pura) tem:
ee |OH||OH| 3
-
Uma água básica (não pura) tem:
ee |OH||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
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OPERADOR p
O operador p é dado pela expressão:
p = - log
Este operador pode aplicar a diversas variáveis, como se mostra nos seguintes exemplos:
xpx log
ypy log
|OH|logHou |H|logH 3
- pp
|OH|logOH -p
ww logKpK
Exercício
Calcular o pH de uma solução 0,02 mol dm-3 em iões H3O+.
OPERAÇÃO INVERSA DO LOGARÍTMO
Se tivermos:
yx log
A função inversa será:
yx 10
Exemplos:
2102log xx
2,316105,2log 5,2 xxx
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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.
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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) -OH2 (dissociação)
(aq)OH (aq)NH )O(H (aq)NH -
423
(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: -/CHC
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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)OH (aq)S )O(H (aq)HS 3
-2
2
-
Atuação como base:
(aq)OH S(aq)H )O(H (aq)HS 22
-
CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
Dada uma reação genérica:
(aq)OH (aq)A )O(H HA(aq) 3
-
2
Tem-se:
|OH||HA|
|OH||A|K
2
3
-
c
|HA|
|OH||A||OH|K 3
-
K
2c
a
|HA|
|OH||A| 3
-
a
K
Um ácido é tanto mais forte quanto maior for a sua constante de acidez.
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CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)
Dada uma reação genérica:
(aq)OH (aq)BH )O(H B(aq) 2
Tem-se:
|OH||B|
|OH|BH|K
2
c
|B|
|OH||BH||OH|K
bK
2c
|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).
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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: .OHC HI; HBr; ;HNO ;HC 43
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)CNH (aq)NH (aq)HC 43
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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.).
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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:
BA nn
An quantidade de ácido.
Bn quantidade de base.
Por outro lado:
BBB
AAA
VCn
VCnCVnnCV
V
nC
BA nn BBAA VCVC
AC concentração do ácido.
BC concentração da base.
AV volume do ácido.
BV 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
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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)SONa NaOH(aq) 2 (aq)SOH 24242
Neste caso, a proporção estequiométrica entre ácido e base é de 1:2, pelo que, no ponto de equivalência:
AB 2nn
Sendo, neste caso:
AABB 2 VCVC
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.
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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: KOH e NaOH KI, ,NaC .
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: 4233 HN e NH ,HNO ,HC .
CHUVA ÁCIDA
Os óxidos de não metais presentes na atmosfera combinam-se com a água, originando chuvas ácidas.
Exemplo:
(aq)SOH )O(H (g)SO 4223