Água na terra unidade2 acido base
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Agua na TerraAcido/BaseArreheniusBronstedLowrypHTRANSCRIPT
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Unidade 2 – Química – 11º ano
A água e a Atmosfera
2.1 Água da chuva, água destilada e água pura
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A água na Terra e a sua distribuição
• As grandes massas de água do planeta, mares e oceanos,
interatuam com a atmosfera regulando o clima na Terra.
Água salgada e água doce.
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O consumo de água
Estima-se≈ 137 L de água por pessoa e por dia.
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Escassez de água. Porquê?
A escassez de água resulta
de:
• baixa disponibilidade do recurso,
numa determinada área
geográfica.
• sobre exploração do recurso,
noutra determinada área
geográfica.
• crescimento demográfico.
• poluição de aquíferos com
pesticidas, adubos, esgotos,
entre outros.
• seca.
http://4.bp.blogspot.com
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Poluição da águaA ação do Homem conduz a alterações apreciáveis
no ciclo hidrológico natural:
htt
ps:
//en
cryp
ted
-tb
n3
.gst
ati
c.co
m
Desperdício de água;
A procura de água é mais rápida de que a
capacidade da sua reposição pelo ciclo
hidrológico;
Poluição.
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Origem da poluição da água
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Tipos de poluição da água
http://www.megaartigos.com.br
Poluição química: presença de produtos químicos prejudiciais.
Doenças e… morte!
Poluição biológica: por microrganismos patogénicos.
Poluição térmica: aquecimento da água por descargas de águas residuais usadas nos processos de arrefecimento industriais e nas centrais térmicas.
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A gestão da água no século XXI
Desenvolvimento sustentável: satisfazer as necessidades do presente sem retirar às futuras gerações a possibilidade de satisfazer as suas.
• Aproveitamento eficaz• Repartição equitativa
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Água é uma substância composta
constituída apenas por moléculas de H2O
pH = 7 à temperatura de 25ºC
massa volúmica (densidade) igual a 1,00 g cm-3
p.f. = 0 ºC (a pressão normal)
p.e. = 100 ºC (a pressão normal)
http://www.elmhurst.edu/~chm/vchembook/images2/163bubble.gif
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Água da chuva, água destilada e água pura
• A água da chuva, água destilada e água pura serão quimicamente puras?
A água natural apresenta características diversas porque na sua composição existem muitas outras substâncias (sais e gases dissolvidos).
Água natural
água salgada água da chuva (água doce)
Água destilada
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Água da chuvaO ciclo da água permite trazer de volta à superfície terrestre a água que se evaporou, principalmente dos oceanos, mares, rios e lagos.Quando a água condensa dissolve alguns materiais da atmosfera, tais como poeiras e gases.O gás dióxido de carbono é um desses gases e a sua dissolução afeta o pH da água da chuva.
A água da chuva é ligeiramente ácida e o seu valor médio de pH é de 5,6, à temperatura de 25 ºC. Quanto maior for a quantidade de dióxido de carbono e/ou óxidos de enxofre e de azoto dissolvidos (origem antropogénica), maior será a acidez da chuva. O valor de pH da água da “chuva ácida” é inferior a 5,6, a 25 ºC.
http://www.falling-roses.com/Images/rain-fall-animation.gif
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Água destilada
A água destilada obtém-se, após filtração,
por sucessivas destilações da água “normal”
para remoção das partículas em solução.
No entanto, é impossível eliminar
totalmente todos os solutos.
A água destilada, em recipiente fechado,
tem valor de pH próximo de 7, a 25 ºC.
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Água pura
É possível existir água pura, isto é, um líquido (por exemplo)
em que só existem moléculas de água?
Não.
Define-se “água quimicamente pura” como uma água com uma
condutividade aproximada de 0,05 mS cm-1 e um valor de pH
igual a 7, à temperatura de 25 ºC.
O facto de a condutividade não ser nula implica a existência
de iões, embora em concentrações muito reduzidas.
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• A composição química de uma água natural
depende :
- do tipo e da quantidade de sais minerais e gases
dissolvidos;
- da natureza geológica do solo que atravessa;
- da poluição a que possa estar sujeita.
http://www.blueflameofbloom.com
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pH e Escala de Sørensen
O pH de uma
solução é um
parâmetro
relacionado com a
sua acidez,
neutralidade,
basicidade.Valores de pH de alguns produtos do dia-a-dia
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pH >7,00 ⇒Soluções básicas pH =7,00 ⇒ Soluções neutras pH < 7,00 ⇒ Soluções ácidas
A escala de pH foi originalmente definida pelo bioquímico dinamarquês Søren Sørensen, em 1909, como sendo a função logarítmica da concentração do ião hidrónio. Na escala Sørensen, os valores de pH variam entre 0 e 14.
Escala de Sørensen
► Quanto maior o valor de pH, mais básica ou alcalina é a solução, menor pH significa que a solução é mais ácida.
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Auto ionização da água
As moléculas de água, no estado líquido, reagem entre si
originando os iões hidrónio ( H3O+) e os iões hidróxido (HO-).
A reação de Auto ionização é traduzida pela equação:
Esquematicamente pode ser representada deste modo:
2 H2O (ℓ) H3O+ (aq) + HO- (aq)
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Auto ionização da água
2)(2
)()(3
e
eaqeaq
cOH
HOOHK
A constante de equilíbrio, em termos de concentração, desta reação podia ser dada pela expressão:
2 H2O ( )ℓ H3O+ (aq) +
HO- (aq)
A auto ionização da água é: • uma reação muito pouco extensa, no sentido direto.• uma reação endotérmica, no sentido direto.
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Nas constantes de equilíbrio não se
incluem as espécies que se
encontram nos estados de sólido
puro, de líquido puro ou que sejam
solventes. Define-se então uma outra
constante de equilíbrio, o produto
iónico da água, KW. eew OHOHk 3
14)()(3 100,1 eaqeaqW HOOHK
Então:
KW determina-se experimentalmente e apresenta diferentes valores conforme a temperatura:
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A auto ionização da água é uma reação endotérmica,
logo um aumento da temperatura faz com que a
reação evolua …… no sentido direto, favorecendo a ionização, logo …
… o valor de KW aumenta
com a temperatura.
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Tendo em conta a equação de auto ionização da água, por
cada 2 mol de moléculas de água que reagem origina-se 1
mol de iões oxónio ( H3O+) e 1 mol de iões hidróxido
(HO-). Então, os iões formam-se em igual quantidade e as suas
concentrações serão idênticas, pelo que:
37)()(3
377
14
214
14
)()(3
100,1
100,1100,1
100,1
100,1
.100,1
dmmolHOOH
dmmolxx
x
x
xx
HOOHK
eaqeaq
eaqeaqW
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Concentração hidrogeniónica e pHpH • é um dos parâmetros mais importantes para
caracterizar as águas, pois pode condicionar a sua utilização.
• O seu valor depende do valor da concentração do ião oxónio (ou hidrogeniónica) , H3O+, numa solução.
• É definido matematicamente por: pH = - log [H3O+]
- log significa logaritmo na base 10;
- [H3O+] representa a concentração dos iões oxónio, expressa em
mol dm-3.
exemplo: - log (1×10-3)
= 3
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Também se pode escrever… [H3O+] = 10 –pH mol dm-3
Aparelho medidor de pH (eletrónico)
7
)100,1log(
log7
)(3
pH
pH
OHpH aq
Voltando à auto ionização da água, o pH será:
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Será que uma água com pH = 7 é obrigatoriamente
neutra?
Não, porque o valor do produto iónico depende da
temperatura e uma solução só apresenta carácter neutro
quando se verifica a seguinte condição:
[H3O+ ]e = [HO- ]e
Para uma temperatura de 25ºC, pode-se afirmar que:
Soluções básicas: [H3O+] < 1,0 x 10-7 mol dm-3 ⇒ pH >7,00
Soluções neutras: [H3O+] = 1,0 x 10-7 mol dm-3 ⇒ pH =7,00
Soluções ácidas: [H3O+] > 1,0 x 10-7 mol dm-3 ⇒ pH < 7,00
Nota: Quanto maior for a [H3O+] na solução, menor é o valor do pH e daí a solução ser mais ácida.
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Como variará o valor de pH da água “pura” em
função da temperatura?
O pH da água
diminui com
o aumento da
temperatura.
![Page 26: Água Na Terra Unidade2 Acido Base](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062308/55cf8eff550346703b97e025/html5/thumbnails/26.jpg)
Da mesma forma que se definiu o pH podemos definir o pOH
pOH = - log [OH-] ou seja… [OH-] = 10 –pOH mol dm-3
Nota:Também se pode escrever o produto iónico da água através da formação de H+ e HO- .
H2O (ℓ) H+ (aq) + HO- (aq)
pH = - log [H+]
A expressão de pH fica:
pH + pOH = 14,00 a 25ºC
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![Page 28: Água Na Terra Unidade2 Acido Base](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062308/55cf8eff550346703b97e025/html5/thumbnails/28.jpg)
1. Qual o pH de uma solução cuja concentração de [H+] é 10-8 ?
2. Calcular o pH de um meio cuja concentração [H+] é 0,01 mol/L.
3. Calcular o pH de uma solução de ácido clorídrico – HCl – 0,1 mol/L
4. Uma solução apresenta concentração [H+] a igual a 10-11 mol/L. Qual é o seu pOH?
5. Qual é a concentração de íons H+ de uma cerveja cujo pH é 4,5
6. Qual o pH e o pOH de uma solução cuja concentração [H+] a é 5x10-5 mol/L?
Exercícios
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Sumário:
-Indicadores Ácido/Base.-Ácidos e bases: evolução histórica;-Pares ácido/base conjugados;-Espécies anfotéricas ou anfipróticas;-Águas minerais e águas de abastecimento público: a acidez e a basicidade das águas.-Resolução de exercícios.
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Indicadores de ácido-base
Indicadoresdesignam-se às substâncias que, em contacto com soluções ácidas ou básicas, mudam de cor, sendo por isso, utilizadas para indicar o carácter ácido ou básico de uma solução.
• solução alcoólica de fenolftaleína (incolor);• tintura azul tornesol (azul arroxeado).
Indicadores Solução ácida Solução neutra Solução básica
Solução alcoólica de fenolftaleína
Incolor Incolor
carmim
Tintura azul de tornesol
vermelho azul arroxeado
azul arroxeado
Exemplos
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A solução alcoólica de fenolftaleína é incolor Na presença de
soluções básicas toma a cor carmim
A tintura azul de tornesol é azul arroxeada
Na presença de soluções ácidas toma a cor vermelha
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Indicador Universal
é uma mistura de vários indicadores, uns naturais outros sintéticos. Apresenta-se quer em solução (a), quer impregnado em papel (b), apresentando uma grande variedade de cores consoante a acidez ou basicidade da solução.
O Indicador Universal
Indicadores de ácido-base
(a)
(b)
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Ácidos e bases: evolução histórica
• As primeiras referências dizem respeito ao vinagre e à base hidróxido de sódio ou soda cáustica (“alcali”) obtida no século VII pelos Árabes.
• Robert Boyle (Séc XVII), verificou que certas substâncias (corantes vegetais) mudavam de cor na presença de substâncias ácidas.
Essas substâncias, cuja cor depende da presença de ácidos ou bases, designam-se por indicadores e permitem uma caracterização operacional de ácido e base.
![Page 34: Água Na Terra Unidade2 Acido Base](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062308/55cf8eff550346703b97e025/html5/thumbnails/34.jpg)
Ácidos e bases: evolução histórica
• Antoine Laurent Lavoisier (Sec XVIII), no seu esforço de caracterização e sistematização das substâncias supunha que todos os ácidos continham oxigénio.
• Humphrey Davy (Séc XIX) descobriu uma substância, ácido clorídrico, que sendo ácido não continha oxigénio.
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Teoria de Arrhenius (químico sueco)
• Svante August Arrhenius (Séc XIX) (teoria iónica),
Arrenhius admitiu:a existência de iões em soluções aquosas de sais e, esses iões conferiam a estas soluções a capacidade de conduzir a corrente elétrica.
Surgiu assim o conceito de eletrólito como sendo uma solução aquosa capaz de conduzir corrente elétrica.
Ácidos e bases: evolução histórica
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• Segundo Arrhenius (1887):Ácido – é toda a substância que contém
hidrogénio e que em solução aquosa dá origem a iões H+.
HC (aq) → Hℓ + (aq) + Cℓ- (aq)CH3COOH (aq) → H+ (aq) + CH3COO - (aq)
Base – é toda a substância que, contendo grupos OH-, em solução aquosa dissocia-se libertando iões OH-.
Mg(OH)2 (aq) → Mg2+ (aq) + 2 OH - (aq)
Esta teoria ficou conhecida como a teoria iónica.
![Page 37: Água Na Terra Unidade2 Acido Base](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062308/55cf8eff550346703b97e025/html5/thumbnails/37.jpg)
• A teoria de Arrenhius, apesar de revolucionária na altura, dado que admitia a existência de iões em soluções aquosas, era somente aplicável a estas e era, portanto, bastante limitada.
Por exemplo: o NH3 não contem grupos OH- e comporta-se como base.
Existem reações ácido-base sem ser em solução aquosa:HCl (aq) + NaOH (s) → NaCl (s) + H2O (g)
Não explica a acidez de soluções como a de cloreto de amónio (ácida) ou de carbonato de cálcio (básica).
![Page 38: Água Na Terra Unidade2 Acido Base](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062308/55cf8eff550346703b97e025/html5/thumbnails/38.jpg)
• Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica), consideraram a reação ácido-base como um processo de transferência de um protão de uma espécie química (ácido) para outra (base).
Teoria de Brønsted & Lowry
![Page 39: Água Na Terra Unidade2 Acido Base](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062308/55cf8eff550346703b97e025/html5/thumbnails/39.jpg)
• Segundo Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica):
Ácido é uma espécie (moléculas ou iões) com tendência para ceder protões (H+) a uma base. Em solução aquosa, provoca o aumento da concentração de H3O+
(ião hidrónio).
HC – comporta-se ℓcomo ácidoH2O - comporta-se como base
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• Segundo Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica):
Base é uma espécie (moléculas ou iões) com tendência para aceitar protões (H+) de um ácido. Em solução aquosa, provoca o aumento da concentração de OH-
NH3 - comporta-se como baseH2O - comporta-se como ácido
![Page 41: Água Na Terra Unidade2 Acido Base](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062308/55cf8eff550346703b97e025/html5/thumbnails/41.jpg)
Pares ácido – base conjugadosSegundo a teoria protónica de Brønsted & Lowry, um ácido só se comporta como tal na presença de uma base e vice-versa.
• Quando um ácido cede um protão transforma-se numa base, chamada de base conjugada desse ácido.
• Quando uma base aceita um protão transforma-se num ácido, chamado de ácido conjugado dessa base.Um par ácido - base conjugado é constituído por duas espécies químicas que diferem num
protão.
![Page 42: Água Na Terra Unidade2 Acido Base](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062308/55cf8eff550346703b97e025/html5/thumbnails/42.jpg)
)()()()( 324242 aqOHaqHPOlOHaqPOH
)()()()( 3223 aqOHaqHCOlOHaqCO
Outros exemplos:
Base Ácido Ácido Base
Ácido Base Base Ácido
Pares ácido – base conjugados
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![Page 44: Água Na Terra Unidade2 Acido Base](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062308/55cf8eff550346703b97e025/html5/thumbnails/44.jpg)
EXEMPLOS – pares ácido-base conjugados
R: (a)
![Page 45: Água Na Terra Unidade2 Acido Base](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062308/55cf8eff550346703b97e025/html5/thumbnails/45.jpg)
• Indique as bases conjugadas de cada um dos seguintes
ácidos:
a) HNO3 (aq)
b) HF (aq)
c) H2 SO4 (aq)
d) NH4+ (aq)
![Page 46: Água Na Terra Unidade2 Acido Base](https://reader036.vdocuments.net/reader036/viewer/2022062308/55cf8eff550346703b97e025/html5/thumbnails/46.jpg)
Espécies anfotéricas ou anfipróticas• Espécies anfotéricas são espécies que em certas
situações se comportam como ácidos e noutras como bases.
É o caso da água:
htt
p:/
/ww
w.b
rasi
lesc
ola
.com
/u
plo
ad
/con
teu
do/i
mag
es/
au
toio
niz
aca
o-d
a-a
gu
a.j
pg
http://download.installmob.com/animation/ccontennt/12696-f/water
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• A espécie anfotérica comporta-se como base quando a outra espécie tem maior capacidade de ceder protões.
• A espécie anfotérica comporta-se como ácido quando a outra espécie tem maior capacidade de aceitar protões.
Espécies anfotéricas: ácido ou base?
HCl/Cl –
H3O+/H2O
NH4+/NH3
H2O/OH-