Resumo Química - Atmosfera Ao Oceano(Reacções Ácido-base)

ESCOLA SECUNDÁRIA/3 MORGADO MATEUS – Vila RealComponente de Química – “Reacções Ácido - base” – Unidade 2 “Da Atmosfera

ao Oceano”11º Ano – Turma B Ano Lectivo 2008/09

A Água, a Atmosfera e muito mais

A água na Terra e a sua distribuição

A Terra é comummente identificada como o “Planeta Azul”. Isto deve-se ao facto de ser um planeta

onde é abundante a presença de água no estado líquido e, por isso mesmo, apresenta essa cor

predominante. As grandes massas de água do planeta, mares e oceanos, interactuam com a

atmosfera, desempenhando um papel regulador do clima na Terra, não só ao nível do controlo de

temperatura, mas também por serem os intervenientes principais no ciclo biogeoquímico da água,

sendo também um gigantesco depósito de dióxido de carbono dissolvido a partir da atmosfera, sendo

um importante regulador do “efeito de estufa”.

A água contida em todos os mares e oceanos constitui 97,5% da água total existente mas apenas 2,5%

da água total é doce, utilizável portanto, e, desta, apenas 0,1% é água potável, cobrindo á água 71%

da superfície terrestre.

As assimetrias da distribuição da água no planeta Terra

Da pequena parte da água total disponível para a vida na Terra, a distribuição dos recursos hídricos

subterrâneos e superficiais não é, uniforme no planeta. O problema complica-se, ainda, com a

irregularidade dos débitos anuais, pelas variações de precipitação e estiagens e com as modificações

da sua qualidade devido ao uso e à poluição .Mais de 97% da água constitui os mares e oceanos. A

água nas zonas continentais, na maioria água doce, é proveniente das chuvas.

Prof. Anabela Videira FQA (Ano 2) – 11º Ano Pág. 1 de 15

As águas continentais podem encontrar-se na forma líquida ou sólida, em movimento ou estagnadas,

à superfície ou subterrâneas.

Diminuição da qualidade e aumento de consumo

A qualidade que deve ter uma água depende da utilização a que se destina. A utilização da água está

presente num grande número de actividades humanas: na agricultura, nas indústrias, no consumo

doméstico, como meio de transporte e até na recreação. A agricultura e as indústrias são sectores que

utilizam grandes quantidades de água. O consumo doméstico da água é uma das aplicações mais

importantes e atinge valores elevados, especialmente nos países desenvolvidos.

Por questão de segurança, num levantamento geral da qualidade da água, é habitual ter-se como

referência a água para abastecimento público, particularmente a água para beber, embora não seja

necessariamente o uso que exige maior grau de pureza.

O aumento desenfreado (em quantidade e em diversidade) da utilização da água, a pouca

preocupação do Homem com os problemas ambientais, o uso excessivo e descontrolado de produtos

químicos e os desastres ecológicos são factores que fazem diminuir a qualidade da água em termos

globais. Muita água torna-se imprópria para consumo e para determinado uso - diz-se que está

poluída. Vejamos alguns exemplos:

Muitos produtos usados na agricultura, como fertilizantes químicos e pesticidas, são arrastados

pelas águas das chuvas ou infiltram-se no solo, aumentando a poluição da água.

As indústrias também deitam para os rios águas com restos de produtos químicos, que provocam a

poluição da água. Nos países mais desenvolvidos, o tratamento da água é obrigatório e fiscalizado.

Um dos produtos transportados por mar é o petróleo que causa grandes problemas quando há

algum acidente com os barcos petroleiros.

Tendo em conta o aumento demográfico, a contaminação dos recursos hídricos e a assimetria da sua

distribuição na Terra, a escassez de água doce constitui uma alarmante fonte de preocupações. A

ONU aponta duas soluções básicas para diminuir a escassez de água: aumentar a sua disponibilidade

e utilizá-la mais eficazmente.

Água da chuva, água destilada e água pura

A água quimicamente pura (ponto de fusão igual a 0 ºC, ponto de ebulição igual a 100 ºC e densidade

igual a 1,00 g/cm3), isenta de quaisquer substâncias nela dissolvidas, não existe na natureza.


Se não existisse poluição a água que mais se aproximaria da água pura seria a água da chuva uma vez

que só conteria algum dióxido de carbono.

A água da chuva, caso não existisse poluição, seria comparável à água destilada, a qual é obtida por

um processo de vaporização seguido de condensação por arrefecimento do vapor de água.

Quando no rótulo da água engarrafada se lê “água pura” tal não quer dizer que esta é quimicamente

pura, mas somente que do ponto de vista alimentar esta é própria para consumo.

pH – uma medida da acidez, neutralidade e alcalinidade

O pH é um dos parâmetros mais importantes para a caracterização da água uma vez que fornece

indicação acerca do maior ou menor grau de acidez ou alcalinidade de soluções aquosas.

Escala de Sorensen e pH

Na escala de Sorensen, proposta em 1909, os valores de pH variam entre 0 e 14 tal que, a 25 ºC,

podemos dizer que se:

pH < 7, a solução é ácida

pH = 7, a solução é neutra

pH > 7, a solução é básica

A acidez de uma solução será tanto maior quanto menor for o valor do pH e a alcalinidade de uma

solução será tanto maior quanto maior for o valor do seu pH.

Ácidos e bases. Evolução de conceitos

Os antigos químicos verificaram que as soluções aquosas de algumas substâncias tinham um gosto

azedo e que outras tinham um gosto amargo e eram escorregadias ao tacto, como as cinzas. Às

primeiras deram o nome de ácidos e às segundas alcalis (bases).

As propriedades dos ácidos e das bases podem ser sintetizadas no quadro seguinte:

Ácidos Bases

. São solúveis em água

. São electrólitos

. São corrosivos

. Têm sabor azedo

. São solúveis em água

. São electrólitos

. São corrosivos

. Têm sabor amargo


. Avermelham a tintura azul de

tornesol

. Reagem com metais, libertando

hidrogénio

. Reagem com o carbonato de

cálcio, libertando dióxido de

carbono

. Tornam carmim a solução

alcoólica de fenolftaleína

. São escorregadias (macias) ao

tacto

Ácidos Bases

Sabemos que existem substâncias que, não se enquadrando nestas duas categorias, originam

soluções aquosas neutras.

Teoria de Arrhenius

Svante Arrhenius (1859-1927), químico sueco, associou as propriedades ácidas à presença do ião H+,

ou H3O+, em solução e as propriedades básicas à presença do ião HO-, propondo em 1887 os

seguintes conceitos:

Ácido é toda a substância que em solução aquosa produz iões H+.

Base é toda a substância que, contendo grupos OH-, em solução aquosa liberta iões OH-.

Teoria protónica de Brönsted-Lowry

Embora Arrhenius tivesse reconhecido correctamente que as características ácidas e básicas de uma

solução se deviam à presença dos iões H+ e HO-, não conseguiu explicar o facto de existirem

substâncias, como o amoníaco, NH3, que, não contendo grupos HO-, se comportarem como bases.

Para além disso, a sua definição de ácido ou base tinha sido pensada para o caso da água ser o

solvente. Ora, existem outros solventes que potenciam as reacções ácido-base.


Em 1923, J.N. Brönsted (1879-1947), químico dinamarquês, e T.M. Lowry (1874- 1936), químico

inglês, apresentaram a teoria conhecida como a teoria protónica de Brönsted-Lowry, a qual refere

que ácido é toda a espécie que cede protões (H+) e base toda a espécie que os recebe.

Assim, a título de exemplo, o cloreto de hidrogénio é um ácido em solução aquosa:

HCl cede um protão: comporta-se como ácido.

H2O aceita um protão: comporta-se como base.

Um ácido é uma espécie dadora de protões e, consequentemente, em solução aquosa provoca o

aumento da concentração de iões hidrónio, H3O+.

Consequentemente, a título de exemplo, o amoníaco é uma base em solução aquosa:


NH3 aceita um protão: comporta-se como base.

H2O cede um protão: comporta-se como ácido.

Uma base é uma espécie aceitadora de protões e, consequentemente, em solução aquosa provoca o

aumento da concentração de iões hidróxido, HO-.

Segundo a teoria protónica, um ácido só se comporta como tal na presença de uma base e vice-versa.

Pares ácido-base conjugados

Reacção de transferência de protões entre duas espécies iónicas ou moleculares, originando um novo

ácido e uma nova base:

Quando um ácido cede um protão transforma-se numa base, designada de base conjugada desse

ácido.

Quando uma base aceita um protão transforma-se num ácido, designado de ácido conjugado

dessa base.

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

São pares conjugados ácido-base:

Assim, nos exemplos anteriores, os pares ácido-base conjugados são:


Espécies anfotéricas

Como deves ter anteriormente reparado, a água pode funcionar como uma base e como um ácido,

dependendo da reacção em que participa.

Espécies que em certas situações se comportam como ácidos e noutras como bases designam-se por

espécies anfotéricas ou anfipróticas. Assim, o comportamento de uma espécie anfotérica, quer como

ácido, quer como base, depende das características da outra espécie com a qual vai reagir.

Acidez e basicidade de soluções aquosas – pH

Normalmente as concentrações do ião hidrónio, H3O+, ião indicativo da acidez da solução, são valores

extremamente pequenos: [H3O+] = 10-x mol/L.

O que não torna muito prático estabelecer uma escala com estes valores. Sugeriu-se então aplicar a

função logarítmica a estes valores. Introduziu-se o operador p:

pX = - log x

Assim,

pH = - log [H3O+]

e

pOH = - log [OH-]

Auto-ionização da água

Uma solução conduz a corrente eléctrica quando contém iões. A água no estado líquido representa-se

por H2O. A água apresenta uma pequena condutibilidade eléctrica, i.e., ocorre passagem de corrente

eléctrica, embora com dificuldade, o que implica que existem alguns iões na água pura.

Qualquer amostra de água, no estado líquido, contém sempre iões hidrónio, ou oxónio, H3O+, e iões

hidróxido, HO-, provenientes da auto-ionização da água, ou auto-protólise da água, uma reacção que

ocorre entre as moléculas H2O, descrita através da seguinte equação química:

H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + HO-(aq)

A constante de equilíbrio correspondente a esta reacção toma o nome de constante de ionização da

água ou produto iónico da água, Kw:

Kw = [H3O+] [HO-]


É uma reacção de equilíbrio que é pouco extensa no sentido directo, i.e., a constante de equilíbrio

tem um valor muito pequeno, o que implica que estes iões estejam presentes em pequena

quantidade.

Como qualquer constante de equilíbrio, o produto iónico da água varia com a temperatura,

aumentando com o aumento de temperatura. A auto-ionização da água é, assim, uma reacção

endotérmica.

Para a água pura a 25ºC, como Kw = 1,00 x 10-14 tem-se que:

assim pH = -log (10-7) = 7 e pOH = -log (10-7) = 7

Sendo Kw = [H3O+] [HO-], aplicando-se a função logarítmica pode-se escrever pKw = pH + pOH.

Águas minerais e de abastecimento público: acidez e basicidade das águas

A água destinada ao consumo humano, à qual a legislação chama água potável, deve obedecer a

determinados requisitos de qualidade. A legislação, Decreto-Lei 243/2001, define qualidade da água

para consumo humano como a característica conferida por um conjunto de valores de parâmetros

microbiológicos e físico-químicos. Essa característica garante que a água não contém

microorganismos, parasitas, nem quaisquer substâncias em qualidade ou concentrações que

constituam um perigo potencial para a saúde humana.

Águas minerais e de abastecimento público

Uma água potável é aquela que pode ser consumida pelo Homem, sem perigo para a sua saúde. É

uma água:

• incolor e inodora;

• de sabor agradável;

• que coze bem os legumes;

• que não pode conter microrganismos patogénicos, nem quaisquer substâncias em quantidades ou

concentrações que constituam um perigo potencial para a saúde humana.

Uma água potável tem de respeitar, genericamente, os valores dos parâmetros microbiológicos e

físico-químicos fixados no Decreto-Lei nº 243/2001, que permitem avaliar se a água é salubre e limpa.


As águas naturais, por mais "puras" que sejam, não satisfazem os requisitos microbiológicos e físico-

químicos exigidos às águas de abastecimento público, de forma a garantirem a sua salubridade.e

limpidez, necessárias a não comprometerem a saúde pública.

A qualidade das águas doces naturais, que constituem potenciais origens de água para consumo

humano, tem, portanto, de ser controlada.

Uma água natural pode conter uma grande variedade e quantidade de impurezas que surgem

naturalmente do seu ciclo hidrológico

Conforme a utilização que se pretende para uma determinada água, assim têm de ser identificados os

parâmetros que a caracterizam de forma a conferir-lhe o grau de qualidade requerido, de acordo com

as normas de qualidade fixadas pelo decreto-lei. Segundo o mesmo decreto, são definidas, em função

dos seus usos principais, diferentes classes de águas doces superficiais (classe A 1, A2 e A3).

para cada uma das classes de água são indicados, o valor máximo admissível (VMA) e o valor máximo

recomendável (VMR) de alguns componentes de águas potáveis. 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. Por vezes, a água contém quantidades excessivas de substâncias

dissolvidas tornando-se imprópria para consumo. 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 que se faz todo este tratamento e controlo de qualidade de água antes de esta chegar ao

consumidor. Hoje, as ETA já dispõem de analisadores automáticos de diversos parâmetros de


qualidade da água. Estes analisadores permitem uma monitorização constante da eficiência do

processo e do controlo da qualidade da água tratada.

As águas podem estar sobressaturadas em dióxido de carbono dissolvido, que se liberta quando a

garrafa é aberta, CO2 (aq) CO2 (g), o que sucede quando o dióxido de carbono é dissolvido na água

a pressão elevada. Assim, estas águas podem ser:

Gasosas – O CO2 existe na água à saída da nascente, podendo ser necessário reincorporá-lo para

manter o teor original.

Gasocarbónicas – Água gasosa com um teor de CO2 superior a 250 mg L-1, i.e., 250 ppm.

Gaseificadas – O CO2 adicionado à água tem outra origem que não a nascente.

Reforçadas – O CO2 já existente na água é reforçado com CO2 proveniente da própria nascente, para

ficar com teor superior ao original.

A sobressaturação em CO2 nas águas naturais pode dever-se a processos de: Decomposição de

matéria orgânica e decomposição do carbonato de cálcio, por aquecimento geotérmico.

Dissociação e ionização

Substâncias como os sais e os hidróxidos, que são substâncias iónicas, são formadas por iões positivos

e negativos, dispostos ordenadamente numa rede cristalina.

Substâncias como os ácidos, a água, o amoníaco, são formadas por moléculas polares, nas quais a

nuvem electrónica não é globalmente simétrica, i.e., existem zonas onde a densidade electrónica é

maior (pólo negativo) e zonas onde a densidade electrónica é menor (pólo positivo).

Dissociação

Quando um sólido iónico é dissolvido em água, ou noutro solvente, é rodeado por moléculas polares

do solvente, umas orientadas com a sua parte positiva para os iões negativos, outras orientadas com

a sua parte negativa para os iões positivos.

As moléculas do solvente atraem os iões do cristal iónico, soluto, fazendo com que se separem. Assim,

dissociação é a separação dos iões do soluto iónico por acção das moléculas polares do solvente,

estes iões ficam envolvidos por moléculas do solvente .


Ionização

Quando se dissolve um composto polar num solvente polar, como é o caso da água, as moléculas do

soluto ficam rodeadas por moléculas do solvente, cuja zona positiva fica orientada para a zona

negativa da molécula do soluto e a zona negativa orientada para a zona positiva da molécula do

soluto. Por acção do solvente vão formar-se iões do soluto. Assim, ionização consiste na formação

dos iões do soluto a partir das respectivas moléculas polares por acção de um solvente polar.

Grau de ionização e grau de dissociação

Dá-se o nome de grau de ionização, , de um ácido ou de uma base, em solução aquosa, ao quociente

entre o número de moléculas (ou moles) ionizadas e o número de moléculas (ou moles) dissolvidas,

tal que:

O grau de ionização varia entre 0, ausência de moléculas ionizadas, e 1, quando a totalidade das

moléculas dissolvidas se encontra ionizada, tal que 0 ≤ ≤ 1, ou seja, entre 0 e 100%.

Ionização de ácidos e bases


Para ácidos de concentração semelhante, quanto maior é o mais forte é o ácido.

Assim, genericamente, para HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O+ (aq):

Analogamente, para bases de concentração semelhante, quanto mais elevado é o valor de mais

forte é a base.

Constantes de acidez e basicidade

Para os casos dos ácidos fracos e bases fracas, em que as reacções com a água são incompletas, uma

vez que possuem um baixo grau de ionização, aplicamos os conceitos subjacentes aos princípios do

equilíbrio químico.

Assim, para a ionização do ácido acético, um ácido fraco, temos:

CH3COOH (aq) + H2O (l) CH3COO- (aq) + H3O+ (aq)

com a constante de equilíbrio igual a:

A esta constante damos o nome de constante de protólise do ácido ou constante de acidez.

Assim, para o caso do amoníaco, uma base fraca, temos:

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + HO- (aq)


com a constante de equilíbrio igual a:

A esta constante damos o nome de constante de basicidade, e representamos por Kb.

Como qualquer constante de equilíbrio, Ka e Kb, só dependem da natureza do ácido ou da base e,

obviamente, da temperatura.

No caso das espécies químicas, ácidos ou bases, mas que são iões, a sua reacção com a água designa-

se por hidrólise e a respectiva constante de acidez ou basicidade pode também chamar-se de

constante de hidrólise.

A constante de acidez, ou a constante de basicidade, é uma medida quantitativa da força de um

ácido, ou da força de uma base. Logo:

quanto maior for o Ka, mais extensa é a reacção, no sentido directo, e mais forte é o ácido;

quanto maior for o Kb, mais extensa é a reacção, no sentido directo, e mais forte é a base.

Logo, um ácido é tanto mais forte quanto maior for a sua capacidade de ceder protões e uma base é

tanto mais forte quanto maior for a sua capacidade em aceitar protões.

Relação entre Ka e Kb de um par ácido-base conjugado

Consideremos o par ácido-base conjugado HCN/CN- e as respectivas ionizações em água, tal que:

HCN (aq) + H2O (l) CN- (aq) + H3O+ (aq)

CN- (aq) + H2O (l) HCN (aq) + HO- (aq)

As respectivas constantes de acidez e basicidade, correspondentes aos dois equilíbrios, são:

e

Calculando o produto destas duas constantes obtemos:

Em conclusão, podemos afirmar que:

Ka muito elevado (ácido forte) Kb muito baixo (base muito fraca)


Ka baixo (ácido fraco) Kb baixo (base fraca)

Kb muito elevado (base forte) Ka muito baixo (ácido muito fraco)

Kb baixo (base fraca) Ka baixo (ácido fraco)

Assim:

a um ácido forte corresponde uma base conjugada muito fraca;

a uma base forte corresponde um ácido conjugado muito fraco;

a um ácido fraco corresponde uma base conjugada fraca;

a uma base fraca corresponde um ácido conjugado fraco.

Logo:

uma base muito fraca (conjugada de um ácido forte) praticamente não tem capacidade de aceitar

protões da água;

um ácido muito fraco (conjugado de uma base forte) praticamente não tem capacidade de ceder

protões à água.

Ácidos polipróticos ou poliácidos

Os ácidos com um átomo de hidrogénio por molécula são ácidos monopróticos, mas os ácidos em que

existe mais do que um átomo de hidrogénio por molécula, ácidos polipróticos, pode ser cedido mais

do que um protão, originando sucessivas ionizações. Vamos considerar os ácidos sulfúrico, um ácido

diprótico, e o ácido fosfórico, um ácidotriprótico.

Ácido sulfúrico:

Ácido fosfórico:


A 1ª ionização é sempre mais extensa que a 2ª e esta mais extensa que a 3ª, quando a houver.

Bases polipróticas

As bases monopróticas são aquelas em que as suas moléculas só conseguem aceitar um protão.

As bases constituídas por moléculas que possuem a capacidade de aceitar mais do que um protão são

designadas de bases polipróticas.

Cálculos de pH de soluções aquosas

As situações seguintes consideram soluções aquosas a 25 ºC.

pH de uma solução de ácido forte

Um ácido forte, HX , sofre praticamente uma ionização completa pelo que, sabendo a concentração

do ácido, podemos inferir que a concentração em iões H3O+ seja igual.

pH de uma solução de base forte

Uma base forte, XOH , sofre praticamente uma ionização completa pelo que, sabendo a concentração

da base, podemos inferir que a concentração em iões OH- seja igual.

pH de uma solução de um ácido fraco

O grau de ionização do ácido é inferior a 1, i.e., o ácido não sofre uma ionização completa e [H3O+] <

[ácido].

pH de uma solução de base fraca

O grau de ionização da base é inferior a 1, i.e., a base não sofre uma ionização completa e [HO-] <

[base].


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