Ácidos e Bases.pptxccccccccccccccccccccccccccccccc

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1. 2. Reações em sistemas aquosos 1.1. Ácidos e bases

2. 1.1 Ácidos e bases SUMÁRIO: Marcos históricos importantes na interpretação de fenómenos ácido-base. Reações ácido-base de acordo com Brönsted e Lowry. Resolução de exercícios e problemas para consolidação dos conteúdos lecionados.

3. Ácido deriva do latim acidus , que significa “azedo”, e refere-se ao forte odor e ao acentuado sabor azedo de muitos ácidos. O vinagre tem um gosto azedo porque é uma solução diluída de ácido acético em água. O ácido cítrico no limão e noutros frutos é responsável pela sua acidez. O leite azeda quando se estraga porque se forma o ácido láctico. 1.1 Ácidos e bases

4. As bases ou alcalis, cujo termo deriva do árabe al-qali , que significa “cinzas vegetais”, têm também diversas utilizações, quer domésticas quer na indústria química. O hidróxido de sódio é uma base muito utilizada na produção de sabão. O hidróxido de cálcio é um dos constituintes da argamassa. O amoníaco é frequente nos produtos de limpeza. 1.1 Ácidos e bases

5. Séc. XVII Robert Boyle (1627-1691) enunciou, pela primeira vez, as características de identificação de um ácido e de uma base. 1.1 Ácidos e bases Ácidos Bases Sabor azedo Amargas Excelente poder de solubilização Excelente poder de dissolução de óleos e gordura Corrosivos Escorregadias ao tato Extraordinária capacidade para avermelhar a solução azul de tornesol Mudavam para azul a cor vermelha que o tornesol adquiria em meio ácido Vídeo EV: Evolução dos conceitos de ácido e de base

6. Séc. XVIII Antoine Lavoisier (1743-1794), no seu esforço de caracterização e sistematização das substâncias, sugeriu, em 1787, que o oxigénio era o elemento comum a todos os ácidos. O químico inglês Humphry Davy (1778-1829) provou que Lavoisier estava errado ao afirmar que o cloreto de hidrogénio, HCℓ, era um ácido que não continha oxigénio, concluindo que “o gerador de ácidos” não poderia ser o oxigénio e, propôs, ainda que de forma vaga, que esse papel deveria ser atribuído ao hidrogénio. Séc. XIX Em 1838, o químico alemão Justus von Liebig (1803-1873) recuperou essa proposta, tendo assumido que uma substância ácida possuía um ou mais hidrogénios ácidos, que se distinguiam dos restantes hidrogénios por serem facilmente substituídos por metais na produção de sais. 1.1 Ácidos e bases

7. Séc. XIX Depois de analisar um conjunto alargado de soluções aquosas de ácidos e de bases, o químico sueco Svante August Arrhenius (1859-1927) concluiu, em 1887, que os ácidos apresentavam um ião comum, H + , enquanto as bases apresentavam um anião comum, OH  . 1.1 Ácidos e bases

8. O químico dinamarquês Johannes Brönsted (1879-1947) e o químico britânico Thomas Lowry (1874-1936), a partir de trabalhos realizados de forma independente, apresentaram uma teoria mais ampla baseada no facto da reação de ácido-base envolver a transferência do ião hidrogénio (1+) entre duas substâncias. Teoria de Brönsted e Lowry: uma espécie ácida apenas doa o protão (H + ) na presença de uma base aceitadora desse protão, e vice-versa, de tal modo que as reações ácido-base são reações de transferência de protões.

9. A dissolução de HCℓ em água pode ser interpretada como o resultado de uma reação de transferência do ião H + (protão) da molécula de HCℓ para a molécula de H 2 O. 1.1 Ácidos e bases Vídeo EV: Teoria protónica de Brönsted e Lowry Os protões cedidos pelo cloreto de hidrogénio são captados pela água que, assim, se comporta como uma base e se transforma em catião oxónio, H 3 O + . Fica assim explicada a ausência de iões H + livres em solução aquosa, uma das limitações da teoria de Arrhenius.

10. Na dissolução de NH 3 em água, a água atua como um ácido de Brönsted e Lowry, fornecendo um protão ao amoníaco. O amoníaco atua, então, como uma base de Brönsted e Lowry, formando o catião amónio. 1.1 Ácidos e bases Na reação inversa, o catião amónio, NH 4 + , atua como um ácido de Brönsted e Lowry cedendo um protão ao ião hidróxido. Por cedência de um protão, o catião amónio dá origem ao amoníaco, enquanto a água resulta da captação de um protão pelo anião hidróxido. Da reação de dissolução do amoníaco em água resulta a formação de anião hidróxido, OH − , de onde se conclui que a adição de NH 3 à água provoca o aumento da concentração de OH − em solução. Fica assim resolvida outra das limitações da teoria de Arrhenius.

11. As duas espécies que, na reação química, estão relacionadas pela perda e ganho de um protão constituem um par conjugado ácido-base. 1.1 Ácidos e bases Na representação do par conjugado ácido-base, deve representar-se primeiro a forma ácida e só depois a forma básica, que resulta da primeira por perda de um protão .

12. A definição de ácido e base foi evoluindo ao longo dos tempos, tendo sido apresentada pela primeira vez com alguma consistência por Arrhenius. 1. Apresente dois exemplos de ácidos e dois exemplos de bases de Arrhenius. 1.1 Ácidos e bases 1. HF e H 2 SO 4 são ácidos de Arrhenius pois ambos contêm hidrogénio e se ionizam em água originando hidrogénio(1+), H + . Mg(OH) 2 e KOH são bases de Arrhenius, pois ambos contêm OH – e se dissociam em água originando iões hidróxido, OH – . 2. Indique dois aspetos da temática ácido-base que não são explicados pela teoria de Arrhenius. 2. A teoria de Arrhenius não conseguia explicar como é que o hidrogénio(1+), H + , uma partícula bastante reativa, pode existir livre em água e como é que substâncias que não contêm OH – têm o comportamento de bases.

13. 2. Reações em sistemas aquosos 1.1. Ácidos e bases