Atividade 5 – A hidrosfera e o equilíbrio iônico da água e o pH

Conteúdos e temas: definição de pH e a importância de seu controle – condutibilidade elétrica e autoionização da água; produto iônico da água – como explicar o pH = 7; conceito de equilíbrio químico; autoionização da água – explicações no nível microscópico; acidificação e alcalinização da água; transformações de neutralização entre ácidos e bases fortes – formação de sais.

Competências e habilidades: ler e interpretar textos referentes à importância do controle de pH no sistema produtivo; estabelecer relações entre os conhecimentos químicos de pH e as ideias de Arrhenius; entender o processo de autoionização da água em nível microscópico; compreender, nos níveis macroscópico e microscópico, qualitativo e quantitativo, que a adição de solutos pode modificar o pH da água.

Estratégias de ensino: discussões desencadeadas por perguntas, análise de textos, tabelas, esquemas e exercícios.

Recursos: textos, tabelas, questões e esquemas.Avaliação: respostas às questões, atividades e participação em sala de aula.

A hidrosfera e o equilíbrio iônico da água e o pH

Em uma solução aquosa, a água sofre uma autoionização formando sempre dois íons (H3O+ e OH).

2 H2O ↔ H3O+ e OH

Segundo a teoria de Arrhenius, os ácidos são compostos que reagem com água e sofrem ionização, originando como único cátion o hidrônio (H3O+(aq)).

Já as bases são compostos que, em meio aquoso, sofrem dissociação iônica, liberando como único ânion a hidroxila (OH(aq)).

Assim, para ser ácida, uma solução deve ter uma concentração maior de cátions H3O+do que de OH livres em seu meio, e o contrário ocorre com as soluções básicas.

Ácidas: [H3O+] > [OH]
Básicas: [H3O+] < [OH]

No caso da água, a quantidade desses íons no meio é igual ([H3O+] = [OH]), por isso, ela é neutra.Isso nos ajuda a entender melhor a escala de pH, que costuma ser usada entre os valores de 0 a 14, em temperatura de 25ºC. 

A temperatura precisa ser especificada porque ela altera a quantidade de íons no meio. Se aumentarmos a temperatura, por exemplo, a energia das partículas também aumentará. Por isso, elas se movimentarão mais rápido, o que resultará em um maior número de choques entre elas e, portanto, em uma maior quantidade de íons produzidos.

Mas existem várias substâncias diferentes no cotidiano, além de soluções químicas usadas em laboratórios e indústrias que apresentam diferentes níveis de acidez e basicidade. Só para citar um exemplo, o café é ácido, mas quase todos sabem que o ácido sulfúrico é um ácido bem mais forte que o café.

Assim, para medir o grau de acidez e de basicidade das soluções, foram criadas as escalas de pH e pOH, respectivamente.

A sigla pH significa potencial (ou potência) hidrogeniônico e indica o teor de íons hidrônio (H3O+(aq)) livres por unidade de volume da solução. Quanto mais hidrônios houver no meio, mais ácida será a solução. Por consequência, podemos dizer que quanto mais íons OH(aq) houver no meio, mais básica ou alcalina será a solução.

Entendendo a Escala de pH Importância do controle da acidez de soluções (pH)Saúde humana:

O pH do sangue humano precisa estar em seu limite ideal de 7,4 para absorver os minerais necessários à saúde daquele indivíduo. Qualquer alimento sólido, ou líquido, que prejudique o equilíbrio do pH ideal estará comprometendo a saúde.

Assim, o pH do sangue humano está inteiramente relacionado à saúde. Uma pequena variação do pH dá oportunidade a uma redução do seu sistema imunológico, dando oportunidade para que seres vivos prejudiciais à nossa saúde, como vírus, bactérias, fungos, que vivem em meios ácidos, com pH abaixo de 7,0 proliferem e encontrem ambiente propício para sobreviver.

A maior parte das pessoas acometidas de câncer apresentam um pH no tecido de 4,5. Em resumo, estando o pH do nosso sangue abaixo da normalidade 7,4 estamos propensos a todos os tipos de doenças: Câncer, artrite, diabetes, doenças do coração, fadiga crônica, alergias, além de doenças causadas por vírus, bactérias e fungos.Uma maneira de manter o seu pH é evitar alimentos com pH baixo, como café (em torno de 4,0), refrigerante (em torno de 2,0), cerveja (varia de 2,5 a 4,2 dependendo da marca).Açúcar é um grande rebaixador de pH. Uma água mineral de boa qualidade pode suprir todas essas carências, no entanto precisa ter as seguintes qualidades: ter pH entre 7,0 e 7,5, e ser rica em minerais.

Solo

O solo vem sofrendo várias agressões e por isso fica desequilibrado, doente. Um desequilíbrio frequentemente encontrado é a acidez do solo, responsável por grandes prejuízos para o agricultor e em consequência, ao homem que está no final da cadeia alimentar.A acidez do solo, ou o pH baixo do solo faz com que a planta deixe de absorver determinados minerais e por isso, aparecem doenças nas plantas.

Numa piscina o controle de pH inibe o aparecimento de micro-organismos que podem causar micoses e outras doenças.Num laboratório o controle de pH é usado para controle de titulações e outras dosagens.

Medir ou alterar um pH é uma tarefa elementar para indústrias, na indústria de alimentos é usado para que os produtos tenham maior durabilidade.Numa estação de tratamento de água, há controle de pH para que a água servida à população esteja dentro dos padrões desejados.

Conceito de pH e pOH

Para medir os níveis de acidez e alcalinidade das soluções, utilizam-se as escalas de pH e pOH, que medem os teores dos íons H+ e OH- livres por unidade de volume da solução.

Conceito de pH e pOH
Medição de pH de solução em laboratório com o uso de uma tira de indicador universal

Veja a escala de pH a seguir e algumas soluções do cotidiano com o seu pH aproximado:

Escala de pH com exemplos de soluções com pH próximo ao indicadoEscala de pH com exemplos de soluções com pH próximo ao indicado.

Quanto menor o valor do pH, mais ácida é a solução, pois a escala de pH é definida como o logaritmo negativo da concentração de íons H3O+, ou H+, na base 10. Veja como ele pode ser determinado a seguir:

colog [H+] = – log [H+]
pH = – log [H+]
[H+] = 10-pH, em mol/L

Se temos uma solução de concentração igual a 0,01 mol . L1-, por exemplo, isso quer dizer que seu pH é igual a 2. Veja:0,01 mol . L1-= 10-2 mol . L1-
10-2 mol de H3O1+ ———- 1000 mL
pH = – log [H3O1+]
pH = – log [10-2]
pH = – (-2)
pH = 2

Os cálculos acima também nos levam à conclusão de que, a cada unidade de pH diminuída, a solução fica com 10 vezes menos íons H3O+. Se temos uma solução com pH igual a 2 e outra com pH igual a 3, por exemplo, a primeira possui dez vezes mais íons hidrônio do que a segunda.

Agora vamos falar sobre o pOH ou potencial hidroxiliônico.

Essa escala refere-se à concentração dos íons OH na solução. Analogamente ao cálculo que mostramos para o pH, temos para o pOH:

pOH = – log [OH]
[OH] = 10-pOH, em mol/L

Voltando à autoionização da água, temos que a água destilada (totalmente pura) possui pH igual a 7, por isso, é neutra. Dessa forma, o seu pOH também é igual a 7, pois, conforme dito, a concentração desses dois íons na água é igual. À temperatura ambiente de 25ºC, o Kw (produto iônico da água) é igual a 1,0 . 10-14 (mol/L)2. Sendo assim, chegamos à seguinte conclusão para a água:

Kw = [H+] . [OH] = 1,0 . 10-14 mol/L

[H+] = [OH] = 1,0 . 10-7 mol/LpH = – log [H+]                        pOH = – log [OH]

pH = – log 1,0 . 10-7                     pOH = – log 1,0 . 10-7

pH = 7                                    pOH = 7

Visto que, como mostrado acima, [H+] . [OH] = 1,0 . 10-14 mol/L, então,em todos os casos, sejam as soluções ácidas, básicas ou neutras, a soma do pH com o pOH sempre resulta em um total de 14.

Veja como isso é verdadeiro quando aplicamos o fator (-log) nos dois lados da equação:

– log ([H+] . [OH]) = – log 1,0 . 10-14
– log [H+] – log[OH] = 14
pH + pOH = 14

Se temos uma solução ácida, por exemplo, com pH igual a 4, sabemos que o seu pOH é igual a 10. Os valores de 0 a 14 da escala de pH podem ser medidos precisamente por meio de um equipamento chamado pHmetro (também chamado de peagômetro)


PHmetro usado em laboratório para medir o pH de uma solução básicaPHmetro usado em laboratório para medir o pH de uma solução básica.

Porém, em muitos casos, são utilizados também indicadores ácido-base, ou seja, substâncias que mudam de cor de acordo com o pH da solução. Um indicador ácido-base sintético, por exemplo, é a fenolftaleína, que apresenta cor rosa quando está em contato com um meio básico, mas fica incolor se o meio é ácido.Outros dois indicadores são o papel de tornassol, que fica vermelho na presença de ácidos e azul na presença de bases, e o indicador universal, que apresenta cores diferentes para cada valor de pH.

Exemplos de indicadores ácido-base sintéticos

Exemplos de indicadores ácido-base sintéticosPara saber mais sobre esses e outros indicadores,leia o texto Indicadores ácido-base.http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico-.htmhttp://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/teorias-acido-base-arrhenius-br%C3%B8nsted-lowry-lewis.htm

EXERCÍCIOS

  1. A chuva apresenta normalmente pH=5,6. Isso indica que ela é ligeiramente ácida, o que é explicado pela presença de ácido carbônico, resultante da reação entre o dióxido de carbono do ar e da água. Em grandes centros urbanos, contudo, a presença de poluentes promove o aparecimento de ácidos fortes na chuva, como o sulfúrico e o nítrico, originando o fenômeno da chuva ácida. Um técnico analisou duas amostras de chuva ácida.A amostra A apresentou pH=3,6 e a amostra B, pH=2,6.
  1. a) Qual das amostras é mais ácida?
  2. b) Quantas vezes a [H+] da amostra A é maior que na chuva “normal”?

02 . A análise de uma determinada marca de água mineral gaseificada revelou que apresenta pH=4.

Qual o valor da concentração hidrogeniônica, [H+], e da concentração hidroxiliônica, [OH-], nesse produto?

03 . Os efluentes de uma certa indústria apresentavam pH=3,7, sendo muito ácidos para serem despejados no rio. Após tratamento adequado, esses efluentes passaram a pH=6,7. O tratamento provocou que alteração numérica em [H+]?.04 . Considere amostras dos seguintes materiais:

  1. Água totalmente pura.
  2. Solução de ácido de bateria de automóvel.
  3. Leite de magnésia.

Coloque esses materiais em ordem crescente de:

a) Acidez.

b) Alcalinidade (basicidade).

c) pH.

d) pOH.05 . Qual meio é mais alcalino (básico): um detergente de pH=9,5 ou um limpador com amoníaco de pH=12?

  1. ENEM-1998) Um dos problemas ambientais decorrentes da industrialização é a poluição atmosférica. Chaminés altas lançam ao ar, entre outros materiais, o dióxido de enxofre (SO2), que pode ser transportado por muitos quilômetros em poucos dias. Dessa forma, podem ocorrer precipitações ácidas em regiões distantes, causando vários danos ao meio ambiente (chuva ácida). Com relação aos efeitos sobre o ecossistema, pode-se afirmar que:
  1. As chuvas ácidas poderiam causar a diminuição do pH da água de um lago, o que acarretaria a morte de algumas espécies, rompendo a cadeia alimentar.
  2. As chuvas ácidas poderiam provocar acidificação do solo, o que prejudicaria o crescimento de certos vegetais.

III. As chuvas ácidas causam danos se apresentarem valor de pH maior que o da água destilada.

Dessas afirmativas, está(ão) correta(s):

  1. a) I, apenas.
  2. b) III, apenas.
  3. c) I e II, apenas.

Ácidos e bases – Definições de Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis

Carlos Roberto de Lana

Ácidos e bases (também chamadas de álcalis) são costumeiramente lembrados como substâncias químicas perigosas, corrosivos capazes de dissolver metais como se fossem comprimidos efervescentes.

Eles também são componentes usuais de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene ou cosméticos. São ainda matérias primas indispensáveis em um vasto universo de aplicações industriais. A tal ponto que a produção de ácido sulfúrico e soda cáustica de um país chega a ser considerada um dos indicadores do seu nível de atividade econômica.

Definições de ácidos e bases

A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco Svante Arrhenius, que estabeleceu os ácidos como substâncias que – em solução aquosa – liberam íons positivos de hidrogênio (H+), enquanto as bases, também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-.

Assim, quando diluído em água, o cloreto de hidrogênio (HCl) ioniza-se e define-se como ácido clorídrico, como segue:

Já o hidróxido de sódio, a popular soda cáustica, ao se ionizar em água, libera uma hidroxila OH-, definindo-se assim como base:

Um desdobramento da definição de Arrhenius é a regra de reação para ácidos e bases entre si, segundo a qual: Se reagirmos.

Se reagirmos os já citados ácido clorídrico e soda cáustica, teremos:

Outras definições de ácidos e bases Uma outra definição para ácidos e bases foi dada pelo dinamarquês Johannes N. Bronsted e pelo inglês Thomas Lowry, independentemente, ficando conhecida como definição protônica.

Segundo os dois, ácido é uma substância capaz de ceder um próton a uma reação, enquanto base é uma substância capaz de receber um próton.

A definição de Bronsted-Lowry é mais abrangente que a de Arrhenius, principalmente pelo fato de nem todas as substâncias que se comportam como bases liberarem uma hidroxila OH-, como é o caso da amônia (NH3).

Além disso, a definição protônica não condiciona a definição de ácidos e básicos à dissolução em meio aquoso, como propunha a do como é o caso da amônia (NH3). Além disso, a definição protônica não condiciona a definição de ácidos e básicos à dissolução em meio aquoso, como propunha a do químico sueco.

Bronsted e Lowry definiram ácidos e bases a partir dos prótons que liberavam e recebiam.

Já o norte-americano Gilbert Newton Lewis se voltou para os elétrons ao desenvolver sua definição.

De acordo com ela, ácidos são substâncias que, numa ligação química, podem receber pares eletrônicos, enquanto as bases são aquelas que cedem estes pares. A definição de Lewis abrange as de Arrhenius e a definição protônica, que, entretanto, continuam válidas dentro de suas próprias abrangências.

Identificação dos ácidos e bases Os ácidos possuem sabor azedo, como o encontrado nas frutas cítricas ricas no ácido de mesmo nome.

Já as base tem gosto semelhante ao do sabão (sabor adstringente). Mas, felizmente, há modos mais eficazes e seguros de identificar ácidos e bases do que o paladar.

É possível medir a concentração de hidrogênio iônico em uma solução a partir de uma escala logarítmica inversa, que recebeu o nome de potencial hidrogeniônico, ou simplesmente, escala de pH. Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 considerado neutro.

Os valores menores que sete classificam a solução medida como ácida e os maiores que sete, como alcalinos (bases). Escala de pH:

Para se medir o pH, usam-se combinações de substâncias indicadoras, como a fenolftaleína, que mudam de cor conforme a posição da substância testada na escala acima. Também são usados instrumentos como os medidores de pH por eletrodo indicador, que mede as diferenças de potencial elétrico produzidas pelas concentrações de hidrogênio e indica o resultado dentro da escala de 0 a 14

https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/acidos-e-bases-definicoes-de-arrhenius-bronsted-lowry-e-lewis.htm

Classificação dos compostos inorgânicos – Regra prática

Em todos os textos de química, você se depara com termos como sais, ácidos, bases e óxidos. Como saber de quem estamos falando, ou melhor, como “bater o olho” em uma fórmula e saber qual a classificação dessa substância?

Vamos a uma regra prática – quase infalível:

1ª providência: Separe a molécula Separe a molécula em duas partes: o elemento inicial da fórmula e o resto

Classifique Se a primeira parte (X) for o H (hidrogênio), a substância é um ácido.

Se a segunda parte (Y) for o grupo OH (hidroxila), a substância é uma base.

2ª providência:

Se a segunda parte (Y) for exclusivamente o O (oxigênio), a substância é um óxido.

Nenhum dos testes deu certo? A substância é um sal.

Veja nos exemplos:

1) HCl = H e Cl Primeira parte H = ácido.

2) NaOH = Na e OH Segunda parte OH = base.

3) H2SO4 = H e SO4 Primeira parte H = ácido.

4) CaCO3 = Ca e CO3 Nada deu certo = sal.

5) Al2O3 = Al e O Segunda parte O = óxido.

6) KCl = K e Cl Nada deu certo = sal.

Tome cuidado… Uma substância é um óxido quando o segundo elemento é exclusivamente o oxigênio e não apenas por conter oxigênio.

CaSO4 = Segunda parte contém oxigênio, mas não exclusivamente, portanto não é óxido.

FeO = Segunda parte contém exclusivamente oxigênio, portanto é óxido.

Nomenclatura de ácidos, bases, sais e óxidos

Confira as nomenclaturas dos três:

ÁCIDOS

Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO.

Exemplo:• HCl – ácido clorídrico
• H2S – ácido sulfídrico
• H2Se – ácido selenídricoPara ácidos oxigenados, a coisa complica um pouco.Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a terminação ICO.Exemplo:

  • H2CO3 – ácido carbônico
  • H3BO3 – ácido bórico

Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO.Exemplos:

  • H2SO3 – ácido sulfuroso
  • H2SO4 – ácido sulfúrico
  • HNO2 – ácido nitroso
  • HNO3 – ácido nítrico

Se o elemento tiver 3 ou mais valências, usamos o prefixo HIPO junto com o sufixo OSO, e o prefixo PER junto com o sufixo ICO, nesta ordem.Exemplos:

  • HClO – ácido hipocloroso
  • HClO2 – ácido cloroso
  • HClO3 – ácido clórico
  • HClO4 – ácido perclórico

Existem casos em que o elemento forma diversos ácidos, porém sempre com a mesma valência.Usamos então os prefixos ORTO, META e PIRO.Exemplos:

  • H3PO4 – ácido ortofosfórico
  • HPO3 – ácido metafosfórico
  • H4P2O7 – ácido pirofosfórico

Note que nos três ácidos o fósforo tem valência +5.

BASES

Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo:

  • NaOH – hidróxido de sódio
  • Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio

Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo:

  • Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
  • Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III

ÓXIDOS

Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo:

  • BaO – óxido de bário
  • K2O – óxido de potássio

Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exempl:

  • Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I
  • CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II
  • NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II
  • Ni2O3 – óxido niquélico ou óxido de níquel III

SAIS

Os sais derivam da reação de um ácido ou óxido com uma base.Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação ETO. Exemplo:

  • CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico
  • RbH – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico

Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. Exemplo:

  • Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfuroso
  • LiNO2 – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso

Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. Exemplo:

  • Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúrico
  • NaClO3 – clorato de sódio, vem do ácido clórico.

Os prefixos HIPO, PER, ORTO, META E PIRO são mantidos inalterados nos sais, mudando apenas as terminações de OSO para ITO e de ICO para ATO. Exemplos:

  • NaPO3 – metafosfato de sódio, vem do ácido metafosfórico
  • Ca2P2O7 – pirofosfato de cálcio, vem do ácido pirofosfórico.

Para terminar, os nomes dos cátions seguem as regras mencionadas acima para as bases e o óxidos, usando os sufixos OSO e ICO ou algarismos romanos para as valências.

Exercícios

Conceitos de Ácidos e Bases

01. Escrever a equação da reação que ocorre quando se dissolve cianeto de hidrogênio em água.
Indicar quais espécies químicas são ácidos de Brönsted e quais são bases de Brönsted.

02. No processo: HF + H2O – H3O+ + F-, determine os pares conjugados de acordo com a teoria de Brönsted-Lowry:

03. Um próton pode ser representado por:

a)  H0
b) H-
c) e+
d) e-
e) H+

04. A diferença estrutural entre um ácido e uma base conjugados consiste em:

a) um elétron
b) um nêutron
c) um próton
d) dois nêutrons
e) dois elétrons

05. (PUC) Segundo Brönsted-Lowry, um ácido é uma base conjugada, diferem entre si por:

a) um próton
b) uma hidroxilia
c) um hidroxônio
d) um par de elétrons
e) uma ligação covalente

06. (UFB) Entre as afirmativas abaixo, relacionadas com ácidos e bases, a única correta é:

a) a base conjugada de um ácido forte é base forte;
b) a base conjugada de um ácido fraco é uma base forte;
c) um ácido e sua base conjugada reagem para formar sal e água;
d) o ácido H2O funciona como a sua própria base conjugada;
e) n.d.a.

07. (ITA) “Ácido é uma substância capaz de receber 1 par de elétrons”.
A definição acima corresponde à proposta de:

a)  Arrhenius
b) Brönsted
c) Lavoisier
d)  Lewis
e) Ostwald

08. Ag+ é um ácido:

a) de Arrhenius
b) de Brönsted
c) de Lewis
d) nas três teorias
e) Ag+ não é um ácido

09. NH3 é uma base:

a)  de Arrhenius
b) de Brönsted
c) de Lewis
d) nas três teorias
e) NH3 não é uma base

10. (PUC) Um ácido de Lewis deve ter:

a)   hidrogênio ionizável
b)  oxigênio em sua molécula
c)   baixa densidade eletrônica
d) larga densidade eletrônica
e) caráter iônico

Respostas:

01. Seja a reação de ionização do HCN:

HCN + H2O –> H3O+ + CN-
Ácidos de Brönsted:        HCN e H3O+
Bases de Brönsted:         H2O e CN-

02. próton
HF     +     H2O    –>  H3O+   +   F-
ácido1        base1         ácido2         base2
1° par conjugado:     HF e F-
2° par conjugado:     H2O e H3O

03. E 04. C 05. A 06. B
07. D 08. C 09. C 10. C
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Sobre bbraga

Atuo como professor de química, em colégios e cursinhos pré-vestibulares. Ministro aulas de Processos Químicos Industrial, Química Ambiental, Corrosão, Química Geral, Matemática e Física. Escolaridade; Pós Graduação, FUNESP. Licenciatura Plena em Química, UMC. Técnico em Química, Liceu Brás Cubas. Cursos Extracurriculares; Curso Rotativo de química, SENAI. Operador de Processo Químico, SENAI. Curso de Proteção Radiológica, SENAI. Busco ministrar aulas dinâmicas e interativas com a utilização de Experimentos, Tecnologias de informação e Comunicação estreitando cada vez mais a relação do aluno com o cotidiano.

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