Reações Ácido-Base

ANTIÁCIDOS

Alguns medicamentos utilizados para combater a azia são designados por "antiácido" porque reduzem o efeito de excesso de ácido no estômago, aliviando a dor. Os antiácidos têm características básicas. Os ácidos e as bases juntam-se e originam novas substâncias. Também se poderia designar um ácido como "antibase".



Alguns exemplos de Antiácidos

REAÇÕES ÁCIDO-BASE

As reações ácido-base (reações de neutralização) são reações entre um ácido e uma base. Os produtos destas reações são a água e uma substância que recebe o nome de sal (que pode ser ácido, neutro ou básico). Durante as reações ácido-base ocore uma variação do valor do pH.

Exemplos de reações ácido-base:

- reação entre o ácido sulfúrico (ácido) e o hidróxido de potássio (base), resulta a formação de água e sulfato de potássio (sal):

    ácido sulfúrico + hidróxido de potássio → água + sulfato de potássio

        (ácido)                       (base)                               (sal)

- reação entre o ácido clorídrico (ácido) e o hidróxido de sódio (base), resulta a formação de água e cloreto de sódio (sal) - não é sal da cozinha:

    ácido clorídrico + hidróxido de sódio → água + cloreto de sódio

           (ácido)                  (base)                          (sal)

Reações ácido-base no dia a dia:

- tratamento da azia com medicamentos antiácidos;

- quando se coloca vinagre sobre a picada de uma vespa, o alívio da dor deve-se à reação entre este ácido (vinagre) e a solução alcalina introduzida pela ferroda da vespa;

- quando se coloca uma substãncia básica sobre a picada de uma abelha, o alívio da dor deve-se à reação entre a base e a substância ácida que foi introduzida pela ferroada da abelha;

- o organismo humano tem mecanismos de compensação para que o pH do sangue se situe entre 7,35 e 7,45;

- o pH dos solos é, por vezes, corrigido para de adaptar às culturas que nele de pretendem desenvolver, através da adição de materiais básicos para aumentar o pH do solo ou ácidos para diminuir o pH.

Experiência 8 (400 visualizações)

Identificar o caráter químico e o pH de soluções

O objetivo desta atividade experimental é aprender a identificar o caráter químico (através de indicadores) e o pH de soluções (com fita de papel indicador universal ou indicador universal em solução).

Material:
- 14 gobelets;
- Fita de papel indicador universal / Indicador universal em solução.

Reagentes:
- Lixívia;
- Vinagre;
- Água destilada;
- Solução de cloreto de sódio;           - Solução Alcoólica de Fenolftaleína;
- Detergente amoniacal;                   - Tintura azul de tornesol.
- Ácido clorídrico;
- Solução de hidróxido de sódio;

Procedimento:

(sugestão: utilizar a tabela colocada no final da experiência para os registos)

1- Colocar cada uma das 7 soluções dos reagentes em dois gobelet e identificar cada um

com o nome da solução;

2- Colocar algumas gotas de solução alcoólica de fenolftaleína num gobelet de cada uma das soluções (e identificar no gobelet que tem fenolftaleína) - anotar na tabela a cor que ficou a solução;

3- Coloca algumas gotas de tintura azul de tornesol no outro gobelet de cada uma das soluções (e identificar também que tem tintura azul de tornesol) - anotar na tabela a cor que ficou a solução;

4- Com a ajuda da publicação sobre os Indicadores, descobrir através das cores que as soluções ficaram, o seu caráter químico e anotar na tabela;

5- Com fita de papel indicador universal ou indicador universal em solução medir o pH de cada uma das soluções e anotar na tabela.

Tabela:

Escala de pH

A escala de pH permite medir a maior ou menor acidez ou basicidade de uma solução (para soluções pouco concentradas e à temperatura de 25ºC). Representa-se sempre com a letra "p" minúscula e a letra "H" maiúscula. A maior ou menor acidez ou basicidade depende da concentração da solução e da força do ácido e da base respetiva.

 

A escala de pH varia entre 0 e 14:

- 1 a 6 --> Soluções Ácidas (quanto menor for o número maior é a acidez);

- 7 --> Soluções Neutras;

- 8 a 14 --> Soluções Básicas (quanto maior for o número maior é a basicidade).

 

 





 

 

 COMO MEDIR? 

Introdução: como já escrevi na publicação "Soluções Ácidas, Básicas e Neutras" para se saber o caráter químico de uma substância (ácido, básico ou neutro) utilizam-se indicadores, mas estes apenas nos dizem o caráter químico e não o pH (ex: soluções ácidas podem variar entre 1 e 6).

 

Para medir o pH existem três maneiras:

 

-com um aparelho medidor de pH (liga-se o aparelho à solução - através de um eletrodo - e verifica-se o número que apareceu no leitor);

 

 

-com indicador universal em solução (colocam-se gotas do indicador na solução e verifica-se no grelha a que número corresponde a cor em que ficou a substância);

 

-com uma fita de papel impregnado com indicador universal (coloca-se uma gota da solução na fita, e verifica-se na roda a que número corresponde a cor que apareceu).

 



Experiência 7 (350 visualizações)

Determinação do caráter químico de algumas substâncias

Objetivo: detetar o caráter químico (ácido, básico ou neutro) de uma solução através de indicadores (fenolftaleína e tintura azul de tornesol).

Material:

- Suporte para tubos de ensaio;

- 12 tubos de ensaio.

Reagentes:

- Detergente amoniacal;

- Solução aquosa de ácido clorídrico;

- Solução aquosa de sal de cozinha;

- Solução aquosa de hidróxido de sódio;

- Água destilada;

- Vinagre;

- Tintura azul de tornesol;

- Fenolftaleína.

Procedimento:

1- Colocar cerca de 2ml de cada uma das soluções em dois tubos de ensaio e identificá-los com 1A e 1B, 2A e 2B, e assim sucessivamente, até 6A e 6B;

2- Colocar duas gotas de fenolftaleína em cada um dos tubos de ensaio identificados com a letra A;

3- Colocar duas gotas de tintura azul de tornesol em cada um dos tubos de ensaio identificados com a letra B;

4- Observar os resultados.

Conclusões:

- Que substâncias são ácidas?

- Que substâncias são básicas?

- Que substâncias são neutras?

Soluções Ácidas, Básicas e Neutras

 Soluções Ácidas 

As soluções ácidas apresentam as seguintes características:

- têm sabor azedo;

- reagem com os metais, produzindo hidrogénio;

- conduzem a eletricidade;

- alteram a cor de certos corantes vegetais.

Fig. 1 - Soluções Ácidas (bebida gaseificada, vinagre, maçã,
uvas e citrinos - laranjas, tangerinas, toranjas, limões, limas, etc)

Alguns ácidos:

- ácido acético (vinagre);

- ácido fosfórico (bebidas gaseificadas);

- ácido cítrico (citrinos);

- ácido málico (maçãs);

- ácido tartárico (uvas).

 Soluções Básicas 

As soluções básicas ou alcalinas apresentam as seguintes características:

- têm sabor amargo;

- são escorregadias ao tato;

- conduzem a eletricidade;

- alteram a cor de certos corantes vegetais.



Fig. 2 - Soluções Básicas (pasta de dentes, antiácido
efervescente, sabão líquido, detergente e lixívia)



Algumas bases:

- amoníaco (detergentes);

- hipoclorito de sódio (lixívia).

 Soluções Neutras 

As soluções neutras nem têm caráter químico ácido nem caráter químico básico, ou seja, têm caráter químico neutro.



Fig. 3 - Soluções Neutras (água pura, açúcar, sabonete e sal)

Indicadores

Os indicadores são substâncias naturais/sintéticas que em presença de uma solução ácida, básica e neutra a sua cor altera-se. Os principais indicadores são a tintura azul de tornesol e a solução alcoólica de fenolftaleína. Os indicadores são importantes para detetar o caráter químico (ácido, básico ou neutro) de uma solução.

Em presença da tintura azul de tornesol:

- Soluções Ácidas - ficam vermelhas;

- Soluções Neutras - ficam azul-arroxeado;

- Soluções Básicas - não sofre alterações (roxo).

Em presença de solução alcoólica de fenolftaleína:

- Soluções Ácidas - não sofre alterações (incolor);

- Soluções Neutras - não sofre alterações (incolor);

- Soluções Ácidas - ficam rosa carmim.



 CURIOSIDADE  ----------------------------------------------------------

As hortênsias contêm um corante que, na presença de ácidos, é azul e, na presença de bases, torna-se cor-de-rosa. Assim, esse corante funciona como indicador do caráter ácido ou básico do solo.





Fig. 4 - Hortênsias (azul - solo ácido | cor-de-rosa - solo básico)

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Experiência 6 (300 visualizações)

Corrosão da palha-d'aço

Esta experiência poderá demorar alguns dias a acontecer.

Material:

- Recipiente de plástico com tampa;

- Recipiente de plástico sem tampa.

Reagentes:

- Água;

- 2 pedaços de palha-d'aço.

Procedimento:

1- Colocar um pedaço de palha-d'aço no recipiente de plástico com tampa. Certificar-se, se o recipiente está bem fechado e isolado do exterior;

2- Encher o recipiente de plástico sem tampa, com um pouco de água;

3- Colocar outro pedaço de palha-d'aço no recipiente de plástico sem tampa que está com um pouco de água.

Conclusões:

- O que aconteceu a cada um dos pedaços de palha-d'aço?

- Se sim, o que o(s) terá alterado?

Corrosão

A corrosão é o processo de deterioração dos materiais, principalmente dos metais. A corrosão é uma reação de combustão - combustão lenta - onde não ocorre formação de chama. Esta reação acontece quando o ferro é exposto ao ar e á humidade. Esta reação dá origem ao óxido de ferro hidratado (ferrugem) e é representada da seguinte forma:

ferro (s) + oxigénio (g) + água (g) → óxido de ferro hidratado (ferrugem)



Fig. 1 - Corrosão de um Carro

Há metais que ou reagem pouco ao oxigénio (estanho) ou formam uma camada de óxido aderente, em contacto com o oxigénio, que impede a progressão da corrosão (alumínio e zinco) que são usados para cobrir os metais que reagem com o oxigénio:

- Pintura (principalmente usada em estruturas arquitetónicas);

- Cobertura com zinco (usada na construção dos navios);

- Cobertura com estanho (usada nas latas de conserva).

Fig. 2 - Pintura (Ponte D. Luís - Porto)

Fig. 3 - Cobertura com Zinco (navio)

Fig. 4 - Cobertura com Estanho (lata de conserva)

Reações de Combustão

As reações de combustão são uma reação química entre um combustível (substância que arde) e um comburente (substância que faz o combustível arder), mas ainda é necessário uma energia para ativar a reação - uma fonte de ignição. As reações de combustão formam óxidos.

combustível + comburente ---(fonte de ignição)---→ óxido de...


Fig. 1 - Combustão de Madeira



Fig. 2 - Combustão do Magnésio


Exemplos de combustíveis:
- carvão (s);                  - álcool etílico (l);            - butano (g);
- madeira (s);                - gasolina (l);                    - metano (g);
- enxofre (s);                 - carbono (s);                   - magnésio (s).

Exemplos de comburentes:
- oxigénio (g);
- cloro (g).

Exemplos de fontes de ignição:
- chama viva;
- faísca.

Tipos de Combustão

Combustão viva - ocorre formação de chama e são fonte de luz e calor.

Carvão (combustão completa e incompleta):
carbono (s) + oxigénio (g) → dióxido de carbono (g)
combustão completa - forma-se quando a concentração em oxigénio é elevada

carbono (s) + oxigénio (g) → monóxido de carbono (g)
combustão incompleta - forma-se quando a concentração em oxigénio é baixa

Combustão Lenta - não ocorre formação de chama e são reações demoradas.

Respiração celular:
glicose (s) + oxigénio (g) → dióxido de carbono (g) + água (l)

Enferrujamento do ferro:
ferro (s) + oxigénio (g) + água (l) → óxido de ferro hidratado (s)

Combustões no Dia a Dia:
- quando se queima o gás no bico do fogão;
- quando os automóveis queimam a gasolina ou o gasóleo para andarem;
- quando as fábricas usam o carvão para aquecerem materiais.

Fig. 3 - Quando se queima o gás no bico do fogão

Fig. 4 - Quando os automóveis queimam a gasolina ou o gasóleo para andarem

Experiência 5 (250 visualizações)

Precipitação e solubilidade

 

Material:

- 3 tubos de ensaio;

- 2 espátulas;

- Conta-gotas.

Reagentes:

- Água destilada;

- Solução aquosa de carbonato de sódio;

- Solução aquosa de cloreto de sódio;

- Carbonato de cálcio;

- Cloreto de sódio.

 

Procedimento:

1- Colocar cerca de 2ml de solução aquosa de carbonato de sódio num tubo de ensaio;

2- Adicionar algumas gotas de solução aquosa de cloreto de cálcio e observar;

3- Com o auxílio de uma espátula, colocar um pouco de carbonato de cálcio num tubo de ensaio;

4- Adicionar água destilada e agitar;

5- Repetir os procedimento 3 e 4, mas utilizando cloreto de sódio.

 

Conclusões:

- O que aconteceu quando se juntou a solução aquosa de cloreto de sódio à solução aquosa de carbonato de sódio?

- Algum dos sólidos testados é pouco solúvel em água?

- Que substâncias se poderão formar quando se misturam as duas soluções aquosas mencionadas?

- Qual das substâncias acima referida poderá precipitar?

Experiência 4 (200 visualizações)

Águas macias e águas duras

O objetivo desta experiência é verificar a dureza da água.

SUGESTÃO: realiza esta experiência utilizando água de diferentes regiões.

Materiais:

- Suporte de tubos de ensaio;

- Conta-gotas;

- 3 tubos de ensaio.

Reagentes:

- Água destilada;

- Água mineral;

- Solução de sabão;

- Solução de cloreto de cálcio.

Procedimento:

1- Colocar, em cada tubo de ensaio, quantidades iguais de água destilada, água mineral e solução de cloreto de sódio (em tubos de ensaio diferentes);

2- Com o auxílio do conta-gotas, adicionar 15 gotas de solução de sabão a cada um dos tubos de ensaio e agitar com força e rapidamente;

3- Colocar os tubos de ensaio no suporte e observar.

Conclusão:

- Em qual dos tubos de ensaio se formou mais espuma?

- Qual das águas apresenta maior dureza?

- Qual das águas apresenta uma menor concentração de cálcio e magnésio?

Dureza da Água

A dureza da água consiste na quantidade de magnésio e de cálcio que se encontra dissolvido na água de uma certa zona. Para evitar a formação de depósitos calcários (água dura), pode tratar-se a água para diminuir a sua dureza.

Água dura: contém muito cálcio e magnésio dissolvido; tem origem em solos calcários; existe principalmente no sul do pais e diminui a formação de espuma de um sabão.

Água média: está entre a água dura e a água macia, ou seja, contém valores intermédios de cálcio e magnésio dissolvido.

Água macia: contém pouco cálcio e magnésio dissolvido; existe principalmente no norte do pais e não diminui a formação de espuma de um sabão.

Distribuição da Dureza da Água em Portugal



Formação das Grutas Calcárias, das Estalactites e das Estalagmites

1- Quando chove, a água da chuva dissolve o dióxido de carbono existente na atmosfera, e forma um ácido fraco (ácido carbónico). Este ácido entra nas fendas das rochas calcárias dissolvendo os ácidos orgânicos aí existentes, formando hidrogenocarbonato de cálcio. A lenta circulação das águas pelas fendas leva à dissolução do calcário.

2- Ao longo do tempo as fendas vão alargando e às vezes formam largos e longos canais subterrâneos onde há circulação da água (rios subterrâneos). As suas zonas alargadas correspondem às grutas.

3- As águas em circulação subterrânea (hidrogenocarbonato de cálcio) podem saturar-se, originando uma nova precipitação de calcite libertando dióxido de carbono, carbonato de cálcio e água. Como o carbonato de cálcio é menos solúvel precipita, e forma as Tabulares de Calcite. A água vai circulando no interior e no exterior da Tabular e dá-se uma deposição de cristais de calcite, perpendicularmente a essa parede, engrossando o Tabular até á forma das estalactites.

4- A contínua circulação da água leva a que os pingos ao caírem no fundo da gruta, precipitem o carbonato de cálcio, se deposite a calcite, formando sucessivas camadas (perpendiculares ao chão), que dão origem às estalagmites.

5- Quando as estalactites e as estalagmites se unem, formam uma coluna (demora milhões de anos).

Reações de Precipitação

As reações de precipitação caracterizam-se pela formação de um precipitado (sólido) - que é um sólido pouco solúvel - a partir de uma solução aquosa de duas substâncias. Resumindo, quando se juntam duas soluções aquosas de duas substâncias diferentes formam-se novas substâncias, e uma delas é menos solúvel e precipita.

As reações de precipitação são representadas por equações químicas de palavras (duas substâncias aquosas dão origem a uma substâncias sólida e uma substância aquosa - se repararem os produtos de reação trocam a ordem dos regentes [ex: hidróxido de sódio (aq) + sulfato de cobre (aq) → hidróxido de cobre (s) + sulfato de sódio (aq)]).



Esta imagem representa a formação de iodeto de chumbo (precipitado amarelo) e nitrato de potássio em solução aquosa quando se juntam as soluções aquosas de nitrato de chumbo e de iodeto de potássio.

Reagentes:

nitrato de chumbo (aq) e iodeto de potássio (aq)

Produtos de reação:

iodeto de chumbo (s) e nitrato de potássio (aq)

Equação química de palavras:

nitrato de chumbo (aq) + iodeto de potássio (aq) → iodeto de chumbo (s) + nitrato de potássio (aq)

Esta imagem representa a formação de cloreto de prata (precipitado branco) e nitrato de sódio em solução aquosa quando se juntam as soluções aquosas de cloreto de sódio e de nitrato de prata. 

Reagentes:

cloreto de sódio (aq) e nitrato de prata (aq)

Produtos de reação:

cloreto de prata (s) e nitrato de sódio(aq)

Equação química de palavras:

cloreto de sódio (aq) + nitrato de prata (aq) → cloreto de prata (s) + nitrato de sódio (aq)

Alguns exemplos de reações de precipitação:
- a formação das grutas calcárias, das estalactites e das estalagmites (ver próxima publicação);
- a formação de recifes de corais;
- a formação das conchas de alguns moluscos;
- a deposição do calcário nos canos e nas resistências das máquinas de lavar.

Solubilidade

A solubilidade é a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvido numa certa quantidade de solvente, a uma dada temperatura.

A solução é uma mistura homogénea de duas ou mais substâncias, constituída por um solvente e pelo(s) soluto(s). O(s) soluto(s) dissolve(m)-se no solvente.

As substâncias podem ser classificadas em:

- solúveis (dissolvem-se num certo solvente);

- pouco solúveis (em grande quantidade não se dissolvem num certo solvente);

- insolúveis (nunca se dissolvem num certo solvente).



Mistura 1                                    Mistura 2

Mistura 1 - Quando se mistura água e sulfato de cobre, estes misturam-se, ou seja, formam uma solução. O sulfato de cobre é solúvel em água.

Mistura 2 - Quando se mistura álcool e sulfato de cobre, estes não se misturam, ou seja, não formam uma solução, mas sim uma mistura heterogénea. O sulfato de cobre é insolúvel em álcool.

Experiência 3 (150 visualizações)

 Realizar uma Transformação Química

* AVISO:  deve-se escolher uma rolha que não fique demasiado apertada, porque durante o aquecimento esta é projetada.

Esta experiência deve ser realizada por um adulto ou por um professor.

Materiais:

- Lamparina;

- Tubo de ensaio;

- Espátula;

- Mola;

- Rolha;

- Fósforos.

Reagentes:

- Dicromato de amónio.

Procedimento:

1- Com a ajuda da espátula retirar um pouco de dicromato de amónio do frasco, colocá-lo num tubo de ensaio e tapá-lo com uma rolha;

2- Observar com atenção o aspeto do dicromato de amónio;

3- Acender a lamparina e aquecer o tubo de ensaio durante alguns instantes. CUIDADO: não virar o tubo na direção de ninguém!*

4- Observar o aspeto do produto final.

Conclusões:

- Compara a substância final com a inicial. Será a mesma?

- Verificaram-se alterações durante o aquecimento?

- O que terá provocado a expulsão da rolha?

Experiência 2 (100 visualizações)

 Realizar uma Transformação Física  

 AVISO:  Realizar esta experiência na hotte ou num espaço arejado.

Material:
- Lamparina;
- Tubo de Ensaio;
- Espátula;
- Mola;
- Fósforos.

Reagentes:
- Iodo.

Procedimento:
1- Colocar meia dúzia de aparas de iodo sólido dentro de um tubo de ensaio;
2- Observar com atenção o aspeto do iodo;
3- Acender a lamparina e aquecer o tubo de ensaio durante alguns instantes, rodando o tubo de ensaio sobre a chama;
4- Observar o que acontece durante o aquecimento e após o arrefecimento.

Conclusões:
- O que aconteceu durante o aquecimento?
- Que transformação(ões) sofreu o iodo?

Experiência 1 (50 visualizações)

A partir de hoje quando as visualizações chegarem a múltiplos de 50 (50, 100, 150, 200,...) irei publicar uma experiência relacionada com os temas que eu publico.

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 Separação da mistura: iodo, areia, limalha de ferro e cloreto de sódio 

Material:

- 3 gobelets;

- Íman;

- Caixa de petri;

- 1 tripé;

- Lamparina de álcool (desnaturado); - 1 triângulo de porcelana; - 1 vidro de relógio; - Garrafa de esguicho; - Vareta de vidro; - 1 funil de vidro; - Papel de filtro;

- Suporte universal (com garra e noz); - 1 pinça de madeira; - 1 cápsula de porcelana; - Placa quente. Reagentes: - Iodo; - Areia; - Limalha de ferro; - Cloreto de sódio (sal); - Água; - Gelo; Procedimento: 1 – Gira-se um íman dentro da mistura para retirar a limalha de ferro (separação magnética) e coloca-se numa caixa de petri; 2 – Coloca-se a mistura em cima de um tripé, com um vidro de relógio com gelo no topo do gobelet e uma lamparina de álcool por baixo, aquecendo-a, para o iodo sublimar (sólido --> gasoso) e como o vidro de relógio está frio o iodo ao ficar em contacto com ele sublima de novo (gasoso --> sólido). Entre as duas sublimações o gobelet fica com as paredes violetas (iodo no estado gasoso); 3 – Coloca-se água, com a garrafa de esguicho, no gobelet (que tem a areia e o cloreto de sódio) e mexe-se com a vareta até o cloreto de sódio se dissolver (dissolução seletiva ou fracionada); 4 – Passa-se com muito cuidado a solução aquosa de cloreto de sódio, com ajuda de uma vareta, para outro gobelet, ficando com a areia num gobelet e a solução aquosa de cloreto de sódio com partículas de areia em suspensão noutro (decantação); 5 – Coloca-se num suporte universal (com garra e noz) um funil de vidro com papel de filtro (tem de se molhar o papel de filtro para este aderir ao funil) e um gobelet por baixo. Deita-se, com a ajuda de uma vareta (não se pode fazer pressão no papel de filtro senão ele rasga-se), a solução aquosa de cloreto de sódio com partículas de areia em suspensão, para o funil. Este processo demora algum tempo pois vai caindo por gotículas (filtração). Ficamos com as partículas de areia no filtro e a solução aquosa de cloreto de sódio no gobelet; 6 – Coloca-se a solução aquosa de cloreto de sódio numa cápsula de porcelana; 7 - Coloca-se a cápsula de porcelana (com uma pinça de madeira) numa placa quente e espera-se que a água chegue aso 100ºC e se evapore, ficando só o cloreto de sódio (ebulição do solvente).