As reações ácido-base

Os ácidos e as bases desempenham papel central em uma ampla variedade de processos naturais, biológicos, industriais e laboratoriais. No meio ambiente, por exemplo, a entrada de espécies ácidas em lagos e rios pode alterar o pH da água e comprometer o equilíbrio químico necessário à vida aquática. Em muitos casos, porém, esse efeito é atenuado pela presença de rochas ricas em carbonatos, que reagem com os ácidos introduzidos no sistema. Em organismos vivos, processos igualmente fundamentais, como a digestão, o transporte de gases no sangue e a manutenção do pH celular, também envolvem reações ácido-base. A importância desses processos decorre do fato de que a transferência de prótons é uma das transformações químicas mais simples e, ao mesmo tempo, mais difundidas.

Quando um ácido e uma base reagem entre si, ocorre uma reação de neutralização. Nessa transformação, as propriedades características do ácido e da base são consumidas, e formam-se novas espécies, entre as quais geralmente se encontram água e um composto iônico denominado sal. O termo sal designa, nesse contexto, o produto iônico resultante da combinação entre o cátion proveniente da base e o ânion proveniente do ácido. As reações de neutralização são, portanto, um caso especial das reações em solução, mas distinguem-se por envolverem diretamente a transferência de prótons e pela grande importância prática que possuem.

2F.3aA neutralização

A forma geral de uma reação de neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico em água pode ser escrita como $\ce{ \text{ácido} + \text{hidróxido de metal} -> \text{sal} + \text{água} }$ Essa forma geral mostra o aspecto macroscópico da transformação, mas não revela ainda seu significado mais profundo. O ponto essencial é que o ácido fornece prótons, enquanto a base fornece íons hidróxido. Quando essas espécies entram em contato, elas reagem para formar água. O sal surge como consequência da combinação entre os íons remanescentes.

O nome sal deriva do sal comum de cozinha, o cloreto de sódio, que é justamente o produto iônico formado na reação entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio: $\ce{ HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l) }$ Nessa reação, o cátion do sal, $\ce{Na^+}$ , provém da base, enquanto o ânion, $\ce{Cl^-}$ , provém do ácido. O mesmo raciocínio se aplica a muitas outras neutralizações. Por exemplo, na reação entre ácido nítrico e hidróxido de bário: $\ce{ 2 HNO3(aq) + Ba(OH)2(aq) -> Ba(NO3)2(aq) + 2 H2O(l) }$ o sal formado é o nitrato de bário, que permanece em solução como íons $\ce{Ba^{2+}}$ e $\ce{NO3^-}$ .

A transformação química essencial torna-se mais clara quando a reação é escrita em termos iônicos. Como o ácido nítrico e o hidróxido de bário são eletrólitos fortes, eles existem em água predominantemente como íons. A equação iônica completa da neutralização é: $\begin{split} \ce{ 2 H^+(aq) + 2 NO3^-(aq) + Ba^{2+}(aq) + 2 OH^-(aq) \\-> Ba^{2+}(aq) + 2 NO3^-(aq) + 2 H2O(l) } \end{split}$

Nessa forma, percebe-se que os íons $\ce{Ba^{2+}}$ e $\ce{NO3^-}$ aparecem inalterados em ambos os lados da equação. Eles são, portanto, íons espectadores e podem ser cancelados: $\begin{split} \ce{ 2 H^+(aq) + \cancel{\ce{2 NO3^-(aq)}} + \cancel{\ce{Ba^{2+}(aq)}} + 2 OH^-(aq) \\-> \cancel{\ce{Ba^{2+}(aq)}} + \cancel{\ce{2 NO3^-(aq)}} + 2 H2O(l) } \end{split}$

Depois do cancelamento e da simplificação dos coeficientes, obtém-se a equação iônica simplificada: $\ce{ H^+(aq) + OH^-(aq) -> H2O(l) }$

Essa equação exprime a essência de toda neutralização entre um ácido forte e uma base forte em água. Independentemente da identidade particular do ácido e da base, a transformação fundamental consiste na reação entre íons hidrogênio e íons hidróxido para formar água. Os demais íons presentes apenas asseguram a neutralidade elétrica da solução e determinam qual sal será obtido.

Quando um ácido fraco ou uma base fraca participa da reação, a situação deve ser descrita com um pouco mais de cuidado. Como essas espécies não se encontram totalmente ionizadas em solução, sua forma molecular é a mais adequada na equação iônica simplificada. Por exemplo, a neutralização do ácido fraco $\ce{HCN}$ por uma base forte é representada por: $\ce{ HCN(aq) + OH^-(aq) -> H2O(l) + CN^-(aq) }$ Nesse caso, a espécie dominante em solução antes da reação é a molécula de $\ce{HCN}$ , e não os íons $\ce{H^+}$ e $\ce{CN^-}$ em quantidades equivalentes às de um ácido forte.

De modo semelhante, a reação entre a base fraca amônia e o ácido forte $\ce{HCl}$ é expressa por: $\ce{ NH3(aq) + H^+(aq) -> NH4^+(aq) }$ Aqui, a equação evidencia que a amônia atua como aceitadora de próton, produzindo o íon amônio. Essa forma de escrever a reação torna explícito que, em neutralizações envolvendo ácidos ou bases fracos, a transformação não é simplesmente a combinação direta entre $\ce{H^+}$ e $\ce{OH^-}$ , mas sim a protonação ou desprotonação de uma espécie molecular predominante em solução.

Em uma reação de neutralização em água, um ácido reage com uma base para produzir um sal. No caso de ácidos e bases fortes, a transformação essencial é a formação de água a partir de $\ce{H^+}$ e $\ce{OH^-}$ .

2F.3bA volumetria de neutralização

As reações ácido-base estão entre as mais importantes da análise volumétrica. Em uma titulação ácido-base, o analito é uma solução ácida ou básica cuja concentração se deseja determinar, e o titulante é uma solução padrão de base ou de ácido, respectivamente. O fundamento do método é simples: mede-se com precisão o volume de titulante necessário para reagir estequiometricamente com o analito. Como a concentração do titulante é conhecida, a quantidade de matéria adicionada pode ser calculada, e a estequiometria da reação permite, então, determinar a concentração da solução analisada.

O ponto central de uma titulação é a identificação do ponto estequiométrico, isto é, a situação em que a quantidade de titulante adicionada é exatamente a requerida pela relação estequiométrica entre titulante e analito. Na prática, esse ponto é geralmente detectado por meio de um indicador, um corante solúvel em água cuja cor depende da acidez ou basicidade do meio. O indicador não participa da reação principal em extensão significativa; sua função é tornar visível a mudança química que acompanha a passagem pela condição estequiométrica.

Considere, por exemplo, a fenolftaleína, indicada aqui por $\ce{HIn}$ . Em meio ácido, a solução é incolor. Quando o meio se torna básico, a espécie desprotonada do indicador, $\ce{In^-}$ , passa a predominar e apresenta coloração rosa: $\ce{ HIn(aq) + OH^-(aq) -> $\underset{\color{pink}\text{rosa}}{\ce{In^-(aq)}}$ }$

A mudança de cor é, em geral, bastante nítida, o que permite detectar com facilidade a proximidade do ponto estequiométrico. Em uma titulação de ácido com base, por exemplo, a solução permanece inicialmente com a cor característica da forma ácida do indicador. Após o consumo do ácido, uma pequena quantidade adicional de base torna o meio suficientemente básico para converter o indicador à sua forma colorida. A mudança visual funciona, assim, como sinal de que a neutralização foi completada.

Exemplo 1

Cálculo da concentração por titulação ácido-base

Uma alíquota de $\pu{25 mL}$ de uma solução de ácido oxálico, $\ce{H2C2O4}$ , foi titulada com $\pu{40 mL}$ de uma solução $\pu{0,1 mol.L-1}$ de $\ce{NaOH}$ .

Calcule a concentração de ácido oxálico na solução.

Etapa 1.Escreva a equação da reação ácido-base.

$\ce{ H2C2O4(aq) + 2 NaOH(aq) -> Na2C2O4(aq) + 2 H2O(l) }$

Etapa 2.Calcule a quantidade adicionada de

\ce{NaOH}

$n_{\ce{NaOH}} = (\pu{0,1 mol//L}) \times (\pu{40 mL}) = \pu{4 mmol}$

Etapa 3.Use a relação estequiométrica para converter a quantidade de

\ce{NaOH}

na quantidade de

\ce{H2C2O4}

$n_{\ce{H2C2O4}} = \dfrac{1}{2} \times \pu{4 mmol} = \pu{2 mmol}$

Etapa 4.Calcule a concentração de

\ce{H2C2O4}

em solução.

De $c = n/V$ $c_{\ce{H2C2O4}} = \dfrac{ \pu{2 mmol} }{ \pu{25 mL} } = \boxed{ \pu{0,08 mol.L-1} }$

A titulação ácido-base mostra de forma particularmente clara a relação entre volume, concentração e estequiometria. Uma vez identificada a equação da reação e conhecido o volume de titulante necessário para alcançar o ponto estequiométrico, o cálculo da concentração do analito torna-se direto. É justamente essa combinação de simplicidade experimental e rigor estequiométrico que faz das titulações ácido-base uma das ferramentas analíticas mais importantes da Química.

A técnica de retrotitulação também é comumente empregada em titulações ácido-base, especialmente quando o analito não pode ser titulado diretamente com boa precisão, ou quando se deseja converter primeiro a espécie de interesse em outra forma química mais conveniente para a análise.

Exemplo 2

Cálculo de concentração por titulação ácido-base com retrotitulação

O nitrogênio em uma amostra de $\pu{10 g}$ de farinha de trigo foi integralmente convertido em amônia pela adição de uma base concentrada após digestão com $\ce{H2SO4}$ . A amônia foi coletada em $\pu{30 mL}$ de $\ce{HCl}$ $\pu{0,4 mol.L-1}$ . O excesso de $\ce{HCl}$ foi retrotitulado com $\pu{5 mL}$ de hidróxido de cálcio, $\ce{Ca(OH)2}$ , $\pu{0,2 mol.L-1}$ .

Calcule a fração mássica de nitrogênio na farinha.

Etapa 1.Escreva as equações das reações ácido-base.

$\begin{aligned} \ce{ NH3(g) + HCl(aq) &-> NH4Cl(aq) } \\ \ce{ 2 HCl(aq) + Ca(OH)2(aq) &-> CaCl2(aq) + 2 H2O(l) } \end{aligned}$

Etapa 2.Calcule a quantidade adicionada de

\ce{HCl}

\ce{Ca(OH)2}

De $n = cV$ $\begin{aligned} n_{\ce{HCl}} &= (\pu{0,4 mol//L}) \times (\pu{30 mL}) = \pu{12 mmol} \\ n_{\ce{Ca(OH)2}} &= (\pu{0,2 mol//L}) \times (\pu{5 mL}) = \pu{1 mmol} \end{aligned}$

Etapa 3.Use as relações estequiométricas para converter a quantidade de

\ce{HCl}

nas quantidades de

\ce{NH3}

\ce{Ca(OH)2}

$n_{\ce{HCl}} = n_{\ce{NH3}} + 2 n_{\ce{Ca(OH)2}}$ logo, $n_{\ce{NH3}} = \pu{12 mmol} - 2\times \pu{1 mmol} = \pu{10 mmol}$

Etapa 4.Converta a quantidade de

\ce{NH3}

na quantidade de

\ce{N}

Como cada molécula de $\ce{NH3}$ contém um átomo de $\ce{N}$ $n_{\ce{N}} = \pu{10 mmol}$

Etapa 5.Converta a quantidade de

\ce{N}

em massa.

De $m = nM$ $m_{\ce{N}} = (\pu{10 mmol}) \times (\pu{14 g//mol}) = \pu{140 mg}$

Etapa 6.Calcule a fração mássica de

\ce{N}

na amostra.

De $f_{\ce{N}} = m_{\ce{N}}/m$ $f_{\ce{N}} = \dfrac{ \pu{140 mg} }{ \pu{10 g} } = \boxed{ \pu{1,4}\% }$

Na retrotitulação, a quantidade do analito não é obtida por reação direta com o titulante final, mas por diferença entre a quantidade inicialmente adicionada de um reagente padrão e a quantidade desse reagente que permaneceu em excesso. Trata-se de uma estratégia particularmente útil quando a espécie de interesse é convertida a um produto gasoso ou quando a reação direta não é conveniente experimentalmente. Ainda assim, o fundamento permanece o mesmo: a estequiometria da reação permite relacionar quantidades medidas de reagentes à composição da amostra.

A relação estequiométrica entre analito e titulante, juntamente com a concentração do titulante, é usada nas titulações ácido-base para determinar a concentração ou a quantidade de matéria do analito.