As reações ácido-base

Os ácidos e as bases são muito importantes no meio ambiente, em nosso organismo e em muitos outros sistemas. No meio ambiente, a chuva ácida que cai na superfície das águas de lagos e rios pode fazer estas se tornarem ácidas. Muitos lagos, porém, não apresentam problemas com a acidificação por apresentarem rochas ricas em carbonatos, que reagem com os compostos responsáveis pela chuva ácida. A reação entre um ácido e uma base é denominada reação de neutralização, e o composto iônico produzido na reação é chamado de sal.

A neutralização

A forma geral de uma reação de neutralização de um ácido forte e um hidróxido de metal que gera um íon hidróxido, uma base forte, em água, é $\ce{ \text{ácido} + \text{hidróxido de metal} -> \text{sal} + \text{água} }$ O nome sal vem do sal comum de cozinha, cloreto de sódio, o produto iônico da reação entre o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio: $\ce{ HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l) }$ Na reação de neutralização entre um ácido e um hidróxido de metal, o cátion do sal vem do hidróxido de metal, como o $\ce{Na^+}$ do $\ce{NaOH}$ , e o ânion é fornecido pelo ácido, como o $\ce{Cl^-}$ do $\ce{HCl}$ . Outro exemplo é a reação entre ácido nítrico e hidróxido de bário: $\ce{ 2 HNO3(aq) + Ba(OH)2(aq) -> Ba(NO3)2(aq) + 2 H2O(l) }$ O nitrato de bário permanece em solução como íons $\ce{Ba^{2+}}$ e $\ce{NO3^-}$ .

A carga química líquida de uma reação de neutralização fica mais clara quando se escreve sua equação iônica simplificada (Tópico 3E). Por exemplo, a equação iônica completa da reação de neutralização entre o ácido nítrico e o hidróxido de bário em água é $\begin{split} \ce{ 2 H^+(aq) + 2 NO3^-(aq) + Ba^{2+}(aq) + 2 OH^-(aq) \\-> Ba^{2+}(aq) + 2 NO3^-(aq) + 2 H2O(l) } \end{split}$ Os íons comuns aos dois lados se cancelam, $\begin{split} \ce{ 2 H^+(aq) + \cancel{\ce{2 NO3^-(aq)}} + \cancel{\ce{Ba^{2+}(aq)}} + 2 OH^-(aq) \\-> \cancel{\ce{Ba^{2+}(aq)}} + \cancel{\ce{NO3^-(aq)}} + 2 H2O(l) } \end{split}$ e a reação iônica simplificada é: $\ce{ H^+(aq) + OH^-(aq) -> H2O(l) }$ O mesmo resultado é obtido para qualquer reação de neutralização entre um ácido e uma base fortes em água: a água é formada a partir dos íons hidrogênio e hidróxido.

Quando se escreve a equação iônica simplificada da neutralização de um ácido fraco ou de uma base fraca, usa-se a forma molecular do ácido ou base fracos porque as moléculas intactas do ácido são a espécie dominante em solução. Por exemplo, a equação iônica simplificada da reação entre o ácido fraco $\ce{HCN}$ e a base forte $\ce{NaOH}$ em água é escrita como $\ce{ HCN(aq) + OH^-(aq) -> H2O(l) + CN^-(aq) }$ De forma semelhante, a equação iônica simplificada da reação da base fraca amônia com o ácido forte $\ce{HCl}$ é $\ce{ NH3(aq) + H^+(aq) -> NH4^+(aq) }$

Em uma reação de neutralização em água, um ácido reage com uma base para produzir um sal.

A volumetria de neutralização

Em uma titulação ácido-base, o analito é uma solução de uma base, e o titulante, a solução de um ácido, ou vice-versa. Um indicador, um corante solúvel em água, ajuda a detectar o ponto estequiométrico, isto é, a situação em que o volume de titulante adicionado é exatamente igual ao requerido pela relação estequiométrica entre titulante e analito. Por exemplo, se ácido clorídrico contendo algumas gotas do indicador fenolftaleína, $\ce{In}$ , está sendo titulado, a solução é inicialmente incolor. Após o ponto estequiométrico, quando ocorre excesso de base, a solução do frasco fica básica e o indicador se torna cor-de-rosa: $\ce{ HIn(aq) + OH^-(aq) -> $\underset{\color{pink}\text{rosa}}{\ce{In^-(aq)}}$ }$ A mudança de cor do indicador é repentina e, então, é fácil detectar o ponto estequiométrico.

Exemplo 2F.3.1

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 2. Escreva a equação da reação ácido base.

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

Etapa 3. Calcule a quantidade adicionada de

\ce{NaOH}

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

Etapa 4. 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 5. Calcule a concentração de

\ce{H2C2O4}

em solução.

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

A técnica de retrotitulação (Tópico 3E) também é comumente empregada em titulações ácido-base.

Exemplo 2F.3.2

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 2. 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 3. 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 4. 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 5. 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 6. 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 7. Calcule a fração mássica de

\ce{N}

na amostra.

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

A relação estequiométrica entre as espécies de analito e titulante, junto com a molaridade do titulante, é usada nas titulações para determinar a molaridade do analito.