Reações ácido-base: conceitos, cálculos e aplicações

As reações ácido-base são essenciais para compreender como as diferentes substâncias interagem. Elas envolvem a transferência de íons entre compostos, e, esse equilíbrio químico, influencia diretamente o pH de soluções e sistemas.

Entender esses mecanismos permite explicar fenômenos como o funcionamento do sangue, o tratamento da água e o uso de medicamentos. Conceitos como força dos ácidos e bases, pH, e soluções tampão são fundamentais para interpretar e controlar reações químicas.

Nesse texto, você vai entender como ocorrem as reações ácido-base, suas teorias, aplicações no cotidiano e a importância do equilíbrio químico em diversos sistemas. Acompanhe abaixo. 

Funções inorgânicas

As reações ácido-base fazem parte do estudo das funções inorgânicas, que agrupam compostos com propriedades químicas semelhantes. Essas funções são quatro: ácidos, bases, sais e óxidos.

• Ácidos: Substâncias que, em solução aquosa, liberam íons H⁺.
  Exemplo: HCl → H⁺ + Cl⁻.
• Bases: Compostos que liberam íons OH⁻ em água.
  Exemplo: NaOH → Na⁺ + OH⁻.
• Sais: Resultam da reação entre ácidos e bases (neutralização).
  Exemplo: NaCl (HCl + NaOH → NaCl +H₂O).
• Óxidos: Compostos binários do oxigênio com outro elemento.
  Exemplos: ácidos (CO₂), básicos (CaO), anfóteros (ZnO) ou neutros (NO).
  

Teorias ácido-base

Teoria de Arrhenius

É a mais tradicional e cobrada em vestibulares:

• Ácido: Substância que sofre ionização em água, liberando como único cátion o íon H₃O⁺ (ou H⁺);
  Exemplo: HCl (aq) → H⁺ + Cl⁻
• Base: Substância que sofre dissociação em água, liberando como único ânion o íon hidróxido ou oxidrila (OH⁻).
  Exemplo: NaOH (aq) → Na⁺ + OH⁻

Obs.: A teoria de Arrhenius apresenta a limitação de ser aplicada apenas a soluções aquosas.

Teoria de Brønsted-Lowry

Mais abrangente:

• Ácido: doador de próton (H⁺); e
• Base: receptor de próton.

Exemplo:
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
Aqui, a água atua como ácido (doa H⁺) e a amônia como base (recebe H⁺).

Essa teoria introduz o conceito de pares conjugados:

• Ácido conjugado: o que resta após o ácido doar o próton; e
• Base conjugada: o que se forma após a base receber o próton.

Teoria de Lewis

A teoria de Lewis amplia o conceito de ácidos e bases ao focar na movimentação de elétrons, e não apenas de prótons, logo:

• Ácido é a substância que aceita um par de elétrons.
• Base é a substância que doa um par de elétrons.

Ela é útil para explicar reações que não envolvem íons H⁺ ou OH⁻, sendo mais comum em química orgânica e reações de coordenação.

+ Veja também: Química Orgânica no Enem

Reação de neutralização

A neutralização é uma reação clássica entre um ácido e uma base, resultando geralmente na formação de um sal e água. Um exemplo simples é a reação entre o ácido clorídrico (HCl) e o hidróxido de sódio (NaOH):

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Existem dois tipos principais de neutralização:

• Total: ocorre quando tanto o ácido quanto a base são fortes, formando um sal neutro; e
• Parcial: ocorre quando pelo menos um dos reagentes é fraco, resultando em um sal ácido ou básico, dependendo do desequilíbrio.

Na forma iônica a equação revela a essência da neutralização que é a combinação do íon hidrogênio (H⁺) do ácido com o íon hidroxila (OH⁻) da base, formando moléculas de água:

H⁺ + OH⁻ → H₂O

Força de ácidos e bases

A força de um ácido é determinada pela intensidade de sua ionização, ou seja, pela quantidade de íons produzidos na solução. Portanto, o grau de ionização (α) é calculado por:

• Ácidos fortes: ionizam quase completamente (α ≈ 1). Ex.: HCl, HNO₃; e
• Ácidos fracos: ionizam parcialmente. Ex.: CH₃COOH.

A força de uma base é determinada pela intensidade de sua dissociação, ou seja, pela solubilidade: quanto mais solúvel, mais dissociado, mais íons OH⁻, logo mais forte é a base. Pode ser classificada em:

• Bases fortes: hidróxidos dos metais alcalinos e alcalino-terrosos (exceto Be e Mg). Ex: NaOH, Ca(OH)₂.
• Bases fracas: como a amônia (NH₃).

As constantes de ionização Ka (ácido) e Kb (base) medem essa força numericamente. Quanto maior, mais forte a substância. A força interfere diretamente no pH da solução final após uma neutralização.

Conceito de pH e pOH

O pH é uma escala que mede a acidez da solução:

• pH < 7: solução ácida;
• pH = 7: neutra; e
• pH > 7: básica.

O pH mede a concentração de íons hidrogênio (H⁺) enquanto que o pOH é uma medida da concentração de íons hidroxila (OH⁻) em uma solução:

• pH = –log [H⁺]; e
• pOH = –log [OH⁻].

A principal relação entre eles é:

pH + pOH = 14 (à 25 °C)

Soluções com ácidos fortes têm pH baixo; com bases fortes, pH alto. A condutividade elétrica também aumenta com a força do ácido/base.

O pH do estômago varia normalmente entre 1,5 e 3,5 quando esse valor está muito baixo (excesso de HCl) podem ser utilizados os antiácidos (compostos básicos como o bicarbonato de sódio) que aumentam o pH do estômago promovendo alívio da queimação.

Hidrólise salina

Nem todo sal resulta em solução neutra. A hidrólise ocorre quando íons do sal reagem com a água. Os casos comuns são:

• Ácido forte + base forte → sal neutro (NaCl);
• Ácido forte + base fraca → sal ácido (NH₄Cl);
• Ácido fraco + base forte → sal básico (CH₃COONa); e
• Ácido fraco + base fraca → depende dos valores de Ka e Kb.

Exemplo: Hidrólise de CH₃COO⁻

CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ → solução com pH > 7

Soluções tampão

São misturas capazes de resistir a variações bruscas de pH quando pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas, formadas por:

• Ácido fraco + seu sal (ex: CH₃COOH/CH₃COONa); e
• Base fraca + seu sal (ex: NH₃/NH₄Cl).

Essas soluções são fundamentais em diversos contextos:

• Sangue humano, tampão bicarbonato (H₂CO₃ / HCO₃⁻), manutenção do pH ≈ 7,4; e
• Na indústria química e farmacêutica, para controle do pH em processos sensíveis, garantindo estabilidade e eficiência.

Indicadores ácido-base

São substâncias que mudam de cor conforme o pH da solução, ajudando a identificar a acidez/basicidade:

• Fenolftaleína: incolor (pH < 8) → rosa (pH > 8);
• Alaranjado de Metila: vermelho (ácido) → amarelo (básico); e
• Azul de Bromotimol: amarelo (ácido), verde (neutro), azul (básico).

São usados principalmente em titulações.

Titulação ácido-base

A titulação é um procedimento experimental usado para determinar a concentração desconhecida de um ácido ou base. O processo envolve a adição lenta de um reagente de concentração conhecida (padrão) ao outro, até a neutralização completa.

A neutralização é identificada com a ajuda de um indicador ácido-base, que muda de cor no ponto de equivalência. As curvas de titulação variam de acordo com a força dos reagentes envolvidos:

• Ácido forte + base forte → pH no ponto de equivalência próximo de 7;
• Ácido fraco + base forte → pH final maior que 7; e
• Base fraca + ácido forte → pH final menor que 7.

Um cálculo frequente nesse processo é:

Onde:

• M representa a molaridade; e
• V é o volume de cada solução.

Reações ácido-base no cotidiano e meio ambiente

• Chuva ácida: ocorre pela emissão de SO₂ e NO_x na atmosfera, formam ácidos fortes (H₂SO₄, HNO₃) e diminuem o pH da chuva que causa danos à vegetação, monumentos e solos;
• Produtos de limpeza: muitos são básicos, como a amônia (NH₃), para remover gordura (ácida);
• Tratamento de água: o controle do pH é essencial para evitar corrosão de tubulações e garantir potabilidade; e
• Corpo humano: manter o pH sanguíneo, variações levam à acidose ou alcalose, prejudicando o metabolismo.

Questão do vestibular sobre reações ácido-base

Universidade do Estado do Rio de Janeiro (Uerj) 2018

No século XIX, o cientista Svante Arrhenius definiu ácidos como sendo as espécies químicas que, ao se ionizarem em solução aquosa, liberam como cátion apenas o íon H⁺. Considere as seguintes substâncias, que apresentam hidrogênio em sua composição: C₂H₆, H₂SO₄, NaOH, NH4Cl.

Dentre elas, aquela classificada como ácido, segundo a definição de Arrhenius, é:

A) C₂H₆
B) H₂SO₄
C) NaOH
D) NH₄Cl

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