EQUILÍBRIO QUÍMICO

EQUILÍBRIO CO₂ - HIDROGENOCARBONATO - BICARBONATO

É importante conhecer

A justificativa à afirmação acima se baseia em fatos como:

a) Os pares CO₂/HCO₃^- e HCO₃^-/CO₃^2- são sistemas tampão que existem na natureza em inúmeras situações e fluidos biológicos, como o sangue humano;

b) A dissolução de uma maior quantidade de CO₂ nos mares tende a acidificar as águas, colocando em risco formas de vida dependentes de cálcio como os corais e organismos que têm conchas;

c) Os carbonatos minerais naturais como calcita (CaCO₃) e magnesita (MgCO₃) só existem na medida em que o chamado "ambiente de deposição" da jazida é alcalino. Em contato com ácidos decompõem-se liberando CO₂;

d) Os comprimidos efervescentes contêm carbonato/hidrogenocarbonato e um ácido (geralmente o cítrico) no estado sólido; ao entrar em contato com a água, o ácido decompõe os carbonatos produzindo CO₂.

Esses fatos não são os únicos, mas são suficientes para compreender a importância deste equilíbrio em nossa vida, e o emprego frequente deste tema em provas de Química e Biologia.

A pressão atmosférica o CO₂ é pouco solúvel em água, a solução saturada a 25^oC contém 0,05 mol/L (2,2 g/L). Praticamente todo o CO₂ está na forma original, e uma pequena fração é convertida em ácido carbônico (H₂CO₃), pois o CO₂ é um óxido ácido, formado por não metais:

CO₂ + H₂O → H₂CO₃

Acompanhemos a figura. A medida que se adiciona base forte como NaOH, o pH sobre e começa a neutralização do primeiro H ionizável do ácido carbônico:

H₂CO₃ + OH^-  →   HCO^3-  +    H₂O

Forma-se o íon hidrogenocarbonato, mais conhecido como bicarbonato. 

Em pH em torno de 8,2, temos apenas íons HCO₃^- (veja a figura). A adição de mais NaOH começa a gerar uma mistura de HCO₃^- e CO₃^2- (íons carbonato):

HCO₃^- + OH^-  →  CO₃^2- + H₂O

Em pH a partir de ~12 somente o CO₃^2- aparece em quantidades significativas.

Esta postagem é uma adaptação do original publicado pela página parceira de Planeta Bio, Química Analítica Qualitativa Inorgânica UFRJ.