Por que os frascos de soluções de NaOH devem permanecer o menor tempo possível abertos?

Passo 1

O enunciado pergunta: “Por que os frascos de soluções de \mathrm{NaOH} devem permanecer o menor tempo possível abertos?”\n
Informações relevantes dadas implicitamente pelo enunciado: trata-se de uma solução aquosa de \mathrm{NaOH} e do contato dessa solução com o ar enquanto o frasco está aberto. A resposta deve explicar o que acontece quimicamente e por que isso é indesejável em laboratório.

Passo 2

Entendendo o que é uma solução de \mathrm{NaOH} e por que sua concentração importa.\n
A base \mathrm{NaOH} em água se dissocia quase completamente em íons:
\mathrm{NaOH\\ (aq) \rightarrow Na^{+}\\ (aq) + OH^{-}\\ (aq)}
Aqui, \mathrm{OH^{-}} é o íon responsável pela basicidade (pH alto) da solução. Em muitas aplicações de laboratório (titulações, preparo de reagentes, cálculos estequiométricos) o que importa é a concentração de \mathrm{OH^{-}}. Se essa concentração mudar, os resultados experimentais ficam errados. Então já temos um motivo prático: qualquer coisa que consuma \mathrm{OH^{-}} ou altere a massa/volume da solução estraga a concentração conhecida.

Passo 3

O ar contém \mathrm{CO_2} e água; \mathrm{CO_2} é um “óxido ácido”. O que isso significa na prática?\n
Quando \mathrm{CO_2} entra em contato com água forma-se ácido carbônico:
\mathrm{CO_2\\ (g) + H_2O\\ (l) \rightleftharpoons H_2CO_3\\ (aq)}
O ácido carbônico e o próprio \mathrm{CO_2} dissolvido reagem com \mathrm{OH^{-}} da solução, consumindo base. Reações importantes que ocorrem são:
\mathrm{CO_2 + NaOH \rightarrow NaHCO_3}
e, em excesso de base,
\mathrm{2\,NaOH + CO_2 \rightarrow Na_2CO_3 + H_2O}
Também podemos ver a etapa em termos de íons:
\mathrm{H_2CO_3 + OH^- \rightarrow HCO_3^- + H_2O}
Essas reações transformam \mathrm{OH^-} em carbonato ( \mathrm{CO_3^{2-}}) ou bicarbonato ( \mathrm{HCO_3^-}), ou seja, consomem a alcalinidade original da solução.

Passo 4

Consequência direta: a concentração de \mathrm{OH^{-}} diminui e a composição química muda.\n
Se parte do \mathrm{OH^{-}} é convertida em \mathrm{HCO_3^-} ou \mathrm{CO_3^{2-}}, a molaridade efetiva da \mathrm{NaOH} (o que você costuma calcular como “x mol/L de NaOH”) diminui. Para titulações e padrões químicos isso é fatal: a solução deixa de ter a concentração que está impressa no frasco, e os cálculos resultantes ficam errados. Além disso, pode se formar uma crosta de carbonato na superfície (um filme branco de \mathrm{Na_2CO_3}), visualmente indicando contaminação.

Passo 5

Outra característica: \mathrm{NaOH} é higroscópico / deliquescente.\n
Higroscópico significa que a substância atrai e retém vapor d’água do ar. Em contato prolongado com a atmosfera, \mathrm{NaOH} absorve umidade e pode até dissolver-se na água absorvida (deliquescência). Isso altera o volume e a concentração da solução (ou do sólido, se for o caso). Resumindo: além do \mathrm{CO_2}, a umidade do ar também muda as propriedades da amostra.

Passo 6

Impacto prático em laboratório e por que se deve abrir o frasco só o necessário.\n
  • Precisão: concentração muda -> resultados errados em análises quantitativas (titulações, padronizações).\n
  • Reprodutibilidade: soluções que envelhecem ao ar não dão resultados consistentes entre um dia e outro.\n
  • Aparência/contaminação: formação de carbonatos (crosta) e turbidez.\n
  • Segurança e material: para soluções concentradas, abrir desnecessariamente aumenta o risco de respingos; em longo prazo, \mathrm{NaOH} também pode atacar componentes do frasco (dependendo do material).\n
    Por isso, a prática correta é: manter o frasco bem tampado, abrir somente para retirar o volume necessário e, se for guardar por muito tempo, preparar soluções frescas ou padronizá-las periodicamente.

Passo 7

Resumo do mecanismo em uma frase curta (para fixar a ideia)\n
O ar fornece \mathrm{CO_2} (e vapor d’água) que reage com \mathrm{NaOH}, formando \mathrm{NaHCO_3} e \mathrm{Na_2CO_3}, o que consome \mathrm{OH^-} e altera a concentração e o pH da solução — por isso o frasco não deve ficar aberto.

Passo 8

Dicas práticas rápidas (o que fazer na prova e no laboratório)\n
  • Sempre feche os frascos imediatamente.\n
  • Prepare soluções padrão de \mathrm{NaOH} pouco antes do uso ou padronize-as (titulação com um padrão primário) se precisar de precisão.\n
  • Use frascos bem vedados, de material compatível, e armazene longe de CO2 (evite locais próximos a exaustores que tragam ar ambiente).\n
    Força aí — é chato, mas lembrar desse efeito evita muitos problemas práticos nas aulas e provas!

Resposta

Porque soluções de \mathrm{NaOH} absorvem \mathrm{CO_2} e umidade do ar, formando \mathrm{NaHCO_3} e \mathrm{Na_2CO_3} e consumindo \mathrm{OH^-}, o que altera a concentração e o pH da solução, tornando-a imprecisa para análises.

Exercícios relacionados