PROPRIEDADES ÁCIDO-BASE DE SOLUÇÕES SALINAS E SOLUÇÕES-TAMPÃO

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DESCRIÇÃO
Definição e classificação de sais, apresentação de conceitos relacionados à hidrólise salina e às soluções-tampão.
PROPÓSITO
Compreender os assuntos relacionados à hidrólise de sais, suas características ácidas e básicas, bem como suas capacidades de
hidrólise e os conceitos sobre soluções-tampão é imprescindível para entender como funcionam as reações químicas e os
sistemas fisiológicos, e alguns processos laboratoriais ou industriais que passam por análises químicas envolvendo esses tipos de
sistemas.
PREPARAÇÃO
Antes de iniciar o estudo deste material, tenha em mãos uma calculadora científica. Você também pode usar a calculadora de seu
smartphone ou computador na função científica.
OBJETIVOS
MÓDULO 1
Classificar os sais e suas soluções aquosas de acordo com suas características ácidas e básicas
MÓDULO 2
Definir a constante de hidrólise (Kh) e a determinação do pH de soluções salinas
MÓDULO 3
Descrever as características e as aplicações das soluções-tampão
INTRODUÇÃO
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Estudaremos, por meio deste conteúdo, a classificação dos sais e de suas respectivas soluções aquosas de acordo com suas
características ácido-base. Veremos como estimar a acidez ou basicidade de uma solução salina, utilizando, adequadamente, a
constante de hidrólise (Kh), relacionando-a com as constantes de acidez (Ka) e de basicidade (Kb). Por fim, entenderemos a
definição e as aplicações das soluções-tampão em diferentes sistemas, incluindo os sistemas fisiológicos.
MÓDULO 1
 Classificar os sais e suas soluções aquosas de acordo com suas características ácidas e básicas
O QUE É UM SAL?
Um sal pode ser considerado o produto de uma reação ácido-base. Quando um ácido e uma base reagem, dizemos que se
neutralizam. A maioria dos sais são eletrólitos fortes, o que significa que se dissociam quase completamente em seus íons
componentes quando dissolvidos em água.
Qualquer sólido iônico, como o cloreto de amônio, pode ser chamado de sal. Vejamos como esse sal se dissocia em água:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Os sais recebem diversas classificações de acordo com os elementos que os constituem, mas a classificação mais importante está
relacionada à origem de seus íons, os quais podem ser derivados de ácidos e bases fortes ou fracos.
Sabemos que os sais são formados por meio de uma reação de neutralização entre ácidos e bases. O cátion é proveniente da
base, enquanto o ânion é proveniente do ácido, como representado no esquema a seguir:
NH4 Cl(s) ! " ! NH
+
4!(aq) !! + ! Cl
#
(aq)
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� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Embora a reação entre um ácido e uma base seja denominada neutralização, a solução aquosa do sal resultante pode não ser
necessariamente neutra. Assim, dependendo do tipo e da força do ácido e da base que reagem, a solução aquosa formada é
classificada como neutra, ácida ou básica. 
A razão para esse fenômeno é que alguns sais, quando em solução aquosa, geram íons que podem reagir com a água, em um
fenômeno chamado de hidrólise, originando íons hidrogênio (H+) ou íons hidroxila (OH-) no meio. 
Quando em consequência da hidrólise, há aumento da concentração de íons H+, a solução salina se torna ácida. Em
contrapartida, se a hidrólise de íons gera OH-, a solução se torna básica. Entretanto, nem todas as soluções salinas serão ácidas
ou básicas, como veremos adiante. 
Antes de conhecermos o caráter ácido-base dos sais em solução aquosa, vamos entender como os diferentes cátions e ânions
interagem com a água, assistindo ao vídeo Propriedades de cátions e ânions na reação com a água.
Neste vídeo, você conhecerá um pouco sobre as propriedades de cátions e ânions na reação com a água.
CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS E SEU COMPORTAMENTO
ÁCIDO-BASE
Para entender melhor a hidrólise, vamos estudar o comportamento de quatro categorias de sais. Todos os sais existentes podem
ser classificados em alguma dessas categorias.
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SAL NEUTRO:
Formado pela reação entre ácido forte e base forte, esse tipo de sal é considerado neutro, porque, quando dissolvido em água,
seus íons dissociam-se completamente, mas não sofrem hidrólise e, por isso, não alteram o pH do meio.
O esquema a seguir mostra a reação entre um ácido e uma base fortes, cujo sal resultante tem caráter neutro:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Em água, o iodeto de potássio sofre dissociação de seus íons constituintes, de acordo com a equação a seguir:
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H ! I
Ácido!forte
K OH
Base!forte
KI
Sal!neutro
+ " + "H2O
KI(s) !!! + !!H2O(l)! " !!K
+
(aq)! + !!I
#
(aq)
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A dissociação de iodeto de potássio em água gera os íons potássio e iodeto, que não têm capacidade de sofrer hidrólise. Como
consequência, não há alteração nas quantidades dos íons hidrogênio e hidroxila da solução, e o caráter ácido-base da solução é
semelhante ao da água pura, ou seja, neutro (pH = 7). 
Outros sais que geram soluções neutras são o nitrato de potássio (KNO3) e brometo de lítio (LiBr). 
Os sais neutros são muito comuns não só no laboratório de química como também na culinária. O cloreto de sódio (NaCl), por
exemplo, é muito utilizado no preparo de receitas e na conservação de certos alimentos. Além disso, é um dos componentes do
soro caseiro e o soluto principal do soro fisiológico.
SAL BÁSICO:
Formado pela reação entre base forte e ácido fraco, esse tipo de sal contém um cátion proveniente de uma base forte, e seu ânion
é a base conjugada de um ácido fraco.
O exemplo a seguir mostra a reação de neutralização entre uma base forte e um ácido fraco, gerando um sal básico:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Os cátions das bases fortes, geralmente metais alcalinos e alcalinos terrosos, não sofrem hidrólise e, por isso, não alteram o pH da
solução. Já os ânions desses sais sofrem hidrólise e, como consequência, aumentam a concentração de íons hidroxila do meio.
Quando dissolvemos, por exemplo, o sal fenóxido de sódio (C6H5OK) em água, ele se dissocia em seus íons constituintes (íons
potássio e íons fenóxido), como mostra a reação a seguir:
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Os íons potássio não têm nenhuma capacidade de sofrer hidrólise. Entretanto, o ânion fenóxido reage com uma molécula de água,
recebendo dela um próton (H+) e gerando como produtos seu ácido conjugado (C6H5OH) e íons OH
-. Dessa forma, o pH se torna
C6H5OH(aq)
Ácido!fraco
K OH(aq)
Base!forte
!C6H5 OK !(aq)
Sal!básico
+ " + !H2O!(l)
Dissociação! do !fenóxido! de !potássio : !C6H5 OK !(aq)! + !H2O(l)! " !K+(aq)!
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básico (pH > 7) devido aos íons hidroxila livres na solução, conforme apresentado na reação a seguir:
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Generalizando, os sais derivados de um ácido fraco – como, por exemplo, o fenol (C6H5OH) – e de uma base forte (KOH)
sempre produzirão soluções salinas básicas.
Outros exemplos de sais básicos são cianeto de potássio (KCN), nitrito de sódio (NaNO2) e bicarbonato de sódio (NaHCO3).
Alguns sais básicos, como o acetato de sódio (CH3COONa), podem atuar como componentes de sistemas-tampão, sobre os quais
discutiremos adiante, com a finalidade de manter o pH de um meio dentro de determinada faixa. Isso é especialmente útil em
aplicações bioquímicas, em que as reações e a estrutura de muitas moléculas são dependentes do pH do meio.
 CURIOSIDADE
O acetato de sódio tem outra aplicação interessante: ele é usado em compressas quentes. Esse sal tem uma característica
peculiar de ser solúvel em água quente e cristalizar em água fria. Sua cristalização é um processo altamente exotérmico – que
libera calor durantea reação. Por isso, o uso em compressas quentes faz com que a temperatura se mantenha por mais tempo
devido à cristalização do acetato de sódio.
SAL ÁCIDO:
Formado pela reação entre ácido forte e base fraca, nesse tipo de sal, o cátion, que é proveniente da base fraca, sofre hidrólise em
meio aquoso, enquanto o ânion, que é proveniente de um ácido forte, tem capacidade desprezível de reagir com a água.
O exemplo a seguir mostra a reação entre o ácido clorídrico (HCl) e o hidróxido de amônio (NH4OH), gerando como produto o
cloreto de amônio (NH4Cl):
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Quando o cloreto de amônio é dissolvido em água, ocorre a dissociação em seus íons amônio e cloreto:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
O íon cloreto produzido é incapaz de sofrer hidrólise, porque é a base conjugada do ácido forte HCl. Entretanto, o íon amônio é
capaz de sofrer hidrólise, gerando como produtos o hidróxido de amônio e íons H+ livres na solução, que tornam o pH mais ácido
(pH < 7), conforme mostra o esquema a seguir:
C6H5O#!! + !!H2O! $ !!C6H5 OH !! + ! OH
#
H # Cl
Ácido! forte
NH4 OH
Base ! fraca
NH4 Cl
Sal !ácido!!
+ " + !H2O
Dissociação! do ! sal ! cloreto ! de !amônio : ! NH4 Cl !! + !!H2O! " ! NH+4 ! + !
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� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
BASE CONJUGADA DO ÁCIDO FORTE
Tipo de base incapaz de aceitar prótons.
O sal cloreto de amônio (NH4Cl) tem uma aplicação interessante. Em alguns países frios, é utilizado no tratamento de pistas de
esqui para endurecer a neve e impedir seu derretimento. Isso se deve ao fato de esse sal diminuir ainda mais a temperatura de
fusão do gelo.
SAL DERIVADO DE UM ÁCIDO FRACO E UMA BASE FRACA:
Esse tipo de sal, quando dissolvido em água, apresenta duas reações competitivas, produzindo tanto íons hidrônio quanto íons
hidróxido. Então, a solução resultante pode ter pH neutro, ácido ou básico, dependendo da força relativa do par ácido-base
conjugado.
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A dissociação do acetato de amônio gera os íons acetato e amônio em solução:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Em solução, tanto os íons acetato quanto os íons amônio sofrem reações de hidrólise, conforme mostra as reações a seguir:
Hidrólise! do !cátion!(íon!amônio): ! NH+4 !! + !!H2O! $ NH4 OH ! + !H+
CH3COOH
Ácido!fraco
NH3
Base!fraca
!
CH3COONH4
Sal
+ $
CH3 COONH4 !!! + !!H2O! " NH+4 ! + ! CH3 COO
#
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� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
O pH desse tipo de solução dependerá da extensão com que as reações de hidrólise do cátion e do ânion ocorrem. Se a reação
de hidrólise do cátion for predominante, o pH do meio será ácido. Mas, se a hidrólise do ânion ocorrer de maneira mais
significativa, a solução terá um caráter básico. É possível que aconteçam, ainda, situações em que tanto o cátion quanto o ânion
do sal sofrerão hidrólises na mesma proporção, sem que haja, portanto, alterações relevantes no pH da solução.
EXTENSÃO
Força de ionização de um ácido (a extensão vai depender da constante de hidrólise, que será discutida à frente).
RELAÇÃO ENTRE FORÇA DE ÁCIDOS E BASES
CONJUGADOS
Vimos que produtos de uma reação entre um ácido e uma base são denominados sais. Entretanto, no que concerne à capacidade
de doar e receber prótons, os íons componentes de um sal podem ser considerados ácidos ou bases conjugados.
Para entender isso melhor, vamos recorrer ao que diz a teoria ácido-base de Brønsted-Lowry:
Ácido é um doador de prótons (íons H+) e base é um aceitador/receptor de prótons.
A teoria de Brønsted-Lowry pode ser usada para ácidos e bases conjugados. O esquema a seguir exemplifica bem esse conceito:
Hidrólise! do !cátion!(íon!amônio): ! NH+4 ! + !H2O! $ NH4 OH ! + !H+
Hidrólise! do !ânion!(íon! acetato): ! CH3 COO# ! + !H2O! $ ! CH3 COOH !!
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 Ácidos e bases conjugados
No esquema, identificamos que o acetato formado é uma base, porque pode aceitar um próton para produzir ácido acético. Já o
íon metilamônio é um ácido, porque é capaz de doar um próton e se converter em metilamina. Assim, o ácido acético e o íon
acetato formam um par ácido-base conjugado. Já a metilamina e o íon metilamônio são igualmente um par conjugado.
 COMENTÁRIO
A força dos ácidos e bases depende da capacidade dessas espécies de reagir completamente ou apenas parcialmente para
produzir íons hidrônio (H+) ou íons hidroxila (OH-). No entanto, alguns compostos reagem de forma tão completa que são
inquestionavelmente ácidos ou bases fortes.
Um ácido ou base forte está completamente dissociado em solução aquosa. As constantes de equilíbrio, que veremos a seguir,
para suas reações são grandes, e praticamente nenhuma forma não dissociada da base ou do ácido existe em solução aquosa.
Esse é o caso dos ácidos clorídrico (HCl), nítrico (HNO3), perclórico (HClO4) e sulfúrico (H2SO4), e das bases fortes LiOH, NaOH,
KOH, RbOH, CsOH e R4NOH.
H2SO4
Ácido considerado forte apenas para o primeiro próton.
R4NOH
Fórmula geral para uma base contendo um cátion amônio com quatro grupamentos orgânicos, como, por exemplo,
CH3(CH2)3N
+OH-.
Já ácidos fracos, representados pela fórmula genérica HA, reagem com a água, doando para ela um próton e gerando íons
hidrônio. Os ácidos fracos podem estar dissociados apenas parcialmente em água, ou seja, no meio, existem quantidades
expressivas de HA, que permanece não ionizado. A extensão é medida pela constante de ionização do ácido, representado por Ka:
HA ! + !H2O!! $ !H3O+ + !A#!!!Ka = !
[ H3O+ ] [A#]
[HA]
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As bases fracas, por sua vez, reagem com a água, retirando um de seus prótons. É possível escrever a reação de hidrólise e sua
constante de basicidade (Kb) da seguinte maneira:
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Os valores de Ka e Kb são tabelados. Você sempre poderá fazer uma relação entre o Ka e o Kb para um par ácido-base conjugado
em solução aquosa, utilizando a constante de autoprotólise (ionização) da água pura (Kw). Veja a relação a seguir:
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Basta aplicar os conhecimentos sobre a força dos ácidos e das bases, bem como suas constantes de equilíbrio, para descobrir se
uma solução salina terá um pH ácido ou básico. Lembrando sempre que o ânion do sal é proveniente do ácido, e o cátion do sal é
proveniente de uma base.
 ATENÇÃO
Um ácido será fraco, se o Ka for muito baixo (Ka << 1). Já uma base será considerada fraca, se o Kb for muito baixo (Kb <<1).
Logo, quanto menor o Ka, mais fraco o ácido, e, quanto menor o Kb, mais fraca a base.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
MÓDULO 2
 Definir a constante de hidrólise (Kh) e a determinação do pH de soluções salinas
B : ! + !!H2O!! $ !! BH+ ! + ! OH
# !!!!Kb = !
[ BH+ ] [OH#]
[B]
HA !! $ !!!H+!!!! + !!A#!!!!Ka =
[H+][A#]
[HA]
A"!+!!H2O!#! HA !+! OH" !!!!!Kb=
[ HA ] [OH"]
A"
H2O!!#!!H+!+! OH" !Ka!x!Kb= ! =Kw[ H+ ] [A"][HA] [ HA ] [OH"][A"]
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CÁLCULO DA CONSTANTE DE HIDRÓLISE PARA
SOLUÇÕES SALINAS
No módulo anterior, vimos que, quando dissolvemos sais em água, nem sempre, a solução resultante será neutra. Isso significa
que, em determinados casos, a solução pode assumir características ácidas ou básicas. 
Neste módulo, veremos, de forma mais detalhada, como determinar quantitativamente as características ácidas e básicas dos
sais, a partir do cálculo da constante de hidrólise para os quatro grupos distintos de sais, e a correlação desse parâmetro com as
constantesde acidez (Ka) e basicidade (Kb).
SAIS DERIVADOS DE ÁCIDOS FORTES E BASES FORTES
Como sabemos, as soluções aquosas preparadas a partir de sais neutros apresentam pH igual a 7. Isso acontece porque seus
íons não reagem por meio de hidrólise com a água. Então, as quantidades de íons hidrogênio e hidroxila não se alteram, ou seja,
apresentam concentrações iguais de ambos os íons, o que resulta no pH neutro da solução.
A equação a seguir mostra a reação de autoprotólise da água e sua respectiva constante, em que as concentrações de íons H+ e
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OH- são iguais e caracterizam a condição de neutralidade observada na água pura e em soluções salinas. Nesse caso, não há
hidrólise dos íons componentes do sal:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A equação 1 também pode ser escrita da seguinte maneira para uma molécula de água:
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
SAIS DERIVADOS DE ÁCIDOS FRACOS E BASES FORTES
(SAIS BÁSICOS)
(Equação!1)
2H2O $ H3O+ + ! OH
# !!Kw! = ![H3O+][OH
#]!!
(Equação!2)
H2O!! $ !!!H+!! + !! OH
# !!!!Kw =[H+][OH
#]
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Quando dissolvidos em água, sais de ácidos fracos e bases fortes produzem soluções de caráter básico. Para entendermos as
reações de hidrólise que acontecem nesse tipo de solução, precisamos considerar a equação de ionização da água e as
características químicas dos íons que compõem esses sais.
Lembrando que a água é composta pelos íons hidrogênio e hidroxila e é possível escrever a equação de dissociação da seguinte
maneira:
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Vamos usar como exemplo o sal acetato de sódio, cuja dissociação em água é representada na reação a seguir:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A hidrólise do sal gera os seguintes produtos:
Nessa reação, os íons acetato vão receber íons hidrogênio da água, formando ácido acético – um ácido fraco. Já os íons hidroxila
ficarão em excesso em relação aos íons hidrogênio e a solução apresentará caráter básico.
(Equação!2)
H2O!! $ !!H+!! + !! OH
# !!!!Kw =[H+][OH
#]
(Equação!3)
CH3 COONa ! " !Na+!! + !!!CH3COO
#
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DETERMINANDO A CONSTANTE DE HIDRÓLISE PARA UM SAL
BÁSICO
Genericamente, vamos assumir que um sal básico tem como ânion a espécie A-, que é base conjugada de um ácido fraco HA.
Quando esse sal é dissolvido em água, seu ânion A- se combinará com os íons hidrogênio da água para formar o ácido não
dissociado (em sua forma molecular) da seguinte maneira:
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Os íons hidrogênio que reagem com o ânion são provenientes da reação de ionização ou autoprotólise da água, conforme a
equação 5:
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Combinando a reação de protonação do ânion A- (equação 4) e a expressão de ionização da água (equação 5), podemos
encontrar sua reação de hidrólise demonstrada na equação 6:
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 SAIBA MAIS
Para chegar à equação 6, basta somar as reações das equações 4 e 5 e eliminar as espécies químicas iguais que estão em lados
opostos da expressão.
Agora, vamos identificar os reagentes e os produtos em nossa reação?
(Equação!4)
H+!! + !!A#!! $ !!! HA !
(Equação!5)
H2O!!!! $ !!!!H+!! + !! OH
#
H+ ! + !!A#!! $ !!! HA !!(Equação!4)
H2O!!!!$!!!! H+ !!+!!OH #!(Equação!5)A#!!+!!!H2O!!$!HA!!+!!OH #!!!!!!(Equação!6)
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� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Identificados cada produto e reagente, podemos montar nossa expressão da constante de hidrólise, Kh:
A concentração da água pode ser considerada constante e, assim, ser desprezada na equação. Da expressão, é possível concluir
que quanto maior o valor do Kh, maior será o grau de hidrólise e mais alcalina será a solução.
 ATENÇÃO
Os valores da constante de hidrólise não precisam ser medidos e tabelados de forma separada, porque podemos encontrá-los
usando a constante de ionização da água (Kw) e as constantes de ionização dos ácidos fracos – também chamadas de
constantes de acidez (Ka).
 COMENTÁRIO
Vamos entender isso na prática!
Para escrevermos a constante de acidez e visualizarmos as espécies químicas que usaremos, primeiro, devemos escrever a
ionização dos ácidos em seus íons constituintes e sua respectiva expressão matemática de Ka, de acordo com a equação 4:
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Considere também a expressão da autoprotólise da água, apresentada na equação 2:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A#!! + !!!H2O!""""""#$""""""%
Reagentes
!!!$!!!!HA !! + !! OH#!"""""""#$"""""""%
Produtos
!!(Equação!6)
HA !!$!!!H+!!!! + !!A#!!!Ka = ! !!(Equação!4)[ H+ ] [ A# ][ HA ]
Kw=[H +][OH #]
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Se dividirmos a equação 2 pela equação 4, acharemos a constante de hidrólise:
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Reorganizando a expressão, chegaremos à expressão da constante de hidrólise (equação 8):
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Você sempre poderá relacionar a constante de hidrólise à constante de ionização da água (Kw) e à constante de acidez (Ka).
Outro conceito importante é o grau de hidrólise, que indica a fração molar do ânion ou do cátion hidrolisado no equilíbrio.
Vamos considerar que a concentração total do ânion, isto é, do próprio sal, seja representada por c, e o grau de hidrólise
representado por x. Então, no equilíbrio, as concentrações das substâncias apresentadas na equação 8 serão:
 
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Se substituirmos esses valores na expressão da constante de hidrólise (equação 8), temos a expressão:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Se o valor de x for muito menor do que 1 (entre 2% e 5%), então, a subtração 1 - x será desconsiderada e a equação poderá ser
simplificada para:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Em que o grau de hidrólise x é representado por:
= =[ H+ ][OH#]!!x!KwKa [ H
+ ] [ OH# ]
[ H+ ] [ A# ]
[ HA ]
Kw
Ka
[ HA ]
[ H+ ] [ A# ]
= Kh = ! !(Equação!8)KwKa [ HA ] [ OH
# ]
[ A# ]
[OH#]! = !cx
[HA]! = !cx
[A#]! = !c!– !cx! " Se ! colocarmos !c! em !evidência, ! teremos ![A#]! = !c!(1! # !x)
Kh = ! !(Equação!9)cx21!–!x
Kh = cx2
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No equilíbrio estequiométrico da hidrólise do ânion de um sal genérico, as concentrações dos íons hidroxila e a concentração do
ácido não dissociado serão iguais. Afinal, à medida que o ânion hidrolisa, gera íon hidroxila e ácido em sua forma molecular em
quantidades proporcionais. Logo:
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Já a concentração total do sal será igual à concentração do ânion A-, quando o grau de hidrólise x for pequeno demais. Assim:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Lembre-se de que, originalmente, a concentração do ânion é dada por [A-] = c (1 - x), mas, se o grau de hidrólise x for muito
pequeno, não fará sentido usá-lo na expressão para encontrar a concentração [A-]. Resumindo, no equilíbrio, teremos:
 
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Considerando esses conhecimentos, podemos combiná-los à equação da hidrólise (equação 8) e representá-la assim:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Lembrando que Kh pode se relacionarà constante de acidez (Kh = Kw/Ka, sendo Kw= 1 x 10
-14) e à constante de ionização da
água (onde [OH-] = Kw/[H
+]). É possível combiná-las com a equação 11 e chegar à expressão da concentração hidrogeniônica
(equação 12):
x! = !! !(Equação!10)Khc
[OH #]! = ![HA]
[A#]! = !c
[OH #]! = ![HA]! " Concentração! dos !íons! hidroxila ! igual !à !concentração! do !ácido.
[A#]! = !c! " !Concentração! do !ânion! igual !à !concentração! total ! do ! sal.
Kh = ! !!!(Equação!11)
[OH#]2
c
Kh = ! ! % !! = !
[OH#]2
c
Kw
Ka
(Kw)
2
[ H+ ] 2
1
c
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� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Ao multiplicar cruzado e simplificar as constantes, teremos a equação em função da concentração de H+:
 
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Uma vez conhecida a concentração hidrogeniônica, podemos encontrar o pH da solução por meio da seguinte expressão:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Vejamos um exemplo prático!
 EXEMPLO
Estime o pH de 0,15 M de Ca(CH3CO2)2.
Dado: Ka (CH3CO2H) = 1,8 x 10
-5.
Para determinar o pH desta solução, primeiro, devemos encontrar as espécies que serão hidrolisadas. Nesse caso, somente o
ânion sofre hidrólise, dando origem a um ácido fraco:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A constante de basicidade para essa reação pode ser escrita da seguinte maneira:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A concentração molar inicial de acetato é 2 x 0,15 mol/L = 0,30 mol/L, porque a fórmula é composta por 2 íons de acetato. Vejamos
a quantidade de cada espécie que participa do equilíbrio:
[H+]
2
!x!Kw!x!c = Ka!x!(Kw)
2
[H+]2 = ! !!! % ![H+]2 = !
(Kw)
2
Kw
Ka
c
KwKa
c
[H+]= ! ! = 10#7!!KwKac Kac (Equação!12)
pH! = !– ! log ![H +]!!!(Equação!13)
CH3 CO
#
2 ! + !H2O!!! $ !!! CH3 CO2 H! + ! OH
#
Kb = !
[ CH3 CO2 H ] [ OH
# ]
[ CH3 CO#2 ]
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 Concentração molar de cada espécie.
Como são liberados íons hidroxila no meio, precisamos encontrar o Kb utilizando a relação Kb = Kw/Ka:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Sabendo o valor da constante de basicidade, podemos substituir as molaridades do equilíbrio na expressão de Kb:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Se considerarmos que x é menor do que 5% de 0,30 (isto é, x < 0,015), o denominador (0,30 - x) será aproximadamente 0,30.
Desse modo, é possível simplificar a reação para encontrar o valor de x, ou seja, dos íons hidroxila:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Assim, verificamos que x é realmente menor do que 0,015.
Tomando o valor da concentração de OH-, podemos substituí-lo na expressão pOH = -log [OH-] e encontrar pOH = 4,89. Se pH =
14 - pOH, acharemos que pH = 9,11 (pH básico).
SAIS DERIVADOS DE ÁCIDOS FORTES E BASES FRACAS
Kb = ! !! = !5,6!x!10
#10[ 1,0!x!10
#14 ]
[ 1,8!x!10#5 ]
Kb = ! ! = ! = !5,6!x!10
#10[ CH3 CO2 H ] [ OH
# ]
[ CH3 CO
#
2 ]
x&x!
0,30#x
= !5,6!x!10#10x
2!
0,30
x =[OH #]= !!0,30! &(5,6!x10#10)! = 1,3!x!10#5
09/11/2023 16:01
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Vamos analisar o sal cloreto de amônio, cuja fórmula química é NH4Cl:
Na equação 14, é possível ver que, quando dissolvemos sais com características iguais ao cloreto de amônio em água, o cátion
(M+) reage com os íons hidroxila produzidos pela ionização da água, formando uma base fraca e um ácido forte. O ácido forte está
totalmente dissociado em água, o que aumenta a quantidade de íons hidrogênio na solução, indicando que o pH da solução pode
ficar mais ácido.
Podemos expressar o equilíbrio global da reação de hidrólise do cátion e a constante de hidrólise por:
 
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
DETERMINANDO A CONSTANTE DE HIDRÓLISE PARA UM SAL
ÁCIDO
Na reação de hidrólise de um sal derivado de ácido forte e base fraca, o cátion é hidrolisado, gerando uma base fraca. Nesse
caso, podemos relacionar a expressão da hidrólise à constante de ionização da água e à constante de ionização da base fraca
(Kb) da seguinte maneira:
M+ + !H2O! $ ! MOH ! + !H+!!!(Equação!15)
Kh = !
[ MOH ] [ H+ ]
[ M+ ] (Equação!16)!
Kh = ! = ! !!(Equação!17)
[ MOH ] [ H+ ]
[ M+ ]
Kw
Kb
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� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Para encontrarmos o grau de hidrólise (x), é possível ligar esse parâmetro à constante de hidrólise:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Quando x for muito pequeno (entre 2% e 5%), podemos simplificar essa equação para Kh = x
2c. Nessa expressão, c é a
concentração total do sal. Após reorganizar as variáveis da equação, o grau de hidrólise (x) pode ser representado por:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Se você quiser encontrar a concentração de H+, use a expressão de hidrólise escrita na equação 17, considerando que a
concentração da base fraca não dissociada é igual à concentração dos íons hidrogênio:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Nesse sistema, a concentração do cátion M+ será igual à concentração total do sal, quando o grau de hidrólise x for muito
pequeno. Logo:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Isso acontece porque, originalmente, a concentração do ânion é dada por [M+] = c (1 - x). Então, quando o grau de hidrólise (x) for
muito pequeno, a parte (1 - x) será aproximadamente igual a 1. Dessa forma, não faz sentido usá-lo na expressão para encontrar a
concentração [M+].
Assim, no equilíbrio, teremos:
 
Kh = ! !!!(Equação!18)!! !
Sabendo ! que, ! no !equilíbrio, !temos : !
[MOH]! = !cx
[H +]! = !cx
[M +]! = !c!– !cx! " Se!colocarmos!c!em!evidência, !
teremos![M +]! = !c!(1! # !x)
cx2
1!–!x
x = !! !(Equação!18a)Khc
[MOH]! = ![H +]!(Equação!19)
[M +]! = !c
[MOH]! = ![H+]! " Concentração! de !H+! igual !à !concentração! da ! base ! fraca.
09/11/2023 16:01
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� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Considerando essas informações, podemos reorganizar a equação da hidrólise (equação 16) em função da concentração de íons
H+ da seguinte maneira:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Uma vez conhecida a concentração hidrogeniônica [H+], é possível encontrar o pH da solução, calculando o logaritmo negativo da
concentração de íon H+ pela seguinte expressão:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Veja a aplicação desses conceitos no exemplo a seguir.
 EXEMPLO 2
Calcule a constante de hidrólise e o pH de uma solução de 0,01 M de cloreto de amônio.
Dados:
Kb = 1,71 x 10
-5
pKb = 4,77
Você se lembra do passo a passo para encontrarmos o pH de uma solução salina?
Primeiro, vamos escrever o equilíbrio de hidrólise para o cátion. Lembre-se de que somente íons provenientes de bases ou ácidos
fracos sofrem hidrólise. Logo:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Para esse equilíbrio, podemos expressar a constante de hidrólise da seguinte maneira:
[M+]! = !c " Concentração! do !cátion! igual !à !concentração! total ! do ! sal.
[H+]= ! = 10#7!!Kw&cKb cKb (Equação!20)
pH = #log[H +](Equação!21)
NH+4 !! + !!!H2O!!! $ !! NH4 OH ! + !!H
+
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� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Você pode calcular o pH utilizando a equação 19. Se c é a concentração total do sal, teremos:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Sabendo que a concentração de H+ é 2,4 x 10-6 M, encontraremos o pH da solução igual a 5,62.
SAIS DERIVADOSDE ÁCIDOS FRACOS E BASES FRACAS
Quando sais derivados de ácidos fracos e bases fracas são dissolvidos em água, tanto o cátion quanto o ânion sofrem hidrólise. A
hidrólise do cátion conduz à formação da base fraca não dissociada, enquanto a hidrólise do ânion produz um ácido fraco.
Você pode ignorar os íons hidrogênio e hidroxila nesse processo, pois eles se recombinam parcialmente, formando água. Assim,
temos:
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Dependendo dos valores das constantes Ka e Kb, é possível destacar três hipóteses:
HIPÓTESE 1
Se Ka > Kb, o ácido será mais forte do que a base. Logo, a concentração de íons H
+ será maior do que a concentração dos íons
hidroxila. Consequentemente, a solução se tornará mais ácida.
HIPÓTESE 2
Quando Ka < Kb, a base será mais forte do que o ácido formado. Nesse caso, acontecerá o inverso da situação anterior. Haverá
aumento na concentração de íons OH- e a solução terá caráter básico.
HIPÓTESE 3
Quando Ka = Kb, a base e o ácido são igualmente fracos. Portanto, as concentrações de H
+ e OH- serão iguais e a solução será
neutra.
Kh = ! = ! = ! = 5,85!x!10
#10[ NH4 OH ] [ H
+ ]
[ NH+4 ]
Kw
Kb
10#14
1,71x10#5
[H+]= ! = 10#7!! ! = 2,4!x!10#6Kw&cKb 0,011,71!x!10#5
Hidrólise! do !cátion : !M+! + !!H2O! $ ! MOH!"#$"%
Base ! fraca
! + !H+!(Equação!22)
Hidrólise! do !ânion : ! : A# + H2O $ ! HA!#$%
Ácido! fraco
! + ! OH# !(Equação!23)
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DETERMINANDO A CONSTANTE DE HIDRÓLISE PARA SAIS DE
ÁCIDOS FRACOS E BASES FRACAS
Nesse sistema, a hidrólise do cátion gera uma base fraca e a hidrólise do ânion gera um ácido fraco. Assim, devemos analisar
tanto o Ka quanto o Kb para saber se há excesso de íons hidrogênio ou de íons hidroxila. Considerando as reações nas equações
22 e 23, teremos:
Ainda considerando essas reações, você pode escrever a constante de hidrólise de um sal derivado de base e ácido fracos da
seguinte maneira:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Na reação de hidrólise desse tipo de sal, no equilíbrio, as somas das concentrações das espécies de carga positiva (cátions) e das
espécies de carga negativa (ânions) serão iguais. Essa condição é conhecida como equilíbrio das cargas, sendo escrita assim:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Já a concentração do sal, representada por c, pode ser demonstrada de duas maneiras diferentes:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Combinando as equações das constantes de equilíbrio da reação de hidrólise do cátion e do ânion, além da constante de
ionização da água, você é capaz de chegar à expressão da concentração hidrogeniônica:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Kh = ! = ! !!(Equação!26)
[ MOH ] [ H+ ] [ HA ] [ OH# ]
[ M+ ] [ A# ]
Kw
KaKb
[H+]! + ![M+]! = ![OH#]! + ![A#]
c! = ![HA]! + ![A#]!!!e!!!!c! = ![M+]! + ![MOH]!
[H+]! = ! !!!(Equação!27)Kw&KaKb
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 COMENTÁRIO
Note que o pH desse sistema depende tanto das constantes de dissociação da base fraca quanto do ácido fraco, que dão origem
ao sal, e o pH não depende da concentração do sal como nos outros casos.
Neste vídeo, você conhecerá um pouco sobre a constante de hidrólise (Kh) e sua relação com Ka e Kb.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
MÓDULO 3
 Descrever as características e as aplicações das soluções-tampão
SISTEMAS-TAMPÃO
Já conhecemos as características ácidas e básicas de sais, e aprendemos a relacioná-las a suas constantes de ionização (Ka e
Kb) para encontrar o pH de uma solução salina. Agora, neste módulo, abordaremos um tópico muito importante, principalmente
para compreendermos o funcionamento dos sistemas fisiológicos: o conceito de solução-tampão.
Antes disso, precisamos entender o fenômeno químico que serve de base para o funcionamento e a aplicabilidade dos sistemas-
tampão: o efeito do íon comum.
09/11/2023 16:01
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EFEITO DO ÍON COMUM
Quando aumentamos a quantidade de um dos íons envolvidos em um sistema em equilíbrio, a reação se desloca, como previsto
pelo princípio de Le Chatelier, de modo a reduzir a alteração imposta e restabelecer o equilíbrio.
O princípio de Le Chatelier afirma que, se adicionarmos, por exemplo, um segundo sal ou ácido que fornece um dos mesmos íons
já presentes – ou seja, um íon comum – a uma solução de um sal, então, o equilíbrio vai se ajustar para diminuir a concentração
dos íons adicionados.  Isso faz com que um eletrólito fraco – como um ácido ou base fraca –, na presença de um íon comum
proveniente de um eletrólito forte, sofra menos ionização do que se fosse o único soluto da solução.
O QUE É UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO?
Uma solução-tampão é um sistema que resiste às mudanças bruscas de pH, mesmo quando adicionamos pequenas quantidades
de ácidos ou bases fortes. Em Bioquímica, as soluções-tampão são muito utilizadas, principalmente porque o funcionamento dos
sistemas biológicos depende muito do pH.
Em alguns momentos no laboratório, seja para uma análise qualitativa seja para a calibração de um equipamento analítico, será
necessário, antes de um teste, ajustar a concentração de íons H+ a um valor determinado e mantê-la durante a análise que se
deseja realizar.
 ATENÇÃO
Se você precisar de um meio fortemente ácido (pH entre 0 e 2) ou fortemente básico (pH entre 12 e 14), poderá consegui-lo
adicionando quantidades suficientes de um ácido ou de uma base forte. Entretanto, se você quiser manter um sistema em uma
faixa de pH entre 2 e 12, por exemplo, dificilmente chegará a esse intervalo de pH utilizando tal estratégia. É nesse contexto que
entram as soluções-tampão.
Como veremos a seguir, existem dois tipos de solução-tampão:
As soluções formadas a partir da mistura de um ácido fraco e seu sal.
09/11/2023 16:01
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
As soluções preparadas pela dissolução conjunta de uma base fraca e seu sal.
Vejamos o que acontece em cada uma e como elas se comportam quando adicionamos volumes pequenos de ácido ou base
fortes ao sistema.
Solução-tampão partindo de um ácido fraco e seu sal
Essa solução é formada pela mistura de um ácido fraco com um sal do mesmo ânion desse ácido.
Vamos considerar uma solução-tampão constituída de ácido acético CH3COOH(aq) e acetato de sódio (CH3COONa(s)). Vejamos
quais são as equações envolvidas nesse sistema:
Agora, vamos entender como essa solução-tampão se comporta nas seguintes situações:
ADIÇÃO DE UMA PEQUENA QUANTIDADE DE ÁCIDO FORTE
Se adicionarmos um ácido forte, a concentração dos íons H+ aumentará. Esses íons se combinarão com os íons acetato que estão
em solução para formar ácido acético não dissociado, de acordo com a equação a seguir:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Assim, a concentração hidrogeniônica e o pH permanecerão, praticamente, inalterados. Isso ocorre porque a interação entre os
íons acetato e os íons H+ diminui a quantidade de íons H+ livres no meio e, consequentemente, aumenta a quantidade de ácido
acético não dissociado.
ADIÇÃO DE UMA PEQUENA QUANTIDADE DE BASE FORTE
Se adicionarmos uma base forte, a concentração dos íons OH- aumentará. Os íons hidroxila reagirão com o ácido acético para
formar água, liberando íons acetato, conforme a reação a seguir:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
CH3 COO
# ! + !!H3O+!! $ !!! CH3 COOH ! + !!H2O
CH3 COOH ! + ! OH
# ! $ ! CH3 COO
# ! + !H2O
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Assim, os íons hidróxido adicionados são neutralizados pelo ácido acético da solução-tampão, e não há alteração do pH.
 ATENÇÃO
A presença de espécies químicas capazes de reagir com íon H+ e com íons OH- faz com que essas soluções apresentem certa
resistência tanto à adição de ácidos quanto à adição de bases, impedindo mudanças bruscas no pH do meio. Por isso, elas são
chamadas de soluções-tampãoou soluções reguladoras.
SOLUÇÃO-TAMPÃO PARTINDO DE UMA BASE FRACA E SEU SAL
Uma solução-tampão também pode ser preparada por meio de uma mistura de uma base fraca e um sal que contenha o mesmo
cátion da base. 
Considere uma solução-tampão formada por hidróxido de amônio (NH4OH(aq)) e cloreto de amônio. Teremos as seguintes
reações: 
Vejamos como esta solução-tampão se comporta quando adicionamos uma pequena quantidade de ácido ou base forte ao
sistema:
ADIÇÃO DE UMA PEQUENA QUANTIDADE DE ÁCIDO FORTE
Nesse caso, os íons H+ oriundos da adição do ácido forte serão neutralizados por meio da reação com a base fraca não
dissociada (NH4OH), como podemos ver na reação a seguir:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Assim, todo íon hidrogênio adicionado à solução será consumido na reação com a base fraca, e a variação de pH (se houver) será
muito pequena, porque a concentração dos íons OH- permanecerá constante.
ADIÇÃO DE UMA PEQUENA QUANTIDADE DE BASE FORTE
Quando adicionamos uma base forte, como, por exemplo, hidróxido de sódio, os íons hidroxila reagem com o íon amônio
produzido na dissociação da base fraca (hidróxido de amônio) e do sal (cloreto de amônio), como vemos no esquema a seguir:
NH4 OH(aq) !! + !!H
+
!!!(aq)!! " !! NH
+
4!(aq) !! + !!!H2O
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� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Desse modo, o aumento dos íons OH- em solução pela adição da base forte é compensado pelo aumento proporcional de
NH4OH(aq). Com isso, o pH não sofre grandes alterações.
EQUAÇÃO DE HENDERSON-HASSELBALCH
Como vimos, uma solução-tampão resiste a mudanças bruscas no pH. Para verificar seu pH, podemos usar a equação de
Henderson-Hasselbalch.
Assim, é possível calcular a concentração hidrogeniônica de uma solução, levando em conta a constante de equilíbrio para tal
solução. Se considerarmos, por exemplo, um tampão preparado com um ácido fraco e seu sal, teremos o seguinte equilíbrio
químico e sua expressão da constante de equilíbrio:
   
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Da equação 28, podemos isolar a concentração de hidrogênio e chegar à seguinte expressão:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Uma vez que chegamos à expressão para calcular a concentração de íons H+, podemos tomar os logaritmos negativos em ambos
NH+4!(aq)!! + ! OH
#
!(aq) ! " !! NH4 OH(aq)
HA !!!! $ !!!!H+!! + !!!!!A
# !!!!Ka =
[H
+][A
#
]
[HA]
(Equação!28)
[H+]= !Ka! !!!(Equação!29)[HA]
[A#]
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os lados da equação da seguinte maneira:
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Assumindo que o pH = -log [H+] e pKa = -log Ka e invertendo os quocientes, chegaremos à equação de Henderson-Hasselbach:
Do mesmo modo como havíamos pensado para um tampão formado pela mistura de um ácido fraco e seu sal, podemos raciocinar
para um tampão formado pela mistura de uma base fraca (MOH) e seu sal. Nesse caso, o equilíbrio de dissociação que prevalece
é:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Tomando a constante de basicidade escrita na equação 32, é possível representá-la em função da concentração de íons hidroxila
da seguinte maneira:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Por meio do logaritmo negativo da equação 32, você chegará à expressão do pOH do tampão:
Como é mais comum analisar o potencial hidrogeniônico (pH) da solução, a equação 33 pode ser reescrita em termos de pH. Para
isso, devemos considerar que pOH = 14 - pH:
#! log[H+]=!""""""#$""""""%
pH
!!#! log !Ka!!""""#$""""%
pKa
! # log( )[ HA ][ A# ] (Equação!30)
MOH ! $ !M+! + !! OH# !!!!Kb = ! !!!!(Equação!32)[ M+ ] [OH#][MOH]
[OH#]= !Kb !!!!(Equação!32a)[MOH][ M+ ]
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� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Multiplicando ambos os lados por (-1), encontraremos a expressão do pH:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Utilizando a expressão da constante de ionização da água, é possível escrever uma expressão alternativa para o cálculo do pH de
uma solução-tampão de uma base fraca. Basta considerar que pKa + pKb = 14. Logo, a equação 34 pode ser reescrita da seguinte
maneira:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Lembrando da relação entre pKa e pKb, você poderá usar qualquer uma das expressões para encontrar o pH.
APLICANDO A EQUAÇÃO DE HENDERSON-HASSELBALCH
pOH ! = ! pKb + log( )!!(Equação!33)[ M+ ][ MOH ]
14 # pH ! = ! pKb + log( )[ M+ ][ MOH ]
#! pH ! = #!14 + ! pKb + log( )[ M+ ][ MOH ]
pH ! = !14 # pKb # log( )!!!!(Equação!34)[ M+ ][ MOH ]
pH ! = ! pKa # log( )!!!(Equação!34)[ M+ ][ MOH ]
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Um exemplo de tampão muito utilizado na Bioquímica é o “tris” (tris(hidroximetil)aminometano, (HOCH2)3CNH2). Esse tampão é
uma boa opção para sistemas biológicos, já que seu ácido conjugado tem pKa = 8,1 a 25°C, o que implica um tampão com pH
entre 7,1 e 9,1 (pKa ± 1). É possível preparar o tampão utilizando o tris-base e o sal tris-HCl (cloridrato de tris). 
Você pode identificar a seguir a reação que envolve esse sistema-tampão:
 Reação do sistema-tampão tris.
 EXEMPLO 1- PH DA SOLUÇÃO-TAMPÃO
Determine o pH de 1,00 L de uma solução aquosa preparada pela dissolução de 12,43 g de tris (PM 121,14) mais 4,67 g de tris
cloridrato (PM = 157,60) em 1,00 L de água.
Dado: pKa = 8,07.
Primeiro, você deve encontrar a concentração em mol/L para o tris (representada por B) e para o tris cloridrato (representado por
BH+):
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
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Substituindo as concentrações encontradas na equação de Henderson-Hasselbalch, podemos determinar o pH:
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
No caso de solução-tampão, a base reagirá com o ácido adicionado e será convertida em seu ácido conjugado (BH+). Logo, a
razão [B]/[BH+] mudará. Se uma base forte for adicionada a uma solução tamponada, reagirá com a espécie BH+, que será
convertida em base fraca (B), impedindo que o pH da solução tenha uma grande variação. 
Vejamos o que acontece com o pH da solução-tampão quando adicionamos um ácido forte.
 EXEMPLO 2 - PH DA SOLUÇÃO-TAMPÃO APÓS ADIÇÃO DE ÁCIDO
FORTE
Se adicionarmos 12,0 mL de HCl 1,00 M à solução do exemplo anterior, qual será o novo pH?
Quando um ácido forte é adicionado, ele reage completamente para dar BH+. Por meio da concentração e do volume de ácido
adicionado, é possível verificar que foram adicionados (0,012 L) x (1,00 mol/L) = 0,0120 mol de H+. Os íons H+ reagirão com a
base na proporção 1:1. Logo, consumirá 0,0120 mol de B para criar 0,0120 mol de BH+:
 Concentração molar de cada espécie.
Substituindo as concentrações encontradas na equação de Henderson-Hasselbalch, podemos determinar o novo pH:
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Como consequência da adição de um ácido forte ao sistema-tampão, houve uma redução muito pequena do pH em relação ao pH
original da solução, o que é compreensível.
pH ! = ! pKa + log( )[ B ][ BH+ ]
pH ! = !8,07 + log( )= 8,61[ 0,1026 ][ 0,0296 ]
pH ! = ! pKa + log( )[ B ][ BH+ ]
pH ! = !8,07 + log( )= 8,41[ 0,0906 ][ 0,0416 ]
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Vamos ver o que acontece com o pH se adicionarmos uma base.
 EXEMPLO 3 - PH DA SOLUÇÃO-TAMPÃO APÓS ADIÇÃO DE BASE
FORTE
Qual seria o novo pH se tivéssemos adicionado 12,0 mL de 1,00 M NaOH em vez de HCl?
Primeiro, devemos encontrar as concentrações de cada espécie após a adição da base:
 Quadro: Concentração molar de cada espécie.
Substituindo as concentrações encontradas na equação de Henderson-Hasselbalch, podemosdeterminar o novo pH:
 
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Encontramos um pH igual a 8,88 após a adição de 12mL de NaOH (1M), o que faz sentido, já que a adição de base faz o pH
aumentar.
Quando comparamos o pH encontrado nos dois últimos exemplos com o pH original, vemos que o pH da solução-tampão não
muda muito quando uma quantidade limitada de um ácido ou base forte é adicionada:
pH após adição do ácido pH original do tampão pH após adição da base
pH = 8,41 pH = 8,61 pH = 8,88
 QUADRO 1. Variação do pH de determinada solução-tampão
� Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
pH ! = ! pKa + log( )[ B ][ BH+ ]
pH ! = !8,07 + log( )= 8,88[ 0,1146 ][ 0,0176 ]
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PROPRIEDADES DO TAMPÃO
De modo geral, os tampões devem atender a algumas características, tendo como principal objetivo manter o valor do pH em
determinada faixa de ± 1, ou seja, sem grandes alterações. Esse intervalo é obtido a partir da constante de dissociação do ácido
do tampão (Ka) e é normalmente definido pelo valor de pKa (-log Ka).
 COMENTÁRIO
Além disso, os tampões devem apresentar boa solubilidade em água, não interferir nos processos biológicos ou membranas, entre
outras características.
A seguir, serão destacadas duas características importantes de sistemas-tampão.
CAPACIDADE DO TAMPÃO
Essa propriedade mede quão bem uma solução resiste às mudanças no pH quando um ácido ou base é adicionado.
Quanto maior for a capacidade de tamponamento, menor será a alteração do pH.
A razão fundamental de uma solução-tampão resistir a variações bruscas de pH está relacionada ao fato de as espécies presentes
no meio reagirem quantitativamente, formando um ácido fraco e uma base fraca. Então, quanto maior a concentração das
espécies do tampão, maior será a quantidade de íons hidrogênio ou íons hidroxila necessários para a conversão completa dessas
espécies a ácidos fracos e bases fracas.
A figura 1 mostra a resposta de um tampão a pequenas adições de H+ ou OH-:
O tampão em questão é uma mistura de HA (Ka = 10
-5) e A- (0,9617 mol de HA e 0,0383 mol de A-, com o total de mols igual a 1).
Observe que a variação no pH, representada por ∆(pH), é estabelecida em função do pH inicial do tampão.
Na figura 1, observamos uma mudança mínima no pH, quando o pH inicial do tampão é igual ao pKa de HA. Isso significa que a
capacidade do tampão é máxima quando pH = pKa. Desse modo, ao escolher um tampão para ser usado em determinado
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experimento, você deve procurar usar aquele cujo pKa seja o mais próximo possível do pH desejado.
Figura 1. Efeito da adição de 0,01 mol de H+
ou de OH- a um tampão contendo HA e A-.
Na tabela, você verá os tampões mais comuns. Alguns têm mais de um íon H+. Portanto, mais de um pKa é listado.
 Tabela 1. Estrutura e valores de pKa para tampões comuns.
Imagem: Thiana Santiago Nascimento.
PH DE UM TAMPÃO ASSOCIADO À FORÇA IÔNICA
O pH do tampão também depende da temperatura e da força iônica, que está relacionada à concentração total de eletrólitos, ou
seja, à quantidade de íons em solução.
Quando uma solução estoque de tampão fosfato com concentração igual a 0,5 M e pH = 6,6 é diluída para 0,05 M, o pH sobe para
6,9, porque a força iônica e as atividades das espécies-tampão (H2PO4
- e HPO4
2-) mudam.
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UM TAMPÃO EM AÇÃO
Uma pequena variação da concentração hidrogeniônica tem a capacidade de produzir grandes alterações na velocidade das
reações químicas das células, de modo a acelerar, retardar ou até mesmo inibir certas funções, ou, ainda, causar a morte celular.
Nosso organismo é muito sensível a seu nível de pH. Então, mecanismos fortes existem para preservar o meio fisiológico em uma
faixa aceitável de pH.
 EXEMPLO
Por exemplo, o plasma sanguíneo tem seu pH variando entre 7,35 e 7,45 e dispõe de mecanismos de defesa contra as alterações
do pH, os quais são químicos e fisiológicos. Esses mecanismos são chamados de reguladores de pH ou sistemas-tampão.
Os mecanismos químicos utilizam um conjunto de substâncias capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases,
neutralizando-os e impedindo as oscilações do pH.
Já os mecanismos fisiológicos são representados pelos órgãos, pelos pulmões e pelos rins, que eliminam substâncias indesejáveis
ou em excesso, como ácidos ou bases, e poupam outras, de acordo com as necessidades do momento. Esses mecanismos são
superfiltros!
Vejamos os principais sistemas-tampão do organismo e suas quantidades relativas:
Composição do sistema Percentual do total
Bicarbonato/Ácido carbônico 64%
Hemoglobina/Oxi-hemoglobina 28%
Proteínas ácidas/Proteínas básicas 7%
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Fosfato monoácido/Fosfato diácido 1%
 Tabela 2. Principais sistemas-tampão do organismo,
Elaborado por: Thiana Santiago Nascimento.
� Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
 ATENÇÃO
Quando um ácido se acumula no organismo, 1/3 é neutralizado no sangue, 1/3 no líquido intersticial e 1/3 no interior das células,
em partes aproximadamente iguais.
TAMPÃO RESPIRATÓRIO
Esse sistema-tampão utiliza o par bicarbonato (HCO3
-)/ácido carbônico (H2CO3) em um mecanismo homeostático ácido-básico
para manter inalterado o pH no sangue e no duodeno, entre outros tecidos, de modo a apoiar a função metabólica adequada do
organismo.
O mecanismo de defesa de natureza respiratória é o mais imediato para corrigir alterações agudas. O principal produto do
metabolismo é o dióxido de carbono (CO2), que é a fonte de ácido carbônico (H2CO3) por reação química com a água (H2O). Os
pulmões eliminam o dióxido de carbono, reduzindo o teor de ácido no sangue e os demais compartimentos líquidos do organismo.
MECANISMO HOMEOSTÁTICO ÁCIDO-BÁSICO
Equilíbrio adequado entre ácidos e bases: o pH.
Quando o CO2 não é eliminado, reage com a água presente e, pela ação da enzima Anidrase Carbônica (AC), forma ácido
carbônico, que, por sua vez, se dissocia rapidamente para formar um íon bicarbonato e um íon de hidrogênio, conforme mostra a
seguinte reação:
� Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Os íons hidrogênio se associam à hemoglobina, e os íons bicarbonato vão para o plasma sanguíneo, a fim de auxiliar no controle
do pH. Quando o sangue chega aos alvéolos pulmonares, a maior concentração de O2, presente devido à respiração, faz com que
ocorra a interação hemoglobina–O2, liberando, consequentemente, íons H
+ que estavam antes associados a ela.
Os íons H+ desprendidos da hemoglobina reagem com o HCO3
-, produzindo H2CO3 e dissociando-se em CO2 e H2O. Dessa
forma, o gás CO2 é liberado pelos pulmões, como mostra a figura a seguir:
CO2 !! + !!H2O!! $ !!H2 CO3 !! $ HCO
#
3 !!! + !!H
+
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 Figura 2. Processo de remoção do dióxido de carbono do sangue – Anidrase Carbônica (AC).
A falha na regulação do pH no sangue é capaz de gerar consequências severas, produzindo um desequilíbrio ácido-básico que
pode acarretar distúrbios metabólicos, como acidose (pH < 7,35) e alcalose (pH > 7,45).
ACIDOSE (PH < 7,35) E ALCALOSE (PH > 7,45)
Estados anormais resultantes de excesso de ácidos ou de bases no sangue.
REGULAÇÃO RENAL DO PH
O sistema respiratório possui um mecanismo de defesa de ação rápida contra as alterações do pH sanguíneo, mas também é
possível destacar o mecanismo renal, que atua de forma lenta, sendo eficaz apenas para compensar alterações crônicas ou de
longa duração.
Via de regra, os pulmões eliminam as substâncias voláteis e os rins as substâncias que os pulmões não conseguem eliminar. A
regulação renal é considerada a mais completa, porque restabelece o poder de tamponamento do sangue a níveis normais,
refazendo seu principal sistema-tampão.
Os rins excretam, diariamente, em torno de 50 miliequivalentes de íons hidrogênio e reabsorvem 5.000 miliequivalentes de íon
bicarbonato.Além de auxiliar na restauração do equilíbrio ácido-base, a compensação renal é a mais importante, pois mantém
constante a composição do meio ambiente das células: o líquido extracelular.
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Os rins reagem aos distúrbios da osmolaridade , da desidratação e da hipotensão, eliminando ácidos não voláteis e não
carbônicos. É um mecanismo muito importante para o bom funcionamento fisiológico.
OSMOLARIDADE
Concentração osmótica, ou seja, medida de concentração de soluto.
Neste vídeo, você conhecerá um pouco sobre as Sistemas-tampão e a equação de Henderson-Hasselbach
VERIFICANDO O APRENDIZADO
CONCLUSÃO
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Apresentamos a definição de sais e suas principais classificações em relação à acidez e à basicidade. Entendemos como a
capacidade de hidrólise de seus íons constituintes e a força dos ácidos e das bases de origem podem ser usadas para classificar
um sal como neutro, básico ou ácido.
Além disso, vimos exemplos de reações de neutralização e aprendemos a determinar a expressão das constantes de hidrólise,
acidez e basicidade, relacionando-as com a constante de ionização da água (Kw). Em seguida, conhecemos o passo a passo para
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chegar à expressão que permite calcular o pH de qualquer solução salina.
Ainda estudamos as soluções-tampão, suas propriedades e sua composição. Verificamos que algumas dessas soluções estão
presentes em sistemas fisiológicos e que, sem a regulação adequada do pH, o organismo estaria totalmente comprometido.
 PODCAST
AVALIAÇÃO DO TEMA:
REFERÊNCIAS
HARRIS, D. C. Exploring chemical analysis. 5.ed. New York: W. H. Freeman and Company, 2012. cap. 8-11, p. 166-251. 
HORTON, H. R. et al. Princípios de Bioquímica. 2.ed. Londres: Prentice-Hall, 2011. cap. 2, p. 50-52. 
SKOOG, D. A. et al. Fundamentos de Química Analítica. 8.ed. São Paulo: Thomson, 2006. cap. 9, p. 212-249. 
SILVA, L. A. et al. Solubilidade e reatividade de gases. Química Nova, v. 40, n. 7, p. 824-832, 2017. 
SOUZA, M. J. L.; ELIAS, D. O. Fundamentos da circulação extracorpórea. 2.ed. Rio de Janeiro: Centro Editorial Alfa Rio, 2006. 
VOGEL, A. I. Química analítica qualitativa. 5.ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981. cap. 1, p. 10-63.
EXPLORE+
Para saber mais sobre o preparo de uma solução-tampão, pesquise e leia o artigo científico publicado na revista Química Nova na
Escola, de autoria de José Carlos Marconato, Sandra Mara M. Franchetti e Roberto José Pedro, intitulado Solução-tampão: uma
proposta experimental usando materiais de baixo custo.   
Para saber mais sobre o efeito do íon comum em sistemas tamponados, pesquise e assista ao vídeo disponibilizado pela Khan
Academy: Reguladores e o efeito do íon comum.
CONTEUDISTA
Thiana Santiago Nascimento
 CURRÍCULO LATTES
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