DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE TAMPONANTE DE UM SISTEMA TAMPÃO - LIVRO

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LABORATÓRIO DE QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE TAMPONANTE DE UM SISTEMA TAMPÃO 
ALGETEC – SOLUÇÕES TECNOLÓGICAS EM EDUCAÇÃO 
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DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE 
TAMPONANTE DE UM SISTEMA 
TAMPÃO 
 
 
 
 O efeito tampão ou efeito tamponante é a resistência que uma determinada 
solução tem à variação da concentração de íons hidrogênio presentes em solução (pH), 
ao serem adicionadas pequenas quantidades de ácido ou base (fortes) ou, ainda, 
quando é diluída. Uma solução que apresenta essa propriedade é chamada de solução-
tampão, ou simplesmente tampão (FIORUCCI, 2001; MARCONATO, 2004). 
As variações de pH ocorridas nas soluções tamponadas são insignificantes 
quando comparadas àquelas nas não tamponadas. Por esse motivo, essas soluções são 
utilizadas para manter constante o pH de um sistema e para preparar soluções de pH 
definido (SKOOG, 2001). 
 
SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
As soluções-tampão geralmente são formadas a partir das misturas de ácido 
fraco e seu sal correspondente (base conjugada) ou, então, de uma base fraca e seu sal 
correspondente (ácido conjugado). Assim, temos a possibilidade de formar dois tipos 
diferentes de solução-tampão: 
• Solução-tampão ácida: formada por um ácido fraco (HX) e um sal solúvel 
(ZX). O sal deve apresentar o mesmo ânion do ácido utilizado. Como 
apresenta ácido, essa solução sempre apresenta um pH menor que 7. 
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• Solução-tampão básica: formada por soluções com uma base fraca (YOH) e 
um sal solúvel (YD). O sal deve apresentar o mesmo ânion da base utilizada. 
Como apresenta base, essa solução sempre tem um pH maior que 7. 
 
Atenção! Devemos lembrar que as bases fracas são aquelas que não apresentam 
elementos das famílias IA e IIA, exceto o elemento magnésio (pertencente à família IIA). 
Já os ácidos fracos são todos aqueles cuja subtração do número de oxigênios pelo de 
hidrogênios resulta em 1, ou quando não são HCl, HBr, HI ou HF. 
 
Existem diferentes tipos de soluções-tampão que funcionam em diferentes 
faixas de pH, tanto em sistemas biológicos como em processos industriais. Alguns 
exemplos de solução-tampão e seus respectivos intervalos de pH de tamponamento 
(faixas de pH) podem ser observados na Tabela 1. 
 
Ácido Sal (base conjugada) Faixa de pH 
Ácido clorídrico 
HCl 
Hidrogenoftalato de potássio 
KHC8H4O4 
2,2-4,0 
Ácido acético 
CH3COOH 
Acetato de sódio 
CH3COONa 
3,7-5,6 
Ácido cítrico 
C₆H₈O₇ 
Citrato de sódio 
Na3C6H5O7 
3,0-6,2 
Base Sal (ácido conjugado) Faixa de pH 
Hidróxido de sódio 
NaOH 
Dihidrogenortofosfato de potássio 
KH₂PO₄ 
5,8-8,00 
Carbonato de sódio 
Na2CO3 
Hidrogenocarbonato de sódio 
NaHCO3 
9,2-10,8 
Hidróxido de sódio 
NaOH 
Cloreto de potássio 
KCl 
12,0-13,0 
 
Tabela 1 – Solução-tampão e respectivo intervalo de pH de tamponamento (faixa de pH) útil, a 25°C. Fonte: 
Adaptada de Delloyd [s. d.]. 
 
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Nota: Uma lista detalhada de diferentes soluções-tampão e suas respectivas 
faixas de pH pode ser acessada em 
http://delloyd.50megs.com/moreinfo/buffers2.html. 
 
ONDE UTILIZAR ESSES CONCEITOS 
 
 Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos em 
que seja essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e 
fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. 
Quase todos os processos biológicos são dependentes do pH. Uma pequena 
variação na acidez produz uma grande variação na velocidade da maioria desses 
processos. O pH do sangue de mamíferos é um reflexo do estado do balanço ácido-base 
do corpo. Em condições normais, o pH é mantido entre 7,35 e 7,45, devido a uma série 
de mecanismos complexos que compreendem produção, tamponamento e eliminação 
de ácidos pelo corpo. Um papel importante nesse equilíbrio é desempenhado por 
sistemas inorgânicos, como H2PO4–/HPO4
2–, CO2/H2CO3/HCO3–, e grupos orgânicos 
ácidos e básicos, principalmente de proteínas. Uma diminuição (acidose) ou aumento 
(alcalose) do pH do sangue podem causar sérios problemas e, até mesmo, serem fatais. 
A acidose metabólica é a forma mais frequentemente observada entre os distúrbios do 
equilíbrio ácido-base. Pode ser causada por diabetes grave, insuficiência renal, perda de 
bicarbonato por diarreia e hipoxia ou isquemia, durante, por exemplo, exercício físico 
intenso. Uma compensação natural da acidose metabólica pelo corpo é o aumento da 
taxa de respiração, fazendo com que mais CO2 seja expirado (FIORUCCI, 2001; 
MARCONATO, 2004). 
Tecidos vivos de plantas também são tamponados, embora menos 
intensamente. O pH normal em tecidos vegetais varia entre 4,0 e 6,2. Nesses tecidos, os 
principais tampões são fosfatos, carbonatos e ácidos orgânicos, como o málico, cítrico, 
oxálico, tartárico e alguns aminoácidos (FIORUCCI, 2001; MARCONATO, 2004). 
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 O solo também age como um tampão e resiste a mudanças de pH, mas sua 
capacidade tamponante depende de seu tipo. Tal propriedade advém da capacidade de 
trocar cátions com o meio. Essa troca é o mecanismo pelo qual K+, Ca2+, Mg2+ e outros 
metais essenciais são disponibilizados às plantas (FIORUCCI, 2001; MARCONATO, 2004). 
Na indústria de alimentos, alguns ácidos e bases (ácido cítrico, bicarbonato de 
sódio, ácido lático, ácido fosfórico, hidróxido de sódio, hidróxido de magnésio) são 
usados como agentes de processamento para o controle da acidez e alcalinidade de 
muitos produtos alimentícios. Dependendo da quantidade desses aditivos e da acidez 
ou alcalinidade do alimento antes da adição desses compostos, pode ocorrer a formação 
de sistemas-tampão, ou estes simplesmente funcionam como agentes neutralizantes. 
Esses tipos de aditivos são usados em gelatinas, fermentos, queijos e bebidas 
refrigerantes. Em alguns casos, a própria solução-tampão (ácido lático/lactato de sódio) 
é adicionada ao alimento, com a função de agente conservante, evitando a deterioração 
por bactérias e outros microrganismos. Nesse caso, as substâncias do tampão são 
utilizadas como agentes antimicrobianos, mantendo o alimento com o pH baixo e, 
consequentemente, evitando o desenvolvimento de microrganismos, como fungos e 
bactérias (FIORUCCI, 2001; MARCONATO, 2004). 
 
COMO AGEM OS TAMPÕES 
 
 Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isso ocorre porque 
essas soluções contêm um componente ácido e um básico em sua constituição. Para 
que possamos entender o mecanismo de ação dessas soluções, vamos considerar o 
sistema-tampão ácido acético e acetato de sódio. 
Sabemos que o acetato de sódio (sal) é um eletrólito forte. Assim, em solução 
aquosa, estará completamente dissociado, conforme a reação descrita na Equação 1. 
 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎(𝑠) 
𝐻2𝑂
→ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
−
(𝑎𝑞)
+ 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) (Equação 1) 
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Em meio aquoso, o ácido acético estará em equilíbrio com seus íons, levando à 
formação do íon hidrônio (H3O+), conforme a reação descrita na Equação 2. 
 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−
(𝑎𝑞)
+ 𝐻3𝑂
+
(𝑎𝑞)
 (Equação 2) 
 
A constante de ionização para o ácido acético é descrita conforme a reação 
apresentada na Equação 3. 
 
𝐾𝑎 = 
[𝐻3𝑂
+] .[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
 (Equação 3) 
 
É importante ressaltar que, na solução-tampão, a principal contribuição para a 
concentração de íons acetato, a base conjugada do ácido acético, é proveniente do sal. 
Portanto, a ionização do ácido acético é negligenciável frente ao excesso de sal (efeito 
do íon comum), assim como é negligenciável a hidrólise do íon acetato frente ao excesso 
de ácido acético. Por isso, é possível reescrever a expressão da constante de equilíbrio 
para o ácido acético, substituindo-se o termo [CH3COO– ] (que representa a base 
conjugada do ácido) por [Sal], conforme demonstrado na Equação 4. 
 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+] .[𝑆𝑎𝑙]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
 (Equação 4) 
 
Dessa forma, é possível verificar o que acontece com uma solução-tampão, 
composta por ácido acético e acetato de sódio, quando a ela forem adicionados um 
ácido ou uma base forte (FIORUCCI, 2001; MARCONATO, 2004). 
 
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EFEITO DA ADIÇÃO DE ÁCIDO FORTE A UMA SOLUÇÃO-
TAMPÃO 
 
Se um ácido for adicionado a um tampão, ocorrerá uma elevação da 
concentração dos íons hidrogênio (H+) no meio, ocasionando uma perturbação ao 
equilíbrio do sistema reacional. Segundo o princípio de Le Chatelier, essa perturbação 
será neutralizada pela base conjugada do tampão, restabelecendo o estado de 
equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco (RUSSEL, 1994; SKOOG, 2001). 
Imaginemos um tampão ácido acético/acetato de sódio, em que ambos os 
reagentes têm o ânion acetato (H3CCOO–
(aq)). No entanto, sua concentração em solução 
deve-se praticamente à dissociação do sal, que é muito grande, já que a ionização do 
ácido acético (por ser um ácido fraco) é pequena. 
Ao adicionarmos um ácido forte (sobre essa solução), a concentração do íon 
hidrônio (H3O+) será aumentada. O íon acetato, presente na solução, tem grande 
atração por prótons. Dessa forma, os íons hidrogênio adicionados serão neutralizados 
pelo íon acetato, levando à formação de ácido acético. A Equação 5 descreve essa 
reação. 
 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−
(𝑎𝑞)
+ 𝐻3𝑂
+
(𝑎𝑞)
 ⟶ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) (Equação 5) 
 
Com isso, o pH do meio praticamente não sofre alteração. No entanto, se for 
adicionado cada vez mais ácido forte, chegará o momento em que todo o ânion acetato 
será consumido e o efeito tampão cessará. 
 
 
 
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EFEITO DA ADIÇÃO DE BASE FORTE A UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO 
 
Se uma base for adicionada a um tampão, ocorrerá uma elevação da 
concentração dos íons hidroxila (OH–) no meio, ocasionando uma perturbação ao 
equilíbrio do sistema reacional. Segundo o princípio de Le Chatelier, essa perturbação 
será neutralizada pelo ácido acético do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, 
e o pH da solução irá variar pouco (RUSSEL, 1994; SKOOG, 2001). 
Imaginemos, novamente, a solução-tampão ácido acético/acetato de sódio 
como exemplo reacional. A adição de uma base forte aumenta a concentração dos íons 
OH–, mas esses íons são neutralizados pelos íons hidrônio (H3O+) liberados na ionização 
do ácido acético, levando à formação de água, conforme a reação descrita na Equação 
6. 
 
𝑂𝐻−(𝑎𝑞) + 𝐻3𝑂
+
(𝑎𝑞)
⇌ 2 𝐻2𝑂(𝑙) (Equação 6) 
 
Com essa reação, a concentração dos íons hidrônio irá diminuir e haverá um 
deslocamento do equilíbrio no sentido de aumentar a ionização do ácido. Com isso, a 
variação de pH da solução será muito pequena. Assim, a concentração dos íons hidrônio 
será praticamente constante (FIORUCCI, 2001; MARCONATO, 2004). Nesse caso, 
também existe uma capacidade-limite do tampão. Portanto, se adicionarmos cada vez 
mais base, o equilíbrio da ionização do ácido será mais e mais deslocado no sentido de 
sua ionização, até que todo o ácido seja consumido. 
 
CARACTERÍSTICA FUNDAMENTAL DE UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO 
 
Além de saber reconhecer quando temos uma solução-tampão, devemos 
conhecer sua característica fundamental, que é a chamada capacidade tamponante. 
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A capacidade tamponante é uma indicação da quantidade (de matéria) de ácido 
ou base que pode ser adicionada antes de o tampão perder sua habilidade de resistir à 
mudança de pH (variação de uma unidade de pH). Ela depende, também, da quantidade 
total do ácido conjugado e da base disponíveis. Se uma solução-tampão é diluída, terá 
uma baixa capacidade tamponante quando comparada com o mesmo volume de outra 
solução-tampão mais concentrada (FIORUCCI, 2001; MARCONATO, 2004). 
Matematicamente, a capacidade tamponante (β) foi introduzida por Van Slyke em 1922, 
sendo expressa conforme descrito na Equação 7. 
 
𝛽 = 
𝛥𝐶𝑏
𝛥𝑝𝐻
 = −
𝛥𝐶𝑎
𝛥𝑝𝐻
 (Equação 7) 
 
Aqui, Ca e Cb são, respectivamente, as quantidades (mols) de ácido ou base forte 
adicionadas por litro. Em ambos os casos, o valor de β é sempre positivo. 
De forma simplificada, a quantificação da resistência de variação do pH de uma 
solução-tampão, frente à adição de um ácido ou base (fortes), pode ser determinada 
conforme a fórmula descrita na Equação 8. 
 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 ± 1 (Equação 8) 
 
A quantidade de ácido forte ou de base forte que deve ser adicionada a uma 
solução-tampão para provocar a variação no pH depende não somente da relação das 
concentrações de seus componentes, mas também das concentrações efetivas destes. 
Quanto maiores forem as concentrações do ácido fraco e da base conjugada, maior será 
a quantidade do ácido forte ou da base forte que deverá ser adicionada para provocar 
uma dada variação no pH, ou seja, quanto maiores forem as concentrações dos 
componentes do tampão, tanto menor será a variação do pH quando a ele se adiciona 
uma certa quantidade de um ácido ou de uma base forte. 
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Dessa maneira, escolher corretamente um determinado tampão a ser utilizado 
em um processo qualquer não significa somente definir o valor de seu pH. É preciso 
saber corretamente quanto se deve adicionar desse tampão e quais as concentrações 
totais de cada espécie presente. Essas quantidades são o que garantirá, ou não, a 
realização do processo em um pH desejado e controlado. 
 
O PH DE UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO 
 
Os sistemas-tampão são escolhidos de acordo com a faixa de pH que se deseja 
tamponar, utilizando-se a equação de Henderson-Hasselbalch. Com o propósito da 
derivação dessa equação, algumas considerações serão feitas a seguir. 
De acordo com a teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, um ácido (HA) é 
uma espécie química doadora de prótons(H+) e uma base (B) é uma espécie química 
aceptora de prótons. Após o ácido (HA) perder seu próton, diz-se existir como base 
conjugada (A–). Da mesma maneira, uma base protonada é dita existir como ácido 
conjugado (BH+). Segundo a teoria de pares conjugados ácido-base de Brönsted-Lowry, 
o íon acetato é a base conjugada do ácido acético (FIORUCCI, 2001; MARCONATO, 2004). 
Para a reação de dissociação do ácido acético, em meio aquoso, descrita anteriormente, 
pode-se escrever a constante de equilíbrio, conforme as Equações 9 e 10. 
 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+] . [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
 ⟶ [𝐻+] = 
𝐾𝑎 . [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−]
 
(Equação 9) (Equação 10) 
 
Aplicando-se −𝑙𝑜𝑔10 em ambos os lados dessa expressão, e como, por definição, 
𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔10 𝐾𝑎, temos: 
 
 
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𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔 
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
 (Equação 11) 
 
Ou: 
 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔 
[𝐵𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎]
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜]
 (Equação 12) 
 
Ou, ainda: 
 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔 
[𝑆𝑎𝑙]
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜]
 (Equação 13) 
 
A Equação 13 mostra que o pH de uma mistura ácido-base conjugada depende 
da razão de suas concentrações, tendo em vista que o pKa não varia. Pode-se observar 
que, quando as concentrações de base e ácido forem iguais, o pH da solução-tampão 
será igual ao pKa do ácido, uma vez que o logaritmo de 1 na base 10 é igual a zero. Sendo 
assim, pode-se conseguir o pH desejado apenas alterando-se as concentrações de ácido 
e base conjugada, bem como prever o pH da solução, tendo em vista as concentrações 
de seus componentes (FIORUCCI, 2001; MARCONATO, 2004). 
Já o pH de uma solução-tampão ácida pode ser determinado por meio da 
Equação 14: 
 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔 
[𝑆𝑎𝑙]
[𝐵𝑎𝑠𝑒]
 (Equação 14) 
 
Curiosidade: A mudança de uma unidade na escala de pH representa uma 
mudança de 10 vezes da concentração anterior. Ou seja, um pH de 4,5 é 10 vezes mais 
ácido do que um de 5,5, 100 vezes mais ácido do que um de 6,5 e 1.000 vezes mais ácido 
do que um de 7,5. 
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 
 
DELLOYD. Preparation of pH buffer solutions. Delloyd's Lab-Tech Chemistry, [s. d.]. 
Disponível em: http://delloyd.50megs.com/moreinfo/buffers2.html. Acesso em: 26 
mar. 2021. 
 
FOGAÇA, J. R. V. O que é uma solução-tampão? Brasil Escola, [s. d.]. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/o-que-uma-solucao-tampao.htm. Acesso em: 
26 mar. 2021. 
 
KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. M. Química geral e reações químicas. 5. ed. São Paulo: 
Thomson Learning, 2006. 
 
MARCONATO, J. C.; FRANCHETTI, S. M. M.; PEDRO, R. J. Solução-tampão: uma proposta 
experimental usando materiais de baixo custo. Química Nova na Escola, v. 20, 2004. 
Disponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc20/v20a11.pdf. Acesso em: 19 abr. 
2021. 
 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. v. 1. 
 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J. Fundamentals of analytical chemistry. 7. ed. 
New York: Saunders College, 2001. p. 205-209. 
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