Aula 13_Soluções Tampão

Prévia do material em texto

Soluções Tampão
Prof. Roger Gonçalves (rgoncalves@ufscar.br)
Solução Tampão
São misturas de soluções de eletrólitos que resistem à variação de pH quando pequenas quantidades de ácidos ou bases são adicionadas ao sistema.
As soluções tampão sofrem pequenas variações por diluição.
São constituídas por misturas de soluções ácidos fracos e bases fracas. Para fins práticos existem dois tipos de soluções tampão: 
2
 Solução tampão básica: Mistura de base com seu ácido conjugado
 Solução tampão ácida: Mistura de ácido fraco com sua base conjugada
Soluções tampão
3
As soluções tampão são usadas para manter o pH de soluções relativamente constantes, ou seja, com apenas pequenas variações de pH.
A adição de ácido ou base a uma solução tampão interfere com os seguintes equilíbrios, exemplificados para o caso de uma solução tampão de um ácido fraco HA e sua base conjugada, A-:
Equilíbrio químico e o princípio de Le Chatelier
4
Hoje, o conceito de tampão é aplicado nas diversas áreas do conhecimento. Bioquímicos utilizam tampões devido às propriedades de qualquer sistema biológico ser dependente do pH; além disso, em química analítica e industrial, o controle adequado do pH pode ser essencial na determinação das extensões de reações de precipitação e de eletrodeposição de metais, na efetividade de separações químicas, nas sínteses químicas em geral e no controle de mecanismos de oxidação e reações eletródicas.
Uma definição mais abrangente foi apresentada, recentemente, por Harris (1999): uma solução tamponada resiste a mudanças de pH quando ácidos ou bases são adicionados ou quando uma diluição ocorre.
Embora haja outros tipos de solução tampão, estas soluções são constituídas geralmente de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada (exemplo: ácido acético e acetato de sódio), ou da mistura de uma base fraca e seu ácido conjugado (exemplo: amônia e cloreto de amônio).
Equilíbrio químico e o princípio de Le Chatelier
5
Uma solução tampão pode ser preparada misturando-se uma solução de ácido fraco com uma solução do seu sal (base conjugada). Analisemos o que ocorre, em termos de equilíbrio químico, após esta mistura.
Quando misturamos A mols de ácido fraco com B mols de sua base conjugada, a quantidade de matéria do ácido permanecerá, no equilíbrio químico, próximo de A e a quantidade de matéria da base conjugada próximo de B.
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3CO2-(aq) 
ka = 1,8 x 10-5
CH3COO-(aq) + H2O(l) OH-(aq) + CH3COOH(aq) 
kb = 5,8 x 10-10
Exemplo: o equilíbrio ácido acético / acetato
Considerando o ácido acético
6
O baixo valor de ka equivale a dizer que quando se prepara uma solução 0,2 mol L–1 de ácido acético a 25 °C, para cada 1000 moléculas de ácido acético, apenas 9 estão ionizadas de acordo com a reação acima.
Portanto, o ácido acético ioniza-se muito pouco, e a adição de um sal de acetato à solução fará com que a ionização do ácido acético seja ainda menor, devido ao efeito do íon comum (acetato), que deslocará o equilíbrio de dissociação do ácido acético no sentido de formação do mesmo, e não da ionização.
ka = 1,8 × 10-5
Considerando o equilíbrio do acetato
7
O mesmo raciocínio pode ser aplicado para o íon acetato (CH3COO-), quando se prepara uma solução 0,10 mol L-1 destes íons. Nestas condições, devido ao baixo valor de sua constante de hidrólise (kb), a solução apresenta 75 ânions acetato hidrolisados para cada 10000 ânions acetato em solução, a 25 °C.
Similarmente, o íon acetato reage muito pouco com a água e a adição de ácido acético fará com que o acetato reaja ainda menos devido ao deslocamento da reação de hidrólise no sentido de formação do acetato, ou seja, reprimindo a hidrólise.
Portanto, se por exemplo 0,10 mol de acetato de sódio + 0,2 mol de ácido acético forem dissolvidos em 1 L de água, a solução resultante apresentará aproximadamente essa concentração analítica em equilíbrio químico na solução.
kb = 5,8 × 10-8
Relembrando...
Imagine uma solução 0,08 M de ácido acético (ácido fraco): 
Como o ácido é fraco, precisamos usar a constante de equilíbrio para calcular a quantidade de íons acetato (base conjugada) presentes em solução e o seu pH. 
8
ka = 1,8 × 10-5

Relembrando...
O que aconteceria de adicionássemos 0,04 mols de NaCH3COO nessa solução? O pH ficaria constante, aumentaria, ou abaixaria?
9
Efeito do íon comum
Eletrólito forte, 
totalmente dissociado (k)
Portanto, devo considerar que a concentração de acetato em solução é igual ao valor adicionado de acetato de sódio
Relembrando...
10
0,08 mol
x
x + 0,04 mol
Porque 0,04 mol >> x

O pH da solução aumentou!
Por que isso acontece?
O deslocamento de equilíbrio diminui a concentração de H+ proveniente da dissociação do ácido
O próprio acetato é uma base e, como tal, reage com prótons em solução, contribuindo ainda mais para a diminuição na concentração de H+ em solução. (ATENÇÃO: essa contribuição é pequena, pois kb é pequeno)
11
Efeito do íon comum
Como funciona?
O ácido fraco funciona como uma fonte de prótons que não deixa o pH variar com adição de pequenas quantidades de base forte; 
A base conjugado funciona como um ralo para o prótons que não deixa o pH variar com adição de pequenas quantidades de ácido forte.
12
Calculando pH da solução tampão
Fazendo as contas, calcule o pH de 1 L de uma solução 0,3 mol/L de ácido acético e 0,3 mol/L de acetato de sódio
13
	Inicial	0,30	0	0,30
	Variação	-x	+x	+x
	Equilíbrio	0,30 - x	x	0,30 + x
 Como o ácido é fraco, ele irá contribuir pouco para a concentração do acetato
 Como o acetato é um eletrólito forte, estará totalmente dissociado e será responsável pelo acetato presente em solução 


Calculando pH da solução tampão
Fazendo as contas, calcule o pH de 1 L de uma solução 0,3 mol/L de ácido acético e 0,3 mol/L de acetato de sódio
14


 
Obs.: Se não houvesse a adição de acetato de sódio, o pH dessa solução seria 2,64
Generalizando...
Expressão geral para o cálculo de pH de uma solução tampão:
15

Como 

Equação de Henderson–Hasselbalch
Sua validade está condicionada ao fato de que podemos ‘desconsiderar’ a variação na concentração do ácido e da base conjugada originados nos equilíbrios (𝒙 da tabela de equilíbrio
Exemplo
Calcule o pH de uma solução tampão 0,12 M de ácido lático e 0,10 M de lactato de sódio (k𝑎 = 1,4 × 10−4).
16
	Inicial	0,12	0	0,10
	Variação	-x	+x	+x
	Equilíbrio	0,12 - x	x	0,10 + x

Exemplo
Calcule o pH de uma solução tampão 0,12 M de ácido lático e 0,10 M de lactato de sódio (k𝑎 = 1,4 × 10−4).
17
Agora, usando a equação de Henderson–Hasselbalch: 
Faixa de tamponamento
Quando o tampão é feito com concentrações equimolares do ácido e de sal da base conjugada, seu pH é igual o pk𝑎 do respectivo ácido.
Assim, quando necessitamos de um tampão para um pH específico, escolhemos o mesmo pelo valor do p𝐾𝑎 do ácido fraco.
REPAREM: se a concentração de um dos componentes do tampão for até 10 vezes maior que a do outro  [base] = 10[ácido] ou [ácido] = 10[base] 
18
Essa é considerada a faixa tamponante. Se o pH variar mais do que uma unidade, o tampão não está mais funcionado!!
Capacidade tamponante
A capacidade do tampão se refere à quantidade de ácido e de base que um tampão pode neutralizar ANTES do pH começar a variar significativamente.
	 Portanto, depende da quantidade de ácido/base utilizados para preparar o tampão 
Exemplo: O pH de um tampão 0,1 mol/L ácido acético/0,1 mol/L acetato de sódio é IGUAL ao pH de um tampão 1 mol/L ácido acético/ 1 mol/L acetato de sódio. Mas a capacidade tamponante da segunda é maior!
19
Há mais material disponível (ácido/ base fraca) para reagir com os ácido/base forte adicionado
Funcionamento do Tampão – Adição de Ácido Forte
A adição de uma pequena quantidade de ácido forte (H+) faz duas coisa em solução tamponada:
Desloca o equilíbrio de ionização do ácido fraco HA que compõe o tampão. Portanto, o ácido componente do tampão não contribui significativamente para a concentraçãode [H+] da solução resultante  [HA] aumenta
Reage com a base conjugada A- que compõe o tampão, fazendo variar sua concentração  [A–] diminui
20
Enquanto o tampão está funcionando, a quantidade dos componentes do próprio tampão é maior do que a quantidade de ácido forte adicionado e, portanto, esse será integralmente consumido na reação de neutralização com a base do tampão! Por isso o pH não deve variar!!!!
Funcionamento do Tampão – Adição de Base Forte
A adição de uma pequena quantidade de base forte (OH-) faz duas coisa em solução tamponada:
Desloca o equilíbrio de ionização do ácido fraco HA que compõe o tampão, pois reage com os prótons da sua dissociação  [HA] diminui.
O aumento da ionização de HA gera mais A  [A–] aumenta
21
Enquanto o tampão está funcionando, a quantidade dos componentes do próprio tampão é maior do que a quantidade de ácido forte adicionado e, portanto, esse será integralmente consumido na reação de neutralização com a base do tampão! Por isso o pH não deve variar!!!!
22
ATENÇÃO!
Como o pH do tampão depende desses dois equilíbrios que foram deslocados, preciso recalcular as concentrações do par ácido/base conjugada para se obter o pH naquele momento do equilíbrio.
23
Exemplo
Uma solução tampão foi preparada a partir da mistura de 0,20 mol/L de NH3 com 0,30 mol/L de NH4Cl. Sabendo que o ka = 5,70 x 10-10, calcule o pH desta solução.
24
NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq) 
ka = 
[H3O+] [NH3]
[NH4+]
ka = 5,70 x 10-10
pka = -logka
pka = 9,24
 pH = pka +log 
 
[NH3]
[NH4-]
 pH = 9,24 + log 
 
0,20
0,30
-0,176
pH = 9,06 
Exemplo
Em 400,0 mL da solução tampão NH3/NH4Cl foram adicionados 100,0 mL de uma solução de NaOH 0,050 mol/L. Qual o valor do pH?
25
 Precisamos pensar que fizemos uma diluição no volume total junto com a adição de base
 1) Calcular a concentração de NaOH que foi diluida
[NaOH]i x Vi = [NaOH]f x Vf
substituindo
(0,050 mol/L) x 0,1 L = [NaOH]f x 0,5 L
0,010 mol/L
 2) Calcular as concentrações de NH3 e NH4Cl que também foram diluidas
[NH3]i x Vi = [NH3]f x Vf
substituindo
(0,20 mol/L) x 0,4 L = [NH3]f x 0,5 L
0,16 mol/L de NH3
[NH4+]i x Vi = [NH4+]f x Vf
substituindo
(0,30 mol/L) x 0,4 L = [NH4+]f x 0,5 L
0,24 mol/L de NH4+
Exemplo
Em 400,0 mL da solução tampão NH3/NH4Cl foram adicionados 100,0 mL de uma solução de NaOH 0,050 mol/L. Qual o valor do pH?
26
 3) Vamos pensar no equilíbrio
NH4+(aq) + OH-(aq) NH3(aq) + H3O+(aq) 
Com adição de base (OH-) o que ocorre com o equilíbrio
 4) Escrever as concentrações para NH3 e NH4 no equilíbrio após adição de base
[NH4+]eq = [NH4+]diluída – [NaOH]diluida
[NH4+]eq = 0,24 – 0,01 = 0,23 mol/L
[NH3]eq = [NH3]diluída + [NaOH]diluida
[NH3]eq = 0,16 + 0,01 = 0,17 mol/L
 pH = pka +log 
 
[NH3]
[NH4-]
 pH = 9,24 + log 
 
0,17
0,24
-0,149
pH = 9,09 
Exemplo
Em 400,0 mL da solução tampão NH3/NH4Cl foram adicionados 100,0 mL de uma solução de HCl 0,10 mol/L. Qual o valor do pH?
27
 Precisamos pensar que fizemos uma diluição no volume total junto com a adição de ácido
 1) Calcular a concentração de HCl que foi diluída
[HCl]i x Vi = [HCl]f x Vf
substituindo
(0,100 mol/L) x 0,1 L = [HCl]f x 0,5 L
0,020 mol/L
 2) Calcular as concentrações de NH3 e NH4Cl que também foram diluídas
[NH3]i x Vi = [NH3]f x Vf
substituindo
(0,20 mol/L) x 0,4 L = [NH3]f x 0,5 L
0,16 mol/L de NH3
[NH4+]i x Vi = [NH4+]f x Vf
substituindo
(0,30 mol/L) x 0,4 L = [NH4+]f x 0,5 L
0,24 mol/L de NH4+
Exemplo
Em 400,0 mL da solução tampão NH3/NH4Cl foram adicionados 100,0 mL de uma solução de HCl 0,10 mol/L. Qual o valor do pH?
28
 3) Vamos pensar no equilíbrio
Com adição de ácido (H3O+) o que ocorre com o equilíbrio
 4) Escrever as concentrações para NH3 e NH4 no equilíbrio após adição de base
[NH4+]eq = [NH4+]diluída + [HCl]diluida
[NH4+]eq = 0,24 + 0,02 = 0,26 mol/L
[NH3]eq = [NH3]diluída - [HCl]diluida
[NH3]eq = 0,16 - 0,02 = 0,14 mol/L
 pH = pka +log 
 
[NH3]
[NH4-]
 pH = 9,24 + log 
 
0,14
0,26
-0,268
pH = 8,97 
NH3(aq) + H3O+(aq) NH4+(aq) + OH-(aq) 
image1.png
image2.png
image3.png
image4.png
image13.png
image5.png
image6.png
image7.png
image8.png
image9.png
image10.png
image11.png
image12.png
image14.png
image15.png
image16.png
image17.png
image18.png
image19.png
image20.png
image21.png
image22.png
image23.png
image24.png
image25.png
image26.png
image27.png
image28.png
image29.png
image30.png
image31.png
image32.png
image33.png
image34.png
image35.png
image36.png
image37.png
image38.png
image39.png
image40.png
image41.png
image42.png
image43.png
image44.png
image45.png
image46.png
image47.png
image56.png
image48.png
image49.png
image50.png
image51.png
image52.png
image53.png
image54.png
image55.png
image57.png
image58.png