Solução tampão

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SOLUÇÃO TAMPÃO Analítica 1 (2017.1) 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Solução tampão é uma mistura de um ácido fraco e 
sua base conjugada, ou uma base fraca e seu ácido 
conjugado. É necessário que existam quantidades 
comparáveis de ácido e base conjugados (digamos, 
dentro de um fator de 10) para termos uma ação de 
tamponamento significativa. 
 
Exemplos: 
 Ácido acético (CH3COOH) +acetato de sódio 
(CH3COONa) 
 Ácido benzóico (C6H5COOH) + benzoato de sódio 
(C6H5COONa) 
 Ácido fórmico (HCOOH) + formiato de sódio 
(HCOONa) 
 Ácido carbônico (H2CO3) + bicarbonato de sódio 
(NaHCO3) 
 Hidróxido de amônio (NH4OH) + cloreto de 
amônio (NH4Cl) 
 
2. PROPRIEDADE DA SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
Uma solução tamponada resiste a uma mudança de 
pH quando ácidos ou bases são adicionados ou quando 
ocorre uma diluição, devido à estabilidade da 
concentração do íon hidrônio. 
 
3. A IMPORTÂNCIA DA SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
A solução tampão serve para preparar solução com 
pH definido ou para manter o pH de um meio em torno 
de um valor desejado. 
No sentido mais amplo da definição, a solução que 
contém quantidade relativamente grande de ácido forte 
exibe ação tamponante. De fato, a adição de uma 
pequena quantidade de ácido (ou base) apenas aumenta 
(ou diminui) levemente a concentração de íon hidrônio 
(ou de íon hidróxido) originariamente presente. 
 
4. CÁLCULO DO pH DE UMA SOLUÇÃO 
TAMPÃO ÁCIDO 
 
Considerando uma solução contendo uma 
concentração molar do ácido CHA e uma concentração 
molar do sal CNaA. 
  AHHA
 
  ANaNaA
 
  OHHOH2
 
 
Equação do balanço de carga: 
][][][][   OHAHNa
 (1) 
 
Equação do balanço de massa: 
][][ HAAHACNaAC  
 (2) 
Constante de equilíbrio: 
 
][
]][[
 
HA
AH
K a


 (3) 
][  NaNaACcomo
 subs. na eq. (1) 
 
][][][   OHAHNaAC
 (4) 
 
][][][   HOHANaAC
 (5) 
 
Substituindo a equação (5) na equação (2) 
][][ ][][][ HAAHACHOHA  
 (6) 
 
desprezando a [OH
-
] proveniente da ionização da água 
cortando a conc. de [A
-
] 
][ ][  HHACHA
 (7) 
Do balanço de cargas, temos: 
][][][   OHAHNaAC
 (8) 
desprezando a [OH
-
] proveniente da ionização da água 
][ ][   HNaACA
 (9) 
Substituindo as equações (7) e (9) na equação (1) 
 
 
][ -
][ ][
 
 

 

HC
HCH
K
HA
NaA
a
 (10) 
 
][ - ][ ][ 2   HKCKHHC aHAaNaA
 (11) 
 
  0 - ][ ][ 2   HAaaNaA CKHKCH
 (12) 
 
Aproximações: 
1) Se [H
+
] < C HA logo C HA - [H
+
]  C HA 
2) Se [H
+
] < C NaA logo C NaA + [H
+
]  C NaA 
 
logo: 
 
HA
NaA
a
C
CH
K
 ][
 


 (13) 
 
NaA
HAa
C
CK
H ][ 
 (14) 
 
 e CsNaACCaHAC 
 
 
 
s
a
a
C
C
pKpH log - 
 (15) 
 
 O pH depende exclusivamente da relação das 
concentrações do sal (Cs) e do ácido (Ca). 
 
SOLUÇÃO TAMPÃO Analítica 1 (2017.1) 
 
5. CÁLCULO DO pH DE UMA SOLUÇÃO 
TAMPÃO BÁSICA (fórmula simplificada) 
 
É constituída pela mistura de uma base fraca e seu 
ácido conjugado sob a forma de um sal. 
 
  OHNHOHNH 44
 
 
  ClNHClNH 44
 
 Usando um raciocínio semelhante ao caso do tampão 
ácido, 
Constante de equilíbrio: 
][
]][[
 
4
4
OHNH
OHNH
Kb


 (1) 
CbNHOHcomo ][ 
 
 
salNHbaseNHtotalNH ][ ][ ][ 444


 
desprezando a concentração [NH4
+
] da base, teremos: 
CssalNHtotalNH 

 ][ ][ 44
 (2) 
Substituindo a eq. (2) na eq. (1) 
b
s
b
C
COH
K
 ][
 


 (3) 
s
bb
C
CK
OH
 
 ][ 
 (4) aplicando o logaritmo 







s
b
b
C
C
KOH log ][ log
 (5) 
s
b
b
C
C
KOH log log ][ log 
 (6) (x -1) 
 
s
b
b
C
C
KOH log - log][ log - 
 (7) 
s
b
b
C
C
pKpOH log- 
 (8) 
14  pOHpH
 (9) 
s
b
b
C
C
pKpH log - 14 
 (10) 
 
6. SOLUÇÕES TAMPÃO DE ÁCIDOS 
POLIPRÓTICOS 
 
A partir de um ácido fraco H2A e seus sais NaHA e 
Na2A, é possível preparar dois sistemas tampão: 
 
1. O primeiro constituído do ácido H2A e do NaHA 
 
NaHAAH 2
 
 
2. O segundo constituído do sal NaHA e sua base 
conjugada Na2A 
 
 
ANaNaHA 2
 
 
É relativamente simples escrever um número de 
equações para permitir uma avaliação rigorosa do pH 
de qualquer dos dois sistemas mediante uso da 
constante de ionização do ácido e das concentrações de 
seus dois componentes. Todavia, quase é possível 
simplificar o tratamento do problema desde que 
admita-se que apenas um dos equilíbrios é importante 
na fixação do pH da solução. 
 
Então, para o sistema H2A-NaHA, somente é 
considerada a primeira ionização de H2A 
 
 
  HAOHOHAH 322
 
 
 
][
][
log 21  HA
AH
pKapH
 
A ionização de HA
-
 é ignorada. Então, o pH da solução 
é calculado tal como no caso de uma solução tampão 
simples. 
 
No caso do sistema NaHA-Na2A, admite-se como 
predominante a segunda ionização. 
 
 
  22 AHOHHA
 
 
Ao mesmo tempo, ignora-se o equilíbrio 
 
 
  OHAHOHHA 22
 
 
Aqui, a hipótese é que a concentração de H2A seja 
negligenciável frente às de HA
-
 e A
2-
. 
 
O pH é, então, calculado mais uma vez, como no caso 
de uma solução tampão simples, com a segunda 
constante de ionização. 
 
][
][
log
22 


A
HA
pKapH
 
 
Exemplo: 
Solução tampão de ácido ftálico (H2C8H4O2) e 
hidrogenoftalato de potássio (KHC8H4O4) 
  4484482 OHHCHOHCH
 
 
2
448448 OHCHOHHC
 
  OHHOH2
 
 
1) Solução tampão 
 

 4484482 OHHCOHCH
 ou 
 
4484482 OHKHCOHCH 
 
 
 
  0 - ][ ][ 2   HAaaNaA CKHKCH
 
 
 2) Solução tampão 
SOLUÇÃO TAMPÃO Analítica 1 (2017.1) 
 
 


2
448448 OHCOHHC
 ou 
 
4482448 OHCKOHKHC 
 
 
 
s
a
a
C
C
pKpH log - 
 
 
7. A EFICIÊNCIA DA SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
A ação tampão mais eficiente é observada nas misturas 
em que as concentrações dos dois componentes do par 
são iguais. 
 
EXEMPLOS: 
1) CH3COOH – 0,01 M e CH3COONa – 0,0001 M 
2,74 
0001,0
01,0
log 74,4 pH
 
2) CH3COOH – 0,01 M e CH3COONa – 0,01M 
 
4,74 
01,0
01,0
log 74,4 pH
 
3) CH3COOH – 0,0001 M e CH3COONa – 0,01 M 
6,74 
01,0
0001,0
log 74,4 pH
 
Calcular o efeito causado pela adição de 0,5 mL de 
NaOH 0,01 mol/L a 100 mL de cada uma das três 
soluções. Após a adição 
1) 
2,92 
015,0
995,0
log 74,4 pH
 
2) 
4,744 
005,1
995,0
log 74,4 pH
 
3) 
7,04 
005,1
005,0
log 74,4 pH
 
 
A solução 1 sofre uma variação de 0,18 unidade 
de pH; o pH da solução 2 praticamente não foi 
afetado; o pH da solução 3 variou de 0,30unidade. Portanto, a solução 2, que contém os 
dois componentes do par em iguais 
concentrações, é das três a mais eficiente. 
 
 A capacidade freadora de um par tampão aumenta 
com as concentrações efetivas dos seus 
componentes. 
 
EXEMPLOS: 
1) CH3COOH – 0,1 M e CH3COONa – 0,1 M 
4,74 
1,0
1,0
log 74,4 pH
 
2) CH3COOH – 0,001 M e CH3COONa – 0,001 M 
4,74 
001,0
001,0
log 74,4 pH
 
Calcular o efeito causado pela adição de 0,5 mL de 
HCl 0,1 mol/L a 100 mL de cada uma das três 
soluções. 
1) 
4,736 
95,9
05,10
log 74,4 pH
 
2) 
4,26 
05,0
15,0
log 74,4 pH
 
As soluções 1 e 2 tem, originariamente, o mesmo 
pH 4,74, pois em ambos os casos a relação das 
concentrações dos componentes do par é igual à 
unidade. Todavia, a solução 1, que contém os 
componentes do par em concentração mais alta, é 
a que possui maior capacidade freadora. 
 
A capacidade freadora de uma solução tampão 
aumenta com as concentrações efetivas dos seus 
componentes. Na prática, é geralmente usada solução 
tampão com concentrações de 0,05 a 0,2 mol/L. Com 
soluções mais concentradas, a elevada força iônica 
provoca desvios acentuados dos coeficientes de 
atividade em relação à unidade. 
 
Na preparação de uma solução tampão com certo pH, 
deve-se começar selecionando um ácido que apresente 
um valor de pKa tão próximo quanto possível do valor 
de pH desejado. Desta maneira, a preparação da 
solução tampão envolverá uma relação das 
concentrações dos componentes do par próxima da 
unidade, que é uma condição para a maior eficiência 
da solução tampão. As concentrações efetivas dos dois 
componentes a empregar dependem da capacidade 
freadora exigida da solução tampão. 
(
)1  pKapH
. 
 
 
REFERÊNCIAS 
1. OHLWEILER, O. A., Química Analítica 
Quantitativa. 3 ed. Rio de Janeiro: LTC-Livros 
Técnicos e Científicos S. A. , 1981. v. I. 273 p. 
 
2. VOGEL, A., Química Analítica Qualitativa. São 
Paulo: Mestre Jou, 1981. 665p. 
 
3. ALEXÉEV, V., Análise Qualitativa. Porto: Lopes 
da Silva, 1982. 583 p. 
 
4. SOUZA, R. C. S. Apostila de Química 
Analítica I. Universidade Federal da Paraíba. 2008. 
 
 
 
 
 
 
 
 
SOLUÇÃO TAMPÃO Analítica 1 (2017.1) 
 
Lista de Exercícios: 
 
1. Prepare-se uma solução tampão misturando 50 mL de uma solução de CH3COONa 0,3 mol/L com 150 mL de 
CH3COOH 0,12 mol/L. Acrescenta-se água até um volume final de 750 mL. Qual o pH da solução. Ka 
CH3COOH = 1,8x10
-5
. Resp.: 4,66 
 
2. Uma solução tampão tem 12,2 g de ácido benzóico (C6H5CO2H) e 7,20 g de benzoato de sódio (NaC6H5COO) em 
exatamente 250 mL de solução. Calcular o pH da solução? Se a solução for diluída a exatamente 500 mL, com 
água pura, qual o pH da nova solução? Ka C6H5CO2H = 6,3x10
-5
. Resp.: pH = 3,9 
 
3. A constante de dissociação de um ácido HA é 1x10-5. Foi preparada uma solução tampão de HA 0,20 M e NaA 
0,20 M. Calcular: 
a) O pH da solução original. 
b) O pH da solução após a adição de 0,010 moles de HCl a um litro da solução tampão. 
a) O pH da solução após a adição de 0,010 moles de NaOH a um litro da solução tampão. 
 Resp.: a) 5,0 ; b) 4,96 ; c) 5,04 
 
4. Quantos gramas de acetato de sódio, devem ser adicionados a 1,0 L de ácido acético 0,10 mol/L para se ter uma 
solução com pH = 4,5? Resp.: 4,7 g 
 
5. A solução tampão foi preparada pela adição de 5,15 g de nitrato de amônio, NH4NO3 e 0,10 L de NH4OH 0,15 
mol/L. Calcular o pH da solução? Qual o pH se a solução for diluída com água pura até o volume exato de 500 
mL? Resp.; 8,63 ; 8,63 
 
6. Um tampão foi preparado misturando-se 200 mL de uma solução de NH4OH 0,6 mol/L e 300 mL de uma solução 
de NH4Cl a 0,3 mol/L. a) Qual o pH da solução tampão. Resp. a) 9,38 ; 
 
7. Deduza a equação matemática para determinação do pH de soluções tampão ácida e base mostrando todas as 
etapas da dedução e explicando-as quando necessário.