Aula 7 - Solução tampão PARTE 1

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UNIVERSIDADE FEDERAL UBERLÂNDIA
CAMPUS DE PATOS DE MINAS 
ENGENHARIA DE ALIMENTOS / BIOTECNOLOGIA
QUÍMICA ANALÍTICA
Prof. Dra. DJENAINE DE SOUZA
1. O que é uma solução tampão
2. Cálculos de pH em uma solução tampão
3. Propriedades de soluções tampões
a) Efeito das diluições
b) Efeito da adição de ácidos e bases
c) Coeficiente alfa
d) Capacidade tamponante
4. Preparação de tampões
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1 – Como podemos controlar o pH de uma solução?
2 – O que ocorre quando um ácido e uma base são 
misturados em quaisquer quantias?
1. O que é uma solução tampão
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Considere uma solução que contêm 0,100 M de CH3CO2H e 0,100 M de HCl.
CH3CO2H + H2O ↔↔↔↔ CH3CO2- + H3O+
HCl + H2O ↔↔↔↔ Cl- + H3O+
(0,10 - x) M x M x M
0,10 M 0,10 M[H3O+] = (0,100 + x) M
0,1 M HCl 0,1 M CH3CO2H 0,1 M HCl + 0,1 M CH3CO2H
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HC2H3O2(aq ) ↔↔↔↔ H3O+(aq ) + C2H302-(aq ) 
NaC2H3O2(aq) ↔↔↔↔ Na+(aq ) + C2H302- (aq )
A adiA adiçção de Cão de C22HH330022-- desloca o equildesloca o equilííbrio e diminui a [Hbrio e diminui a [H33OO++]]
O efeito do íon comum é o fenômeno que ocorre quando a 
dissociação de um ácido ou base fraca é reprimida pela 
presença de um eletrólito forte que fornece um íon 
comum ao equilíbrio
O efeito do íon comum descreve qual o efeito em um 
equilíbrio químico que a adição de uma segunda substância
que adiciona íons comuns, que podem participar do equilíbrio, 
pode exercer sobre o equilíbrio químico.
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Quando um ácido forte fornece o íon comum H3O+, o equilíbrio 
muda para formar mais H3CCOOH.
Adição H3O+
Equilíbrio desloca para formar mais H3CCOOH. 
0,1 M HCl 0,1 M CH3CO2H 0,1 M HCl + 0,1 M CH3CO2H
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Quando um sal fornece o aniôn comum C2H3O2-, o equilíbrio 
muda para formar mais H3CCOOH.
Adição C2H3O2-
Equilíbrio desloca para 
formar mais 
H3CCOOH. 
Adição C2H3O2-
Equilíbrio desloca para 
formar mais 
H3CCOOH. 
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Um tampão ou uma solução tampão é uma solução que 
sofre apenas pequena variação de pH quando a ela são adicionados 
íons H3O+ ou OH–. É uma solução que contém um ácido mais a sua 
base conjugada, em concentrações aproximadamente iguais.
Um tampão faz com que a solução se torne resistente 
à variações de pH quando ocorre adição de ácido ou de base.
1 – São necessárias duas substâncias: um ácido capaz de 
reagir com os íons OH- adicionados e uma base capaz de consumir 
íons H3O+ adicionados;
2 – O ácido e a base não devem reagir entre si.
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UmaUma solusoluççãoão tampãotampão éé um um casocaso especial de especial de efeitoefeito do do ííonon comumcomum. . 
A A funfunççãoão do do tampãotampão éé resistirresistir a a mudanmudanççasas do pH do pH dada solusoluççãoão..
Um tampão resiste às variações no 
pH porque ele contém tanto espécies 
ácidas para neutralizar os íons OH-
quanto espécies básicas para 
neutralizar os íons H+.
As espécies ácidas e básicas 
que constituem o tampão não 
devem consumir umas às 
outras pela reação de 
neutralização.
ComposiComposiççãoão do do tampãotampão
ÁÁcidocido fracofraco ++ Base Base conjugadaconjugada
HOAcHOAc ++ OAcOAc--
HH22POPO44-- ++ HPOHPO4422--
Base Base fracofraco ++ ÁÁcidocido conjugadoconjugado
NHNH33 ++ NHNH44++
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Como funciona uma solução tampão?
Adição 
de ácido
Adição 
de base
Tampão após 
adição de ácido
Tampão após 
adição de base
Tampão com par 
ácido-base conjugado 
em iguais 
concentrações
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Se uma pequena quantidade de hidróxido é adicionada a uma solução 
equimolar de HF em NaF, por exemplo, o HF reage com o OH−, formando 
F− e água.
De modo semelhante, se adicionarmos ácido, o F− reage com ele, formando 
HF e água.
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O que acontece quando CH3COONa é adicionado à solução de 
CH3COOH?
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Para descrever a ação tampão quantitativamente, escreve-se 
inicialmente a condição de equilíbrio da reação. Considerando-se a 
dissociação de um ácido fraco e a reação de sua base conjugadas.
2. Cálculos de pH em uma solução tampão
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1. Adição de ácido
CH3-COOH + CH3-COONa + HCl
2CH3-COOH + NaCl
CH3-COOH + CH3-COONa
2. Adição de base
+ NaOH
2CH3-COONa + H2O
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EquaEquaççãoão de Hendersonde Henderson--HasselbalchHasselbalch
• A variação da expressão da constante de ionização
• Considere um ácido fraco hipotético, HA, e seu sal NaA:
HA + H2O ↔↔↔↔ A- + H3O+
[H3O+] [A-]
[HA]
Ka= [H3O
+]
[HA]
Ka=
[A-]
- log[H3O+] -log[HA]
-logKa=
[A-]
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- log [H3O+] - log
[HA]
-logKa = 
[A-]
pH - log
[HA]
pKa =
[A-]
pKa + log [HA]
pH =
[A-]
pKa + log [ácido]
pH =
[base conjugada]
• Somente pode ser usada quando você conhece a 
concentração inicial do ácido e do sal.
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EXERCÍCIO 1: Qual o pH de um tampão preparado dissolvendo-se 0,1 M 
de um ácido fraco HA (Ka = 1,0x10-5) mais 0,05 mol de uma base 
conjugada Na+A- em 1,0 L de solução?
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EXERCÍCIO 2: Qual o pH de uma solução que é 0,400 mol L-1 em ácido 
fórmico e 1,00 mol L-1 em formiato de sódio?
ETAPA 1: Escrever a reação do ácido fraco e da base conjugada;
ETAPA 2: Escrever as expressões de Ka e Kb.
ETAPA 3: Definir o uso das expressões Ka ou Kb para determinar o pH
Como Ka para o ácido fórmico são várias ordens de grandeza maior que Kb
para o formiato, a solução será ácida e Ka vai determinar a concentração de 
H3O+
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EXERCÍCIO 3: Escreva a equação de Henderson-Hassenbalch para uma 
solução de ácido fórmico (HCOOH) (Ka = 1,8x10-4). Calcule o valor do 
quociente base conjugada/acido fraco em pH 3,0; 3,744 e 4,0.
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EXERCÍCIO 4: Calcule o pH de uma solução 0,200 mol L-1 em NH3 e 0,300 
mol L-1 em NH4Cl.
ETAPA 1: Escrever a reação da base fraca e do seu ácido;
ETAPA 2: Escrever as expressões de Ka e Kb.
ETAPA 3: Definir o uso das expressões Ka ou Kb para determinar o pH
Como Kb é várias ordens de grandeza maior que Ka, podemos considerar que a 
solução seja alcalina e que [-OH] seja muito maior que [H3O+].
Primeira reação promove uma diminuição nas [H3O+] e a segunda reação 
promove uma diminuição nas [-OH] e aumento nas [H3O+] .
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Também consideramos que [-OH] seja muito menor que cNH4Cl e cNH3 
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EXERCÍCIO 5: Determine o pH de 1,0 L de uma solução aquosa preparada 
pela dissolução de 12,43g de tris (PM=121,135g/mol) mais 4,67g de tris
cloridrato (PM=157,596g/mol) em 1,0 L de água?
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EXERCÍCIO 6: Determine o pH de uma solução obtida à partir da dissolução 
de 0,1 mol/L de hipoclorito de sódio (NaOCl) com uma solução de ácido 
hipoclórico (HOCl) 0,05 mol/L (Ka = 2,95x10-8)
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EXERCÍCIO 7: O hipoclorito de sódio (NaOCl), o ingrediente ativo de quase 
todos os alvejantes foi dissolvido numa solução tamponada em pH 6,2. 
Encontre a razão [OCl-]/[HOCl] nesta solução.
Encontre a razão razão [OCl-]/[HOCl] se o pH mudar para 7,2.
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pH do tampão depende das concentrações do ácido e da base conjugados.