Aula 7 - Solução tampão PARTE 2

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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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Adição de ácidos ou bases fortes aos 
tampões pre-determina resolução dos 
cálculos em duas partes: estequiométrico e 
equilíbrio.
A quantidade de ácido ou base 
forte adicionada resulta em 
uma
reação de neutralização
Sabendo-se quanto de H3O+ ou de 
OH- foi adicionado, 
(estequiometricamente), sabemos 
quanto de HX ou X- é formado
Com as concentrações de HX e X-
(observe a variação no volume da 
solução) podemos calcular o pH a 
partir da equação de Henderson-
Hasselbalch.
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Solução da parte a)
Calcular a [HCl] após a adição de 1,00 mL de HCl a 1,00 L de água
M1•V1 = M2 • V2
M2 = 1,00 x 10
-3 M
pH = 3,00
EXERCÍCIO 8: Qual é o pH quando 1,0 mL de HCl 1,0 mol/L é adicionado:
a) 1,0 L de água pura (antes da adição de HCl, pH=7,0)
b) 1,0 L de tampão que tem [HOAc] = 0,7 mol/L e [OAc-] = 0,6 mol/L (antes 
da adição de HCl pH é 4,68)
Solução da parte b)
Etapa 1 — Fazer a estequiometria da reação
H3O+ (vinda do HCl) + OAc- (vinda do tampão) ---> 
HOAc (vinda do tampão)
Esta reação ocorre completamente por que K é grande.
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Solução da parte b): Etapa 1 = Etapa da estequiometria
[H3O
+] + [OAc-] ---> [HOAc]
antes
variação
após
0,00100 0,600 0,700
+0,00100
0 0,599 0,701
-0,00100 -0,00100
Com pH = 4,69 antes da adição de HCl ,então [H3O+] = 2,1 x 10-5 M 
, então podemos negligenciar x relativo à 0,701 e 0,599. 
Solução da parte b): Etapa 2 = Equilíbrio
HOAc + H2O ↔↔↔↔ H3O
+ + OAc-
[HOAc] [H3O
+] [OAc-]
Antes
Variação
Após
0,701 0 0,599
-x +x +x
0,599 + xx0,701-x
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Solução da parte b): Etapa 2 = Equilíbrio
HOAc + H2O ↔↔↔↔ H3O+ + OAc-
[H3O++++ ] ==== [HOAc][OAc - ]
• Ka ==== 
0.701
0.599
• (1.8 x 10-5 )[H3O++++ ] ==== [HOAc][OAc - ] • Ka ==== 
0.701
0.599
• (1.8 x 10-5 )
[H3O+] = 2,1 x 10-5 M ------> pH = 4,68
O pH não foi mudado com a adição de HCl!
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EXERCÍCIO 9: Compare o efeito no pH da adição de 0,10 mol de H+ a 1,0 
litro de: 
(a) tampão ácido fórmico-formiato no qual as concentrações de ácido fórmico 
(HCHO2) e íon formiato (CHO2–) = 1,00 mol/L (Ka para o ácido fórmico é 1,8 
x 10-4,
(b) água pura.
pKa = -log pKa Para o ácido fórmico:pKa = -log (1,8x10-4) = 3,74
Portanto, o pH inicial do tampão é 3,74. A adição de 0,10 mol de H+ 
transformará 0,10 mol de CHO2– em HCHO2
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(b) Água pura não é tamponada, por isto é muito suscetível à adição de 
ácidos e bases. 
Quando é adicionado 0,1 mol/L de H3O+ a 1 
litro de água (pH inicial = 7,0) a [H3O+] 
resultante será 0,1 mol/L por que não há 
base presente para remover uma quantidade 
apreciável de ácido adicionado. 
pH = -log [H3O+]
pH = -log (0,1)
pH = 1,0
Isto significa que o pH da água não
tamponada mudou de 6 unidades,
enquanto no tampão da parte (a)
houve mudança de apenas 0,09
unidades
pH meio tamponado = 3,65
pH na água = 1,0
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EXERCÍCIO 10: Determine o pH se forem adicionados 12 mL de HCl 0,1
mol/L em 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? (Exercício 5)
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3. Propriedades de soluções tampões
Efeito das diluições: O pH de uma solução tampão permanece 
essencialmente independente da diluição.
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O efeito da diluição sobre o pH de soluções tamponadas e
não tamponadas. A constante de dissociação para HA é 1,00x10-4.
A concentração inicial dos solutos é 1,00 mol L-1.
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Você precisa preparar uma solução com pH = 4,30. 
[H3O+] = 5,0 x 10-5 M
[H3O ++++ ] ==== 5.0 x 10 -5 = [HOAc][OAc - ]
 (1.8 x 10 -5 )[H3O ++++ ] ==== 5.0 x 10 -5 = [HOAc][OAc - ] (1.8 x 10
-5 )
Assim, se você usar 0,100 mol de NaOAc e 0,278 mol 
de HOAc, você terá pH = 4,30.
Resolvendo a relação [HOAc]/[OAc-] 1
2,78
 =
No final —
CONCENTRAÇÃO de um ácido e uma base conjugados
não são importantes.
Mas sim a RAZÃO DO NÚMERO DE MOLES de cada.
Resultado: diluição de um tampão não muda o seu pH
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Efeito da adição de ácidos ou bases: A solução tampão é 
resistente a variações de pH após a adição de pequenas 
quantidades de ácidos ou bases fortes.
Íons OH- são adicionados à solução-tampão: [HX]
[X-]
HX (aq) H2O (l) + X- (aq)OH- (aq) +
Íons H+ são adicionados à solução-tampão: [X-]
[HX]X
-
 (aq) HX (aq)H+ (aq) +
� Quantidades de HX e X- no tampão são grandes comparadas 
com a quantidade de H+ adicionada, por isso a razão [HX] / [X-] 
não varia muito, tornando a variação no pH pequena.
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EXERCÍCIO 11: (a) Se vc misturar 0,0383 mol de A- com 0,9617 mol de HA
(Ka = 1,0x10-5), qual o pH da solução?
(b) Qual o pH quando vc adicionar 0,01 mol de OH-?
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Composição de soluções tampão em função do pH: Coeficiente
alfa
A composição de soluções tampão pode ser visualizada graficando-se as
concentrações relativas no equilíbrio dos dois componentes de um par ácido-base
conjugado como função do pH da solução. Essas concentrações relativas são
chamadas de coeficientes alfa.
Se considerarmos cT a soma das
concentrações analíticas de ácido acético
e acetato de sódio em uma solução
tampão típica:
Então definimos αααα0, a fração da 
concentração total do ácido que 
permanece não dissociada, e αααα1, a fração 
dissociada:
Os coeficientes alfa dependem apenas de [H3O+] 
e Ka e são independentes de cT.
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Para obter as expressões para αααα0, rearranjamos 
a expressão da constante de dissociação para:
A concentração total de ácido acético, cT, 
se encontra na forma de HOAc ou OAc–.
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Variação de αααα com o pH.
Observe que a maior parte da transição entre αααα0 e αααα1 ocorre entre 1 unidade
de pH do ponto de interseção das duas curvas. O ponto de interseção onde
αααα0 =αααα1 =0,5 ocorre quando o pH = pKa, HOAc = 4,74.
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pKa = 4,76
pH<pKa forma não ionizada do ácido
pH>pKa formação do íon
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À partir de um ácido fraco poliprótico H2A e seus sais NaHA
e Na2A é possível preparar dois sistemas de tampões
1 – constituído do ácido fraco H2A e do sal do ácido NaHA
2 – constituido do sal do ácido NaHA e sua base conjugada Na2A 
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Distribuição das espécies ácido-base em uma solução de ácido oxálico, 
em função do pH.
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Distribuição das espécies ácido-base em uma solução de ácido fosfórico, 
em função do pH.
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Os tampões resistem mais eficazmente à variação de pH em 
qualquer sentido quando as concentrações de ácido fraco e base 
conjugada são aproximadamente as mesmas.
Quando as concentrações de 
ácido fraco e base conjugada 
são iguais, [H+] = Ka.
Geralmente tentamos selecionar um tampão cuja forma 
ácida tem pKa próximo do pH desejado.
Ka
[HX]
[X-]
[H+]
=
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0,1 <
[HA]
< 10
[A-]
[A-] > 10Ka and [HA] > 10Ka
pKa + log
[ácido]
pH =
[base conjugada]
É a quantidade de ácido ou base que um 
tampão pode neutralizar antes que o pH 
comece a variar a um grau apreciável.
� Depende da quantidade de ácido 
e base da qual o tampão é feito.
pH de um tampão depende de Ka
para o ácido e das respectivas 
concentrações relativas de ácido e 
base que o tampão contém.
Quanto maior as quantidades do par ácido-base conjugado, a razão de 
suas concentrações, e, conseqüentemente, o pH se tornam mais resistentes 
às mudanças.
Capacidade tamponante (ββββ): é definida como o número de mols
de um ácido forte, ou de umabase forte, que provoca uma
variação de 1,00 unidade no pH em 1,00 L de um tampão
dCb = número de mols por litro da base forte
dCa = número de mols por litro do ácido forte adicionado
Dado que a adição do ácido forte a um tampão provoca uma diminuição no
pH, dCa /dpH é negativo e a capacidade tamponante é sempre positiva.
1 - A capacidade de um tampão não depende apenas da concentração 
total dos dois componentes do tampão,mas também da razão entre suas 
concentrações. 
2 - A capacidade tamponante diminui rapidamente à medida que a razão 
entre as concentrações do ácido e da base conjugada se torna maior ou 
menor que a unidade.
3 - O pKa do ácido escolhido para uma dada aplicação deve estar entre
1 unidade do pH desejado para que o tampão tenha uma capacidade 
razoável.
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pH do tampão Concentrações do sal e do ácido
Relação Sal/Ácido = 0,1 pH = pKa + log 0,1
pH = pKa -1
Relação Sal/Ácido = 10/1 pH = pKa + log 10
pH = pKa +1
Capacidade tamponante de um sistema tampão pode ser definido 
pela quantidade de ácido forte que é necessário adicionar para 
fazer variar o pH de uma unidade.
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EXERCÍCIO 11: (a) Se vc misturar 0,0383 mol de A- com 0,9617 mol de HA
(Ka = 1,0x10-5), qual o pH da solução?
(b) Qual o pH quando vc adicionar 0,01 mol de OH-?
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4. Preparação de tampões
Você precisa preparar uma solução com pH = 4,30. 
Isto quer dizer: [H3O+] = 10-pH = 5,0 x 10-5 M
A melhor maneira de selecionar um ácido é que a [H3O+] tenha valor 
próximo a Ka (ou pH ≈ pKa).
—então quando você pode ter a [H3O+] exata do tampão ajustando a 
razão entre ácido e base conjugada.
[H3O ++++ ] ==== [Acid][Conj. base] • K a[H3O
++++ ] ==== [Acid][Conj. base] • K a
POSSÍVEIS ÁCIDO Ka
HSO4- / SO42- 1,2 x 10-2
HOAc / OAc- 1,8 x 10-5
HCN / CN- 4,0 x 10-10
MELHOR ESCOLHA É O ÁCIDOACÉTICO/ACETATO.
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Você precisa preparar uma solução com pH = 4,30. 
[H3O+] = 5,0 x 10-5 M
[H3O ++++ ] ==== 5.0 x 10 -5 = [HOAc][OAc - ]
 (1.8 x 10 -5 )[H3O ++++ ] ==== 5.0 x 10 -5 = [HOAc][OAc - ] (1.8 x 10
-5 )
Assim, se você usar 0,100 mol de NaOAc e 0,278 mol 
de HOAc, você terá pH = 4,30.
Resolvendo a relação [HOAc]/[OAc-]
1
2,78
 =
No final —
CONCENTRAÇÃO de um ácido e uma base conjugados
não são importantes.
Mas sim a RAZÃO DO NÚMERO DE MOLES de cada.
Resultado: diluição de um tampão não muda o seu pH
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EXERCÍCIO 12: Descreva como você poderia preparar aproximadamente
500,0 mL de uma solução tampão com pH 4,5 a partir de ácido acético
(HOAc) e acetato de sódio (NaOAc) 1,0 mol L-1.
Devemos calcular a massa de NaOAc a ser adicionada a 500,0 mL de HOAc 
1,0 mol L-1. DETERMINAR A RELAÇÃO [BASE CONJUGADA]/[ÁCIDO]
Após dissolver essa quantidade de NaOAc na solução de ácido acético, 
devemos verificar o pH com um pHmetro e, se necessário, ajustar 
ligeiramente o pH pela adição de uma pequena quantidade de ácido ou base.
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EXERCÍCIO 13: Qual a massa de NaC2H3O2 pode ser dissolvida em 0,3 L 
de 0,25 mol/L de HC2H3O2 para produzir uma solução com pH = 5,09? 
(Assumir que o volume é constante 0,3 L).
HC2H3O2 + H2O ↔↔↔↔ C2H3O2- + H3O+
[H3O+] [HC2H3O2]
Ka=
[C2H3O2-]
= 1,8x10-5
[H3O+] = 10-5,09 = 8,1x10-6
[HC2H3O2] = 0,25 mol/L
Resolver para [C2H3O2-]
[H3O+]
[HC2H3O2]
= Ka[C2H3O2
-] = 0,56 mol/L
8,1x10-6
0,25
= 1,8x10-5
M = Mol x V(L)
m
m = M x mol x V(L)
m = 14 g NaC2H3O2