Relatório Final Tampão

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IFBa
 – Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia
Campus Salvador
Soluções Tampão
Rafael Machado Rodrigues
Tais Teixeira de Jesus
Yasmin Oliveira dos Santos
Salvador, Bahia
Setembro de 2017
Rafael Machado Rodrigues
Tais Teixeira de Jesus
Yasmin Oliveira dos Santos
Soluções Tampão
Relatório Técnico exigido como requisito parcial para a obtenção da aprovação na disciplina Química Analítica I Prática, na turma 8832, no curso Técnico em Química Integrado, no Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia. Orientadora: 
Djane
 Santiago.
Salvador, Bahia
Setembro de 2017
Sumário
Objetivos
Preparar soluções de 0,5 Mol. L-1 de Ácido Acético e Acetato de Sódio e verificar o pH de ambas;
Preparar e analisar a eficiência de um sistema tampão contendo 0,25 Mol. L-1 de Ácido Acético e de Acetato de Sódio frente à um ácido forte e uma base forte;
Preparar e verificar a eficiência de um sistema tampão 0,125 Mol. L-1 de Ácido Acético e Acetato de Sódio frente à um ácido forte e uma base forte;
Analisar o efeito da diluição sobre as Soluções Tampão preparadas;
Testar a Capacidade Tamponante de um antiácido frente à um ácido forte e uma base forte.
Fundamentação Teórica
As soluções tampão – também conhecidas como tampões - possuem elevada importância para sistemas químicos e biológicos. Elas são caracterizadas pela pequena variação do potencial hidrogenoiônico (pH) ou frente à diluição ou frente à adição de espécies ácidas ou básicas com caráter forte. Como exemplo destas soluções, tem-se o sangue humano e a água do mar, os quais possuem pH constante em toda a sua extensão. Assim, estas são amplamente utilizadas quando há a necessidade da manutenção do pH próximo à um valor preestabelecido (SKOOG, 2006). A presente prática, desta forma, foi realizada no intuito de preparar, caracterizar e testar a eficiência de soluções tampões.
Os tampões possuem resistência à variação de pH em detrimento do equilíbrio químico entre uma espécie ácida e sua base conjugada, as quais permitem que o meio sofra pequenas perturbações pela adição de ácido ou base, já que as concentrações delas são próximas. As espécies ácidas e básicas presentes não devem reagir entre si. Deste modo, estes devem ser produzidos á partir de um ácido fraco e de um sal proveniente deste ânion ou de uma base fraca e de um cátion proveniente desta. No primeiro caso, geralmente, tem-se um tampão com pH maior que 7 e, no segundo, menor que 7 (BRADY,1986; BROWN,2005). 
O pH teórico de uma solução tampão pode ser obtido à partir da equação de Henderson - Hasselbach (Eq. X), a qual relaciona o pKa da espécie ácida, as concentrações desta e de sua base conjugada. A partir desta expressão, que é deduzida utilizando-se a expressão do equilíbrio químico, tem-se que o pH do meio será igual ao pKa do ácido quando o ácido e a base possuírem a mesma concentração molar. Deste modo, é possível obter-se um dado pH para o sistema utilizando-se um ácido com pKa próximo. Cabe ressaltar que, quando as concentrações do ácido e da base conjugada são iguais, os tampões possuem a sua maior eficiência. 
 (Equação 1) 
O pH de um sistema tampão, caso não se encontre em uma faixa preestabelecida após o preparo, pode ser ajustado à partir da adição de pequenas quantidades de ácido forte ou base forte. Assim, em uma solução com as espécies genéricas HA e A-, estas estarão em equilíbrio decorrente da ionização deste ácido fraco no meio aquoso (equação 2). Desse modo, o íon hidróxido adicionado ao meio será neutralizado pelas espécies HÁ (a equação 3) e o H3O+ adicionado será neutralizado pelo ânion A- (equação 4). A quantidade, em mols, de um ácido forte ou base forte que 1 L de solução tampão poderá absorver sem sofrer variação de uma unidade no pH é conhecido como Capacidade Tamponante (BROWN, 2005; SKOOG, 2006).
HÁ + H2O H3O+ + A- (Equação 2)
HÁ + OH- H2O + A- (Equação 3)
Á- + H3O+ H2O + HA (Equação 4)
Deste modo, quanto maior a concentração de HA e A- no meio aquoso, maior será a resistência a variações de pH, já que as reações de neutralização produzirão uma quantidade ínfima de íons, ocasionando em uma variação desprezível no potencial elétrico da solução e, assim, do pH. Cabe ressaltar que os pH das soluções empregadas durante o experimento foram determinados a partir de um equipamento chamado pHmetro (Figura 1). Este é constituído por um eletrodo conectado a um potenciômetro, permitindo a mensuração de variações do potencial elétrico da solução partindo-se de um dado padrão utilizado durante a calibração. 
Figura 1. Aferição do pH com um pHmetro (SKOOG, 2006).
Outra propriedade de uma Solução Tampão é referente à resistência de mudança do pH com a diluição do pH, o que ocorre enquanto a concentração de A- e HÁ sejam aproximadamente a do sal e a do ácido adicionado, respectivamente. Conhecidos, portanto, os aspectos teóricos relacionados ao experimento, os resultados obtidos, a discussão envolvida e as conclusões encontram-se nas seguintes páginas.
3. Cálculos
3.1 Parte A – pH Teórico das Soluções:
Solução de CH3COOH 0,5 Mol. L-1 (A.1):
Em meio aquoso, o Ácido Acético possui o seguinte equilíbrio químico em meio aquoso:
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq) (Equação 5) 
Assim, a partir desta equação, encontra-se a expressão da constante de acidez do Ácido Acético. Após, colocando-se os termos em função da concentração de hidrogênio ácido, tem-se que:
Como não são conhecidas as concentrações de Acetato e de Hidrogênio Ácido – e estas são iguais-, substituem-se ambas por uma incógnita (x) e substitui-se os valores de Ka do Ácido Acético, a qual é 1,75 . 10-5 (SCHAUM, ...), e a concentração do Ácido em meio aquoso, que é de aproximadamente 0,5 Mol . L-1 já que uma parcela desprezível deste se ioniza. Assim, tem-se que:
 
Sabendo-se o valor da concentração de H+, o potencial hidrogenoiônico (pH) teórico da solução é de:
Solução de Acetato de Sódio 0,5 Mol. L-1 (A.2):
Considerando a hidrólise do íon acetato, tem-se a seguinte equação:
CH3COO-(aq) + H2O(l) CH3COOH(aq) + OH-(aq) (Equação 6) 
 Desta forma, tem-se a seguinte constante básica (Kb) para o íon:
A partir do produto iônico da água à 25ºC (1,00. 10-14), e da sua relação com Ka e Kb, tem-se que:
Substituindo-se Kb, a concentração aproximada do Íon Acetato (0,5 Mol. L-1) e as concentrações de Hidróxido e Ácido Acético por uma incógnita, tem-se que:
Assim, tem-se o seguinte potencial hidroxiliônico(pOH) para a solução:
Partindo do pOH, tem-se o seguinte pH teórico:
Diluição de 25mL de CH3COOH 0,5 Mol. L-1 e 25mL de NaOOCCH3 0,5 Mol. L-1 para 50mL (A.3):
A mistura entre 25,0mL de cada solução, resultando em um volume final de 50mL, promoveu a seguinte diluição das soluções:
Com o Ka do Ácido Acético, tem-se o seguinte pKa:
Utilizando-se a equação de Henderson-Hasselbalch, tem-se que:
 + 
Diluição de 12,5mL de CH3COOH 0,5 Mol. L-1 e 12,5mL de NaOOCCH3 0,5 Mol. L-1 para 50mL (A.5):
A mistura entre ambos os volumes provocou a seguinte diluição para as compostos:
Assim, com o pKa anteriormente calculado, tem-se o seguinte pH teórico:
 + 
3.2 Parte B – pH Teórico Frente à Adição de HCl:
Solução HCl 0,1 Mol. L-1 em 10mL de H2O:
Ao adicionar-se 1mL de HCl em meio aquoso, este é diluído para 11mL. Assim, tem-se que:
Deste modo, tem-se que o pH será:
Ao adicionar mais 1mL de HCl à solução, tem-se que:
Assim, tem-se que o pH será de:
De modo análogo, com 3mL de HCl obtém-se o pH de 1,64. 
Solução A.3 Frente à HCl 0,1 Mol. L-1:
Inicialmente, encontra-se as quantidades de HCl para 1mL (10-3L), do seguinte modo:
Após, calcula-se a quantidade de Ácido Acético (HAc) e Acetato (Ac-) no meio:
A quantidadeencontrada é equivalente tanto para o HAc quanto para o Ac-. Deste modo, calculam-se as variações partindo-se da neutralização completa do HCl. Assim:
 Ac- + HCl HÁ + Cl-
Início: 2,5. 10-3 10-4 2,5. 10-3 ---
Final: 2,4. 10-3 10-4 2,6. 10-3 ---
Com as quantidades finais, tem-se que:
 + 
 De modo análogo, foram calculados os outros valores para o pH teórico, considerando-se sempre as quantidades remanescentes de HAc e Ac-. Os valores estão dispostos junto aos resultados na Parte B.
Solução A.5 Frente à HCl 0,1 Mol. L-1:
De modo análogo ao anterior, encontra-se as quantidades de HCl para 1mL (10-3L), do seguinte modo:
Após, calcula-se a quantidade de Ácido Acético (HAc) e Acetato (Ac-) no meio:
A quantidade encontrada é equivalente tanto para o HAc quanto para o Ac-. Deste modo, calculam-se as variações partindo-se da neutralização completa do HCl. Assim:
 Ac- + HCl HÁ + Cl- 
Início: 1,25. 10-3 10-4 1,25. 10-3 ---
Final: 1,15. 10-3 10-4 1,35. 10-3 ---
Com as quantidades finais, tem-se que:
 + 
 Assim, encontra-se o primeiro pH teórico para a adição de HCl. Os outros valores estão dispostos junto aos resultados na Parte B.
3.3 Parte C – pH Teórico Frente à Adição de NaOH:
Solução NaOH 0,1 Mol. L-1 em 10mL de H2O:
De modo parecido com o HCl, encontra-se aqui o pOH de 2,04 e 1,78 para as soluções com a adição de 1mL e 2mL, respectivamente, de NaOH. Como pH + pOH =14, encontra-se o pH teórico de 11,96 para a primeira adição e de 12,22 para a segunda.
Solução A.3 Frente ao NaOH 0,1 Mol. L-1:
Inicialmente, encontra-se as quantidades de NaOH para 1mL (10-3L), do seguinte modo:
Após, calcula-se a quantidade de Ácido Acético (HAc) e Acetato (Ac-) no meio:
A quantidade encontrada é equivalente tanto para o HAc quanto para o Ac-. Deste modo, calculam-se as variações partindo-se da neutralização completa do OH-. Assim:
 HAc + OH- Ác- + H2O 
Início: 2,5. 10-3 10-4 2,5. 10-3 ---
Final: 2,4. 10-3 10-4 2,6. 10-3 ---
Com as quantidades finais, tem-se que:
 + 
 De modo análogo, foram calculados os outros valores para o pH teórico, considerando-se sempre as quantidades remanescentes de HAc e Ac-. Os valores estão dispostos junto aos resultados na Parte C.
Solução A.5 Frente à NaOH 0,1 Mol. L-1:
De modo análogo ao anterior, encontra-se as quantidades de NaOH para 1mL (10-3L), do seguinte modo:
Após, calcula-se a quantidade de Ácido Acético (HAc) e Acetato (Ac-) no meio:
A quantidade encontrada é equivalente tanto para o HAc quanto para o Ac-. Deste modo, calculam-se as variações partindo-se da neutralização completa do OH-. Assim:
 HAc + OH- Ác- + H2O 
Início: 1,25. 10-3 10-4 1,15. 10-3 ---
Final: 1,15. 10-3 10-4 1,35. 10-3 ---
Com as quantidades finais, tem-se que:
 + 
 Assim, encontra-se o primeiro pH teórico para a adição de NaOH. Os outros valores estão dispostos junto aos resultados na Parte C.
4. Resultados e Discussões
4.1 Parte A - Preparo de Solução Tampão
Inicialmente, na etapa1 foi preparada uma solução de 50,0mL de ácido acético 0,5mol/L a partir do ácido acético concentrado (98,8% p/p), sendo esta uma das soluções bases para que se proceda adequadamente o preparo da solução tampão. Estando preparada a solução 1 utilizou-se o pHmetro para determinação do pH exato da solução, sendo encontrado um valor de pH 3,18, como mostra na tabela 1. Para a utilização do pHmetro foram seguidas algumas etapas e cuidados. Basicamente ligou-se o pHmetro e se esperou um tempo para a estabilização do aparelho, em seguida mergulhou o bulbo do eletrodo dentro da solução a ser determinada o pH e esperou-se um tempo para o resultado se estabilizar, após a leitura do valor encontrado limpou-se o bulbo do eletrodo com água destilada e o secou levemente. É importante salientar que o pHmetro foi manipulado através destes cuidados para todas as seguintes medições de pH. A seguir, têm-se os dados obtidos e os seus valores teóricos.
Tabela 1. pH Experimental e Teórico das Soluções Tampão.
	Solução
	pH Experimental
	pH Teórico
	CHcCOOH 0,5 Mol. L-1
	3,18
	2,53
	NaOOCCH3 0,5 Mol. L-1
	8,21
	9,23
	A.1
	3,18
	2,53
	A.2
	8,21
	9,23
	A.3
	4,94
	4,76
	A.5
	4,94
	4,76
Na etapa seguinte (2) com a preparação da solução de acetato de sódio encontrou-se um valor de pH 8,21 no pHmetro e um pH teórico de 9,23. Misturou-se as soluções preparadas nas duas etapas, 25mL de cada para realização do preparo de 50,0mL de solução tampão. Misturando o ácido fraco (CH3COOH) e o seu sal (NaOOCCH3) o pH da solução será dificilmente alterado,pois 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. Logo após a preparação da solução tampão o seu pH foi verificado através do pHmetro e sendo encontrado um valor de pH 4,94 e o calculado foi pH 4,76. O pH experimental mais alto do que o pH teórico é um indicativo de que a solução possuía uma menor quantia de Ácido Acético do que a prevista teoricamente, sendo isto atribuído à volatilidade deste ácido.
Cabe ressaltar que, inicialmente, parte-se de um componente com pH ácido – que é o ácido acético, o qual possui este pH devido à sua ionização- e de um componente básico, que é o Acetato de Sódio, o qual por ser derivado de um ácido fraco e uma base forte, tem a hidrolise do seu ânion causando a formação de íons hidróxido no meio, o que eleva o pH da solução. O Acetato de Sódio possui a seguinte equação para a sua hidrolise em meio aquoso:
NaOOCCH3(aq) + H2O(l) Na+(aq) + OH-(aq) + CH3COOH(aq) ( Equação y).
Por último foi preparada mais uma solução tampão de 50,0mL, porém misturando 12,5mL da solução preparada na etapa 1 e 2 e completando o volume com água. Foi encontrado um valor de pH=4,94 e o calculado pH=4,76. O preparo desta solução A.5 e a A.3 correspondeu ao previsto teoricamente: não houve a mudança do pH com a diluição. Assim, tem-se que a adição de água no meio não afeta o equilíbrio químico do sistema e a redução das concentrações das espécies neste meio não foi suficiente para que houvesse uma alteração no pH, ou seja, para que houvesse uma mudança na concentração de H+ presente no tampão.
4.2 Parte B -Teste da Eficiência das Soluções Tampões com Adição de Ácido forte 
Após realizar sucessivas adições de 1,0mL de HCl 0,1mol/L na solução tampão preparada em A.3 observou-se a capacidade tamponante da solução tampão,ou seja,a capacidade de resistir à mudanças de pH frente a adição do ácido clorídrico. A adição do HCl à solução tampão acarreta uma diminuição na concentração da base conjugada (acetato) e um aumento da concentração de ácido acético na mesma quantidade, isto é, o ácido forte (HCl) reagirá com os íons acetato e, consequentemente, levará a esse aumento na concentração de ácido acético, diminuindo assim o valor do pH. Assim, tem-se a seguinte reação para a adição de HCl no meio reacional:
HCl(aq)+ Ac- (aq) HAc(aq)+ Cl-(aq) (Equação X) 
Na última etapa, substituindo a solução tampão por água destilada observou-se que com apenas 3mL de HCl foisuficiente para que houvesse uma brusca mudança no pH já que o mesmo não possui capacidade tamponante. Por fim quando comparados os valores teóricos com os experimentais alguns dos resultados obtidos experimentalmente se diferenciam um pouco dos obtidos teoricamente, o que pode ter sido tanto influencia da temperatura de trabalho quanto da calibração do equipamento. 
 A seguir, estão dispostos os resultados obtidos com a adição sucessiva de HCl 0,1 Mol. L-1 na solução A.3.
Tabela 2. pH Teórico e Prático da Solução A.3 frente ao HCl.
	Volume de HCl (mL)
	pH Experimental
	pH Teórico
	0
	4,94
	4,76
	1
	4,86
	4,73
	2
	4,78
	4,69
	3
	4,70
	4,66
	4
	4,59
	4,62
	5
	4,43
	4,59
	6
	4,25
	4,55
	7
	3,98
	4,52
	8
	3,55
	4,48
	9
	2,89
	4,44
	10
	2,66
	4,39
Como se observa, a partir de 3mL o pH sofre uma variação maior, o que rompe com a tendência anterior de valores de pH experimental maiores que os teóricos. Pode-se pressupor que, a partir deste ponto, a quantidade de Íon Acetato no meio aquoso começa a tomar menores proporções, tornando assim o meio mais propenso a variações do pH decorrente à mudança da concentração tanto do Ácido Acético quanto do Acetato de Sódio. A seguir, tem-se os resultados obtidos com a adição de HCl à solução A.5.
Tabela 3. pH Teórico e Experimental da Solução A.5 Frente ao HCl.
	Volume de HCl(mL)
	pH Experimental
	pH Teórico
	0
	4,94
	4,76
	1
	4,98
	4,69
	2
	4,80
	4,62
	3
	4,68
	4,55
	4
	4,55
	4,48
	5
	4,42
	4,39
	6
	4,24
	4,31
	7
	4,00
	4,22
	8
	3,76
	4,11
A seguir, tem-se os valores obtidos com o HCl 0,1 Mol. L-1 na água destilada.
Tabela 4. Adição de Ácido Forte à Água Destilada.
	Volume de HCl (mL)
	pH Experimental
	pH Teórico
	0
	7,02
	7,00
	1
	5,37
	2,04
	2
	2,23
	1,78
	3
	2,07
	1,64
Com os valores de água destilada, é possível inquirir que o meio possuía menos HCl do que o valor pressuposto teoricamente, já que o pH teórico apresentado se encontra em valores menores do que o pH experimental, indicando que há uma menor quantidade de HCl no meio do que a prevista teoricamente pela adição do HCl. Isto é atribuído à volatilidade do HCl, o qual tem sua concentração reduzida ao longo do tempo. Assim, o HCl utilizado não apresenta, realmente, o valor de 0,1 Mol. L-1.
Plotando-se os valores experimentais de ambas das Soluções A.3 e A.5, é possível obter o gráfico 2. Com o gráfico é possível notar que há um valor experimental extrapolado na adição de 2mL de HCl, no qual observa-se que ao invés do pH decrescer - o que é previsto tanto pelo valor teórico quanto pela observação dos valores obtidos com a adição de mais ácido – o valor aumenta. Isto pode ser atribuído à erros durante o processo de mensuração do pH. 
Gráfico 1: pH Experimental das Soluções A.3 e A.5 com a Adição de HCl.
Quanto ao HCl, é possível observar que ambas as soluções possuem, até aproximadamente 7mL, a mesma resistência à variação de pH, o que ocorre em virtude da quantidade praticamente igual de íons acetato no meio aquoso, os quais neutralizam o HCl e resultam numa menor variação para o pH do meio.
4.3 Parte C: Teste da Eficiência das Soluções Tampões Frente à Adição de Base Forte
A tabela a seguir é resultado de sucessivas adições de hidróxido de sódio em uma solução constituída por soluções anteriormente feitas de ácido acético e acetato de sódio, na concentração de 0,25 Mol. L-1.
Tabela 3. Adição de base forte à solução tampão de acetato de sódio e ácido acético (A3).
	Volume de NaOH (mL)
	pH (pHmetro)
	pH Teórico
	0
	4,94
	4,76
	1
	5,01
	4,79
	2
	5,03
	4,83
	3
	5,07
	4,87
	4
	5,13
	4,91
	5
	5,16
	4,94
	6
	5,20
	4,98
	7
	5,25
	5,01
	8
	5,28
	5,05
	9
	5,34
	5,09
	10
	5,39 
	5,13
	11
	5,42
	5,18
	12
	5,49
	5,22
	13
	5,54
	5,27
	14
	5,60
	5,31
	15
	5,66
	5,37
	16
	5,75
	5,42
	17
	5,82
	5,49
	18
	5,91
	5,55
	19
	6,04
	5,63
	20
	6,20
	5,72
A tabela a seguir é resultado de sucessivas adições de hidróxido de sódio em uma solução constituída de ácido acético e acetato de sódio na concentração de 0,125 Mol. L-1.
Tabela 4. pH Teórico e Experimental da Adição de NaOH à Solução A.5.
	Volume de NaOH(mL)
	pH Experimental
	pH Teórico
	0
	4,94
	4,76
	1
	5,15
	4,83
	2
	5,20
	4,91
	3
	5,76
	4,98
	4
	5,39
	5,05
	5
	5,45
	5,13
	6
	5,50
	5,22
	7
	5,59
	5,31
	8
	5,64
	5,42
	9
	5,75
	5,55
	10
	5,89
	5,72
	11
	5,93
	5,96
	12
	6,06
	6,46
Tabela 5. Resultado da adição de hidróxido de sódio em água deionizada:
	Volume de NaOH (mL)
	pH (pHmetro)
	pH Teórico
	0
	7,02
	7,00
	1
	12,10
	11,26
	2
	12,13
	12,22
Na tabela 1 temos que as mudanças no pH foram mínimas. Como observado a solução tamponante preparada resistiu muito bem à adição de uma base forte, o hidróxido de sódio. A solução era constituída por soluções anteriormente feitas de ácido acético e acetato de sódio, numa proporção 1:1. Quando se adicionou o hidróxido de sódio, ocorreu perturbação no sistema, elevando a concentração dos íons OH¯. De acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação foi neutralizada pelo ácido acético da solução tampão, que restabeleceu o estado de equilíbrio, e não houve grandes variações no pH da solução, conforme a reação a seguir: 
CH₃COOH₍aq₎ + OH¯₍aq₎ CH₃COOH¯₍aq₎ + H₂O(l) (Equação ...) 
Fazendo uma comparação entre as tabelas 1 e 2, temos que as soluções-tampão utilizadas em ambas demonstraram que uma solução que contém um par ácido-base conjugado, possui uma resistência marcante às adições de bases fortes, consequentemente resistindo às variações em seu pH. 
Na tabela 3 (solução A.3), usou se uma concentração de ácido acético e acetato de sódio numa concentração 0,5 mol/L¯¹, já na tabela 4 (solução A.5), houve a utilização de uma solução na concentração de 0,125 mol/L¯¹. Assim, a solução A3, a qual havia maior concentração de espécies, apresentou maior resistência no aumento de 1 unidade do pH, foi necessário aproximadamente 18 ml de base forte para essa mudança de 1 unidade. Já a solução A.5, que houve sucessivas diluições apresentou menor resistência, requereu aproximadamente 11 ml para essa mudança de 1 unidade de pH. Se uma solução-tampão é diluída, ela terá uma baixa capacidade tamponante quando comparada com o mesmo volume de outra solução tampão mais concentrada. Isso ocorreu, pois, a solução que continha maior concentração de suas espécies, a solução A.3, quando se adicionou hidróxido de sódio, como há maior concentração do ácido acético, haverá maior neutralização dos íons OH¯, não havendo assim grandes variações no pH da solução. O que não aconteceu com a solução mais diluída, A.5, já que os números de espécies são menores, não havendo uma neutralização tão efetiva se comparada à uma solução mais concentrada.
Já na tabela 5, observou-se que a água deionizada frente a adições de pequenas quantidades de bases fortes, não oferece resistência tamponante, ou seja, não pode ser considerada uma solução tamponada. A água possui a propriedade se ser anfiprótica, podendo desta forma atuar como ácido e base, dependendo da substancia que está em sua presença. Deste modo, à medida que se adicionou NaOH, uma base forte, com alto grau de dissociação, a água comportou-se como ácido, porém fraco, não tendo força suficiente para neutralizar todos os íons OH¯ proveniente da base, assim, a adição de uma base forte na água pura (assim aconteceria caso adicionasse ácido forte), alterou de maneira intensa seu pH.
O gráfico a seguir mostra a diferença das soluções A.3 e A.5 quanto à variação de ph das mesmas quando adicionado Hidróxido de Sódio:
Gráfico 2. pH da Solução Tampão x Volume de NaOH.
A partir do gráfico, é possível observar que a Solução A.3 possui uma maior variação de pH do que a Solução A.5, sendo que esta última necessita de uma maiorquantidade de NaOH para obter uma variação tão drástica de pH quanto a primeira solução. Isto ocorre em razão da primeira solução possuir uma menor concentração dos seus reagentes (0,125 mol . L-1) que a segunda solução (0,25 mol . L-1). Assim, com uma maior concentração dos componentes do tampão, estes possuem uma maior resistência para o deslocamento do equilíbrio químico da solução, já que as variações das concentrações de HA e NaAc em decorrência da neutralização dessa base são desprezíveis. Todavia, quando esta reação ocorre com espécies mais diluídas, essa quantidade íons formados torna-se menos desprezível, o que acarreta numa mudança mais drástica do pH da solução em razão da sensibilização do meio quanto à mudanças menores na concentração de íons H+.
4.4 Parte D: Eficiência de Um Antiácido Frente à Adição de Base Forte e Ácido Forte.
A seguir, estão dispostos os resultados obtidos na adição de NaOH e HCl à alíquota do antiácido.
Tabela 6. pH do Antiácido Frente ao HCl e ao NaOH.
	Volume de NaOH e HCl (mL)
	pH NaOH
	pH HCl
	0
	6,36
	6,36
	1
	6,97
	6,74
	2
	7,79
	6,59
	3
	9,19
	6,48
	4
	
	6,37
	5
	
	6,29
	6
	
	6,20
	7
	
	6,08
	8
	
	5,98
Um antiácido é um medicamento utilizado para diminuir a acidez estomacal aumentando seu ph. O antiácido utilizado possui a seguinte composição: bicarbonato de sódio, carbonato de sódio, ácido acetilsalicílico e ácido cítrico. Sabendo que a função do antiácido é interagir com o ácido estomacal elevando o pH de (em média) 2,00 para valores entre 3,5 e 5,00, ou seja, seu objetivo prático será resistir frente a elevada acidez aumentando o pH. Deste modo, como o antiácido é uma base fraca, quando se adicionou hidróxido de sódio, o excesso de OH¯ será neutralizado pelo ácido conjugado do antiácido, que é forte. Já quando se adiciona um ácido forte, há elevação dos íons h+ que será neutralizada pela própria base, que é fraca. Havendo assim, excedente de íons H+ o que ocasiona numa diminuição do pH.
O gráfico a seguir mostra a variação de pH de uma solução de antiácido quando adicionada a ela, hidróxido de sódio e ácido clorídrico:
Gráfico 3. pH da solução x volume de NaOH e HCl adicionados.
Tabela 8. Adição de base e ácido forte à solução tampão de acetato de sódio e ácido acético (A5).
	Volume de NaOH e HCl (mL)
	pH quando adicionado NaOH
	pH quando adicionado HCl
	0
	4,94
	4,94
	1
	5,12
	4,96
	2
	5,20
	4,80
	3
	5,26
	4,68
	4
	5,31
	4,55
	5
	5,45
	4,42
	6
	5,50
	4,24
	7
	5,59
	4,00
	8
	5,64
	3,76
	9
	5,75
	
	10
	5,83
	
	11
	5,93
	
	12
	6,06
	
Observou-se que com a adição de uma base forte, o NaOH, houve resistência da solução tampão em relação à grande variação de pH, o que aconteceu em menor intensidade com a adição de um ácido forte, o HCl. Isso pois, com a adição de NaOH, houve um aumento da quantidade de ¯OH no tampão, já que o NaOH é uma base forte e possui alto grau de dissociação, assim o equilíbrio é deslocado para a direita. O ¯OH proveniente do hidróxido de sódio interage com o H⁺ proveniente do ácido acético, formando água. O pH da solução não sofreu alterações significativas, já que as moléculas de água formadas propiciaram o aumento da ionização do ácido acético, normalizando a quantidade de H⁺.
Com a adição do ácido, o aumento do número de íons H⁺ no meio foi neutralizada pela base conjugada, o íon CH₃CO₂¯, restabelecendo o pH.
5. Conclusão
A partir do exposto, portanto, o experimento obteve sucesso quanto à análise das propriedades de Soluções Tampões. Foi possível prepara-las e obter tanto o seu pH teórico quanto experimental – sendo este último obtido a partir de um pHmetro. Assim, conseguiu-se provar, experimentalmente, que sistemas com concentrações equimolares de um Ácido e sua Base Conjugada mantém o seu pH constante frente à diluição, como mostram os resultados obtidos para as soluções A.3 e A.5, com o pH experimental de 4,94 para ambas.
Além disso, comprovou-se também, experimentalmente, que uma Solução Tampão com espécies mais concentradas possui uma maior resistência à variação de pH do que uma Solução Tampão mais diluída – o que é respaldado, por exemplo, pelo uso de 19 mL de NaOH para variar o pH em aproximadamente uma unidade na Solução A.3 em contraposto ao uso de 12mL de NaOH para variar uma unidade no pH da Solução A.5, como exposto no tópico Resultados e Discussão no escopo deste relatório. Verificou-se que a água destilada possui variações mais drásticas frente a espécies ácidas ou básicas do que Sistemas Tampões.
As Soluções Tampões preparadas, portanto, foram analisadas efetivamente e, apesar das pequenas discrepâncias entre os valores teóricos e os experimentais, foi possível a obtenção de resultados consonantes com a literatura, sendo assim possível comprovar, primordialmente, a capacidade destas soluções em resistir à variação de pH.
6. Referências
1. BRADY, James E. & HUMISTON, Gerard E. (1986) Química Geral, 2-ed, vol.2. Traduzido por: Cristina Maria Pereira dos Santos; Roberto de Barros Faria. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 662p.
2. BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
3. SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química Analítica, Tradução da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006.
4. ROSENBERG, J.L.; EPSTEIN, L.M. Química geral. 8.ed. Porto Alegre: Edgard Blucher, 2002. (Coleção Schaum).