química aplicada

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06-Solu��o Tamp�o.OK.pdf
 
. 
 
 
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DA AMAZÔNIA 
INSTITUTO SÓCIO-AMBIENTAL E DE RECURSOS HÍDRICOS 
DISCIPLINA: QUÍMICA 
 PROFESSORA: RUTH GRANHEN TAVARES 
 
ASSUNTO: SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 Uma solução-tampão (também chamada solução reguladora ou “buffer”) é definida 
como a solução que mantém praticamente inalterado o valor de pH, mesmo quando recebem, por 
adição, volumes relativamente grandes de soluções diluídas de ácidos e bases, ou pequenas 
quantidades de soluções concentradas de ácidos e bases. Esse tipo de solução é muito útil quando 
se deseja manter o pH de uma reação em um valor adequado. O controle de pH é possível porque 
as soluções-tampão apresentam grande reserva de acidez e de alcalinidade. 
 Uma solução-tampão é preparada através da mistura de um ácido fraco e seu sal 
(tampão ácido) ou de uma base fraca e seu sal (tampão básico). Por exemplo, uma solução 
contendo a mistura de ácido acético e acetato de sódio constitui uma solução-tampão ácida. Do 
mesmo modo, a mistura de solução de hidróxido de amônio e cloreto de amônio também 
representa uma solução-tampão básica. 
 
2. CÁLCULO DO pH DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
 Quando se tem um ácido fraco em solução (CH3COOH, por exemplo, aqui 
representado por HAc, onde Ac- representa os íons acetato), sua dissociação é dada por: 
 
HAc  H+ + Ac- , 
 
sendo o valor da dissociação medido pela constante Ka, 
 
 
]HAc[
]Ac].[H[
Ka
 (1) 
 
 Misturando-se um sal deste ácido fraco (CH3COONa, por exemplo, aqui 
representado por NaAc), a mistura ficará enriquecida de íons acetato (Ac-), uma vez que os sais 
são eletrólitos fortes. Nestas condições, a grande [Ac-] determina novas condições de equilíbrio, 
pois, para Ka permanecer constante, quando a [Ac-] aumenta de valor, a [H+] deve diminuir 
sensivelmente. De fato, os íons hidrogênio reagem com os íons acetato formando HAc não 
dissociado (recordar o Efeito do Íon Comum). Assim, após a adição do sal (NaAc) à solução do 
ácido (HAc), o valor total da [Ac-] é praticamente devido ao sal adicionado ([Ac-] CNaAc = Csal), e 
a [HAc] (ácido acético não ionizado) é praticamente a concentração original, ou total, do ácido 
([HAc] CHAc = Cácido). 
 Inserindo essas conclusões na expressão (1) temos: 
 
 
ácido
sal
C
C].H[
Ka
 
 
 Assim, a concentração dos íons hidrogênio será dada pela expressão: 
 
 
sal
ácido
C
C
.Ka]H[
 (2) 
 
 O pH será obtido “logaritmando”, ou obtendo o logaritmo negativo (-log) da 
expressão (2): 
 
ácido
sal
sal
ácido
sal
ácido
c
c
logpKapH
c
c
logKalog
c
c
.Kalog]Hlog[
 
 
 
ou seja, 
ácido
sal
C
C
logpKapH
 (3) 
 
 A equação (3) é chamada de Equação de Henderson-Hasselbalch, e é utilizada para 
cálculos de pH de solução tampão ácida (tampão de um ácido fraco e seu sal).
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 2 
Assunto: Solução Tampão Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
 
Exercício 1. Calcular o pH de uma solução-tampão preparada por adição de 10 ml de HAc a 0,1 M a 20 ml de 
NaAc a 0,1 M. Dados: Ka = 1,75 x 10-5; log 1,75 = 0,24; log 2 = 0,30 
Solução: 
 
 Por de tratar de um tampão ácido, iremos usar a expressão (3) para calcular o valor do pH, porém, 
precisamos, inicialmente, calcular, além do valor de pKa, as concentrações do ácido e do sal no volume final (de 
30 ml), usando a expressão de diluição de soluções: V1 x C1 = V2 x C2 
 
a) pKa: 
 pKa = - log Ka = - log 1,75 x 10-5 = 5 – log 1,75 = 5 – 0,24 pKa = 4,76 
 
b) cHAc: 
 10 x 0,1 = 30 x C2 C2 = 0,033M CHAc = Cácido = 0,033M 
 
c) cNaAc: 
 20 x 0,1 = 30 x C2 C2 = 0,067M CNaAc = Csal = 0,067M 
 
 Substituindo os valores de pKa, Cácido e Csal na equação (3), obtemos, finalmente, o valor do pH da 
solução-tampão: 
 
2log76,4
033,0
067,0
log76,4pH
 pH = 4,76 + 0,30 
 
 Resp: pH = 5,06 
 
 
 
 
 
 Uma solução tampão de um ácido fraco e seu sal pode, também, ser obtida misturando 
um excesso de ácido fraco com alguma base forte, para produzir o sal por neutralização (por exemplo, 
NaOH + HAcexcesso, produzindo NaAc + HAc). Podemos, ainda, obter um tampão através da mistura de 
um excesso de sal (derivado de um ácido fraco) com um ácido forte para produzir o ácido fraco 
componente do tampão (por exemplo, NaAcexcesso + HCl, produzindo HAc + NaAc). 
 
 
Exercício 2. Calcular o pH de uma solução-tampão preparada por adição de 25 ml de NaOH 0,1 M a 30 ml de 
HAc 0,2 M. Dados: pKa = 4,76 ; log 0,7 = - 0,15 
Solução: 
 
 Quando a base reage com o ácido (que está em excesso) para formar o sal, toda a base será 
consumida, produzindo uma quantidade correspondente de sal, e ainda restará ácido, numa quantidade igual a 
original, menos a que foi consumida para formar o sal. 
 Antes de calcular essas concentrações, iremos calcular as concentrações do ácido em excesso e da base 
que existem na mistura, pois, quando se juntam 30 ml de um com 25 ml do outro ambos estarão em um volume 
total de 55 ml (30 + 25), ou seja, ambos terão suas concentrações alteradas por efeito de diluição. Assim: 
 
a) CNaOH: 
 25 x 0,1 = 55 x C2 CNaOH = 0,045M 
 
b) CHAc: 
 30 x 0,2 = 55 x C2 CHAc = 0,109M 
 
c) Csal: 
 A concentração do sal, que nada mais é do que a CNaAc formado, será igual à CNaOH, pois é a base que 
está em menor quantidade. 
 CNaAc = Csal = 0,045M 
d) Cácido: 
 A concentração do ácido será a CHAc menos a CNaOH, pois a base reagiu com o ácido para formar o sal. 
 Cácido = CHAc – CNaOH = 0,109 - 0,045 Cácido = 0,064 M 
 
e) pH 
 
61,415,076,415,076,47,0log76,4
064,0
045,0
log76,4
C
C
logpKapH
ácido
sal
 
 
 Resp: pH = 4,61 
 
 
 
 
Exercício 3. Calcular o pH de uma solução-tampão preparada por adição de 25 ml de HCl 0,1 M a 30 ml de 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 3 
Assunto: Solução Tampão Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
NaAc 0,2 M. Dados: pKa = 4,76 ; log 1,42 = 0,15 
Solução: 
 
 Quando o ácido forte é misturado com o sal, os íons H+ do ácido reagem com igual quantidade de íons 
Ac- do sal (que está em excesso) para formar o ácido fraco HAc. Todo o ácido forte será consumido, produzindo 
uma quantidade correspondente de ácido fraco, e ainda restará sal, numa quantidade igual a original menos a 
que foi consumida para formar o ácido fraco. 
 Antes de calcular essas concentrações, iremos calcular as concentrações do sal em excesso e do ácido 
forte que existem na mistura, pois, quando se juntam 30 ml de um com 25 ml do outro, ambos estarão em um 
volume total de 55 ml (30 + 25), ou seja, ambos terão suas concentrações alteradas por efeito de diluição. 
Assim: 
 
a) CHCl: 
 25 x 0,1 = 55 x C2 CHCl = 0,045M 
 
b) CNaAc: 
 30 x 0,2 = 55 x C2 CNaAc = 0,109M 
 
c) Cácido: 
 A concentração do ácido, que nada mais é do que a CHac formado, será igual à CHCl, pois é o ácido forte 
que está em menor quantidade. 
 CHac = Cácido = 0,045M 
d) Csal: 
 A concentração do sal será a CNaAc menos a CHCl, pois o ácido forte reagiu com os íons Ac
- do sal para 
formar o ácido fraco, Hac. 
 Csal = CNaAc – CHCl = 0,109 – 0,045 Csal = 0,064 M 
 
e) pH 
 
91,415,076,442,1log76,4
045,0
064,0
log76,4
C
C
logpKapH
ácido
sal
 
 
 Resp: pH = 4,91 
 
 
 
 Cálculos similares podem ser feitos para misturas de bases fracas
e seus sais. Por 
exemplo, o equilíbrio para a ionização do hidróxido de amônio é: 
NH4OH  NH
4
 + OH- , 
 
sendo o valor da dissociação medido pela constante Kb, 
 
 
]OHNH[
]OH].[NH[
Kb
4
4
 (4) 
 
 Adicionando-se um sal desta base fraca (NH4Cl, por exemplo), a mistura ficará 
enriquecida de íons amônio (NH
4
), uma vez que os sais são eletrólitos fortes. Nestas condições, a 
grande [NH
4
] determina novas condições de equilíbrio, pois, para Kb conservar-se constante, quando a 
[NH
4
] aumenta de valor, a [OH-] deve diminuir sensivelmente. De fato, os íons hidroxila reagem com 
os íons amônio formando NH4OH não dissociado (recordar o Efeito do Íon Comum). Assim, após a 
adição do sal (NH4Cl) à solução da base (NH4OH), o valor total da [NH
4
] é praticamente devido ao sal 
adicionado ([NH
4
] C
ClNH4
 = Csal), e a [NH4OH] (hidróxido de amônio não ionizado) é praticamente a 
concentração original, ou total, da base ([NH4OH] C
OHNH4
 = Cbase). 
 Inserindo essas conclusões na expressão (4) temos: 
 
 
base
sal
C
]OH.[C
Kb
 
 
 Assim, a concentração dos íons hidroxila será dada pela expressão: 
 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 4 
Assunto: Solução Tampão Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
 
 
 
sal
base
C
C
.Kb]OH[
 (5) 
 
 O pOH será obtido “logaritmando”, ou obtendo o logaritmo negativo (-log) da expressão (5): 
 
 
base
sal
sal
base
sal
base
C
C
logpKbpOH
C
C
logKblog
C
C
.Kblog]OHlog[
 
 
 
ou seja, 
base
sal
C
C
logpKbpOH
 (6) 
 
 A equação (6) é utilizada para cálculos de pOH de solução tampão básica (tampão de 
uma base fraca e seu sal). 
 
 
 Uma solução tampão de uma base fraca e seu sal pode, também, ser obtida misturando 
um excesso de base fraca com algum ácido forte, para produzir o sal por neutralização (por exemplo, 
HCl + NH4OH excesso, produzindo NH4Cl + NH4OH). Podemos, ainda, obter um tampão através da mistura 
de um excesso de sal (derivado de uma base fraca) com uma base forte para produzir a base fraca 
componente do tampão (por exemplo, NH4Clexcesso + NaOH, produzindo NH4OH + NH4Cl). 
 
Exercício 4. Calcular o volume de hidróxido de amônio concentrado (14,8 M) e a quantidade em gramas de 
cloreto de amônio que devem ser necessários para preparar 100 ml de uma solução tampão com 
pH = 10, se a concentração final do sal deve ser 0,2 M. 
Dados: pKb = 4,76 ; log 0,17 = - 0,76 ; PM (NH4Cl) = 53,5 
Solução: 
 
 
a) g de NH4Cl: A concentração final do sal (nos 100 ml de solução) deve ser 0,2 M, portanto, 
 
 1 M 53,5 g 1000 ml 
 
 0,2 M x g 100 ml 
 x = 
g07,1
1000x1
100x5,53x2,0
 Resp: pH = 1,07 g de NH4Cl 
 
b) C
OHNH4
: Esse valor será igual à Cbase, que pode ser obtida utilizando a equação (6). 
 pOH = 14 – 10 = 4 
76,0
C
C
log76,44
C
C
log
C
C
log76,44
base
sal
base
sal
base
sal
 
 
17,0
C
C
base
sal
 
17,0
2,0
17,0
C
C salbase
 Cbase = 1,2 M C
OHNH4
 = 1,2 M 
 
c) V
OHNH4
 concentrado: Como a concentração do hidróxido de amônio concentrado é 14,8 M, então, 
 V1 x 14,8 = 100 x 1,2 V
OHNH4
 = 8,1 ml Resp: V
OHNH4
 = 8,1 ml 
 
 
Observação: Uma maneira de representar esquematicamente a formulação da solução 
tampão assim preparada é: 
 
 Hidróxido de amônio 14,8 M .......................... 8,1 ml 
 
 Cloreto de amônio (sal puro) ......................... 1,07 g 
 
 Água destilada (q.s.p.) .................................. 100 ml 
 (pH = 10) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 5 
Assunto: Solução Tampão Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
Exercício 5. Calcular o pH de uma solução tampão preparada por adição de 20 ml de HCl 0,1 M a 50 ml 
de NH4OH 0,1 M. Dados: pKb = 4,76 ; log 0,69 = - 0,16 
Solução: 
 
 Quando o ácido reage com a base (que está em excesso) para formar o sal, todo o ácido será consumido, 
produzindo uma quantidade correspondente de sal, e ainda restará base, numa quantidade igual a original menos 
a que foi consumida para formar o sal. 
 Antes de calcular essas concentrações, iremos calcular as concentrações da base em excesso e do ácido 
que existem na mistura, pois, quando se juntam 50 ml de um com 20 ml do outro, ambos estarão em um volume 
total de 70 ml (50 + 20), ou seja, ambos terão suas concentrações alteradas por efeito de diluição. Assim: 
 
a) CHCl: 
 20 x 0,1 = 70 x C2 CHCl = 0,029 M 
 
b) C
OHNH4
: 
 50 x 0,1 = 70 x C2 C
OHNH4
 = 0,071 M 
 
c) Csal: 
 A concentração do sal, que nada mais é do que a C
ClNH4
 formado, será igual à CHCl, pois é o ácido que 
está em menor quantidade. 
 C
ClNH4
 = Csal = 0,029 M 
d) Cbase: 
 A concentração da base será a C
OHNH4
 menos a CHCl, pois a base reagiu com o ácido para formar o sal. 
 Cbase = C
OHNH4
 – CHCl = 0,071 - 0,029 Cbase = 0,042 M 
 
e) pH 
 
60,4pOH60,416,076,416,076,469,0log76,4
042,0
029,0
log76,4
C
C
logpKbpOH
base
sal
 
 
 pH = 14 – 4,6 = 9,4 Resp: pH = 9,4 
 
 
 
 
 
3. MECANISMO DE AÇÃO E CAPACIDADE TAMPONANTE 
 
 O mecanismo de ação tamponante para uma solução tampão formada por um ácido fraco 
e seu sal pode ser explicado da seguinte maneira: O pH é governado pelo logaritmo da relação entre a 
concentração do sal e do ácido (ver equação 3), pois, 
 
ácido
sal
C
C
logtetanconspH
 
 
 Assim, quando essa solução tampão é diluída, a relação entre a Csal e a Cácido permanece 
constante, então, o pH não varia1. 
 
 Quando uma pequena quantidade de um ácido forte é adicionada a essa solução, os íons 
H+ introduzidos reagem com os ânions do sal (A-) para formar moléculas não ionizadas do ácido fraco, 
ou seja, os íons H+ introduzidos não ficarão livres em solução: 
 H+ + A-  HA 
 
Assim, a variação na relação [A-]/[HA] (ou Csal/Cácido) é pequena e, conseqüentemente, a variação no 
valor do pH também é pequena. Se este ácido fosse adicionado a uma solução não tamponada (por 
exemplo, uma solução de NaCl), o pH dessa solução sofreria uma grande diminuição. 
 
 
 
 
 
 
 
 
1
 Na verdade, o pH aumenta ligeiramente porque o coeficiente de atividade do sal aumenta com a diminuição da força iônica e 
a atividade de uma molécula não carregada (no caso, o ácido não dissociado) é igual a sua molaridade. Assim, a relação 
aumenta. 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 6 
Assunto: Solução Tampão Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
 Quando uma pequena quantidade de uma base forte é adicionada à solução tampão 
ácida, haverá reação entre os íons OH- da base e o ácido HA, formando H2O, que ioniza muito pouco, ou 
seja, os íons OH- introduzidos não ficarão livres em solução: 
 OH- + HA  H2O + A
- 
 
 Novamente, a variação na relação [A-]/[HA] (ou Csal/Cácido) é pequena, sendo, também, 
pequena a variação no valor do pH. 
 
 Uma mistura de uma base fraca e seu sal atua como um tampão da mesma maneira que 
a de um ácido fraco e seu sal. 
 Assim, quando essa solução tampão básica é diluída, a relação entre
a Csal e a Cbase 
permanece constante, então, o pOH não varia e, conseqüentemente o pH também não. 
 
 Quando uma pequena quantidade de ácido forte é adicionada a um tampão básico, os 
íons hidrogênio introduzidos reagem com a base fraca (BOH) formando H2O, que ioniza muito pouco, 
então, os íons H+ introduzidos não ficarão livres em solução: 
 H+ + BOH  H2O + B
+ 
 
Assim, a variação na relação Csal/Cbase é pequena, sendo também pequena a variação no valor do pOH e, 
conseqüentemente, do pH. Se este ácido fosse adicionado a uma solução não tamponada (por exemplo, 
uma solução de NaCl), o pH dessa solução sofreria uma grande diminuição. 
 
 Quando uma pequena quantidade de uma base forte é adicionada à solução tampão 
básica, haverá reação entre os íons OH- da base e os íons B+ do sal para formar moléculas não ionizadas 
da base fraca, ou seja, os íons OH- introduzidos não ficarão livres em solução: 
 
 OH- + B+  BOH 
 
 A variação na relação Csal/Cbase é pequena, sendo, também, pequena a variação no valor 
do pOH e, conseqüentemente, do pH. 
 
 
CAPACIDADE TAMPONANTE 
 
 A quantidade de ácido ou base que pode ser adicionada sem causar uma variação 
apreciável no valor do pH é governada pela CAPACIDADE TAMPONANTE da solução. 
 
 A capacidade tamponante de um tampão ácido é determinada pelas concentrações do 
ácido e do sal componentes do tampão. 
 
 
 
 Assim, a capacidade tamponante de um tampão ácido é também governada pela relação 
Csal/Cácido. Ela é máxima quando Csal = Cácido, ou seja, quando pH = Ka (observe a equação 3). 
 
 Dizemos, então, que quando a solução-tampão ácida apresenta pH = pKa ela possui a 
maior reserva de acidez e de alcalinidade. Em geral a capacidade tamponante é satisfatória numa 
faixa de pH = pKa 1. 
 
 
 
 De maneira similar, para um tampão básico, a capacidade tamponante é máxima 
quando pOH = pKb (ou pH = 14 – pKb) e esta capacidade é satisfatória numa faixa de pOH = pKb 1. 
 
 Quando desejamos preparar uma solução-tampão com um determinado valor de pH, o 
critério para a escolha do ácido fraco (ou base fraca) e seu sal é que o ácido fraco (ou base fraca) deve 
ter uma valor de pKa (ou pKb) muito próximo do valor de pH (ou pOH) a ser mantido. 
 
 Existem inúmeros ácidos e bases fracos, e qualquer região de pH deve ser tamponada 
com uma solução-tampão apropriada, de modo que o valor de pH, que deve ser mantido, esteja dentro 
daquele intervalo onde a solução possua capacidade tamponante satisfatória (pH = pKa 1 ou pOH = pKb 1). 
 
 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 7 
Assunto: Solução Tampão Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
 
 Se o pH a ser mantido é ácido, o tampão a ser utilizado deve ser ácido. Se o meio estiver 
sujeito a adição ou geração de ácidos, o tampão a ser usado deve ter pH entre pKa e pKa+1 (Csal > 
Cácido maior reserva de alcalinidade); se estiver sujeito a adição ou geração de bases, o tampão a ser 
usado deve ter pH entre pKa e pKa-1 (Cácido > Csal maior reserva de acidez); se estiver sujeito a adição 
ou geração tanto de ácidos quanto de bases, o tampão a ser usado deve ter pH igual a pKa 
(Csal = Cácido grande reserva de acidez e de alcalinidade). 
 
 Se o pH a ser mantido é básico, o tampão a ser utilizado deve ser básico. Se o meio 
estiver sujeito a adição ou geração de bases, o tampão a ser usado deve ter pOH entre pKb e pKb+1 
(Csal > Cbase maior reserva de acidez); se estiver sujeito a adição ou geração de ácidos, o tampão a ser 
usado deve ter pOH entre pKb e pKb-1 (Cbase > Csal maior reserva de alcalinidade); se estiver sujeito a 
adição ou geração tanto de ácidos quanto de bases, o tampão a ser usado deve ter pOH igual a pKb 
(Csal = Cbase grande reserva de acidez e de alcalinidade). 
 
 
Exercício 6. Uma solução-tampão está 0,2M em HAc e em NaAc. Calcular a variação de pH ( pH) quando 
adicionamos 1,0ml de HCl 0,1M a 10 ml da solução-tampão. 
Dados: pKa = 4,76 ; log 0,905 = - 0,04 
Solução: 
 
 Para encontrar a pH é necessário calcular o pH antes da adição do ácido forte, e após essa adição (usando a 
equação 3); a variação será a diferença entre esses valores. 
 Antes de calcular o pH após a adição do ácido forte, é necessário encontrar os valores das concentrações do ácido e 
do sal componentes do tampão, e do ácido forte adicionado, pelo efeito da diluição, pois, quando se juntam 1 ml do ácido 
forte a 10 ml do tampão, ambos estarão em um volume total de 11 ml (1 + 10), ou seja, ambos terão suas concentrações 
alteradas por efeito de diluição. 
 
a) pHantes: (Csal(antes) = Cácido(antes) = 0,2 M) 
 
76,4pH076,41log76,4
2,0
2,0
log76,4pH antes
 
 
b) CHAc = CNaAc no tampão após diluição, por adição do ácido forte: 
 
 10 x 0,2 = 11 x C2 CHAc(após) = CNaAc(após) = 0,18 M 
 
c) CHCl após adição no tampão (sofreu diluição): 
 
 1 x 0,1 = 11 x C2 CHCl = 0,009 M 
 
d) Cácido(após): 
 A concentração do ácido será igual à soma das CHCl adicionado e da CHAc após essa adição. 
 
 Cácido(após) = CHAc(após) + CHCl = 0,18 + 0,009 Cácido(após) = 0,189 M 
e) Csal(após): 
 A concentração do sal será a CNaAc após a adição do ácido menos a CHCl adicionada. 
 
 Csal(após) = CNaAc(após) – CHCl = 0,18 - 0,009 Csal(após) = 0,171 M 
 
f) pHapós: 
 
 
72,4pH72,404,076,404,076,4905,0log76,4
189,0
171,0
log76,4pH após
 
 
g) pH: 
 
 pH = pHantes – pHapós = 4,76 – 4,72 Resp: pH = 0,04 unidades 
 
 
Observação: verifica-se que ocorreu uma variação muito pequena; principalmente con-
siderando que se o HCl tivesse sido adicionado a uma solução não tamponada, como, por 
exemplo, a 10 ml de NaCl 0,2M (pH=7), o pH teria variado em torno de 5 unidades. 
 
 
 
 
 
 
 
4. LISTA DE EXERCÍCIOS (SOLUÇÃO TAMPÃO) 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 8 
Assunto: Solução Tampão Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
 
01. Em que concentração, em molaridade, deve ser adicionada uma solução de acetato de sódio 
(NaAc) a uma solução 0,2 M de ácido acético (HAc), para que o pH da mistura seja igual a 5,5? 
(Ka = 1,75 x 10-5) Resp. 1,1 M 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
02. Dispõe-se de 80 ml de solução tampão formada por NH4OH e NH4NO3, ambos da mesma 
concentração. Qual o pH desta solução? (Kb = 1,75 x 10-5) 
 Resp. 9,24 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
03. Qual o pH de uma solução tampão preparada por dissolução de 3,6 g de HAc e 5,904 g de NaAc 
em água, de modo a formar 100 ml de solução? Escreva essa formulação. (pKa = 4,76) 
 Resp. 4,84 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
04. Calcular o pH de uma solução que está 0,05 M em Ácido Fórmico (HCOOH) e 0,1 M em Formiato 
de Sódio (HCOONa)? (Ka = 1,76 x 10-4) Resp. 4,05 
-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
05. Complete a formulação abaixo, correspondente a uma solução tampão. (pKb = 4,76) 
 
NH4 OH 0,1 M ........................................ 20 ml 
 
NH4 Cl (sal puro) .................................... _________ g 
 
H2 O destilada (q.s.p.) ............................ 200 ml 
 (pH = 9,24) 
 Resp. 0,107 g 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
06. Descreva o mecanismo tamponante quando um ácido forte é adicionado a uma solução-tampão 
constituída de uma base fraca e seu sal. 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
07. O que você entende por Capacidade Tamponante ? Em que condição esta capacidade é máxima? 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
08. Formula-se uma solução-tampão como segue: 
 
HAc 0,002 M ……………………… 200 ml 
NaAc 0,02 M ………………………. 50 ml 
Volume Total ......................... 250 ml 
 
a) Complete de outro modo (como se indica abaixo) essa formulação, de forma a se ter o mesmo 
volume de solução com o mesmo valor de pH. (Ka = 1,75.10-5) 
 
HAc 0,1 M ............................ ______ ml 
NaAc (sal .............................. ______ g 
H20 destilada (q.s.p.) ............. ______ ml ( pH = A ) 
 
b) Qual o pH da solução tampão ? 
 
 Resp. 4 ml de HAc; 0,082 g de NaAc; 250 ml ; pH = 5,16 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
09. A 100 ml de uma solução tampão contendo HAc e NaAc, ambos a 0,2 M, são adicionados 10 ml 
de uma solução 1 M de HCl. Qual a variação de pH ( pH) na solução tampão? (pKa = 4,76) 
 Resp. pH = 0,47 unidades 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
10. Preparam-se 80 ml de uma solução-tampão, misturando-se NH4OH e NH4Cl, ambos na mesma 
concentração (0,9 M). Que variação experimentará o pH da solução-tampão preparada, quando se 
adiciona 1 grama de KOH? (Kb = 1,75 x 10
-5). Obs: Considerar que não ocorre variação no volume 
da solução-tampão quando a base forte é adicionada. Resp. pH = 0,22 unidades 
 
 
ELEMENTOS PARA CÁLCULOS 
LOGARITMOS PESOS MOLECULARES 
log 0,33 = - 0,47 log 0,607 = - 0,22 HAc (ácido acético) = 60 
log 1,2 = 0,08 log 1,75 = 0,24 NaAc (acetato de sódio) = 82 
log 1,76 = 0,25 log 2 = 0,30 NH4Cl = 53,5 
log 2,5 = 0,40 log 5,5 = 0,74 KOH = 56 
 
07-Hidr�lise Salina.OK.pdf
. 
 
 
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DA AMAZÔNIA 
INSTITUTO SÓCIO-AMBIENTAL E DE RECURSOS HÍDRICOS 
DISCIPLINA: QUÍMICA 
 PROFESSORA: RUTH GRANHEN TAVARES 
 
ASSUNTO: HIDRÓLISE SALINA 
 
1. OBJETIVOS 
 
 Conceituar hidrólise salina. 
 Classificar os tipos de sais de acordo com a origem. 
 Analisar o comportamento de cada tipo de sal em solução aquosa, identificando se este 
sofre hidrólise, ou não, e explicando o pH que essas soluções irão apresentar. 
 Dada uma série de soluções salinas, na mesma concentração, relacioná-las em ordem 
crescente ou decrescente de valor de pH. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
 A água pura, sendo um eletrólito muito fraco, apresenta ionização parcial, liberando 
íons hidrogênio (H+) e hidroxila (OH-), os quais ficam em equilíbrio com a molécula: 
 
 H2O  H
+ + OH- (1) 
 
 Quando um sal é dissolvido na água, o mesmo pode provocar, ou não, alteração 
nesse equilíbrio de ionização. A alteração só é provocada se houver reação entre íons do sal com 
íons da água. Neste caso, diz-se que o sal “sofreu hidrólise”. Em caso contrário, não havendo 
reação, o equilíbrio de ionização da água não é alterado, e o sal “não sofreu hidrólise”. 
 
3. TIPOS DE SAIS 
 
 Os sais (em sua grande maioria) são eletrólitos fortes que se originam de uma 
reação entre um ácido e uma base. Considerando que tanto os ácidos quanto as bases são 
eletrólitos que podem ser fortes ou fracos, podemos ter quatro tipos de sais, de acordo com sua 
origem, que são: 
 
1º tipo: sais derivados de ácidos fortes com bases fortes. Ex.: cloreto de sódio (NaCl). 
2º tipo: sais derivados de ácidos fortes com bases fracas. Ex.: cloreto de amônio (NH4Cl) 
3º tipo: sais derivados de ácidos fracos com bases fortes. Ex.: acetato de sódio (CH3COONa) 
4º tipo: sais derivados de ácidos fracos com bases fracas. Ex.: acetato de amônio (CH3COONH4) 
 
 Analisaremos, a seguir, o comportamento de cada tipo de sal em solução aquosa. 
 
4. SAL DERIVADO DE ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE. Ex. NaCl 
 
 O cloreto de sódio, em solução, ioniza completamente. 
 
NaCl Na+ + Cl- 
 
 Que comportamento esses íons irão apresentar quando em contato com a água? 
 
 Os íons Cl-, negativos, terão tendência de combinação com os íons positivos, H+, da 
água, formando ácido forte (HCl), que ficará totalmente ionizado em solução. Os íons Na+, 
positivos, terão tendência de combinação com os íons negativos, OH-, da água, formando base 
forte (NaOH), que ficará completamente ionizada em solução: 
 
Na+ + Cl- + H2O  H
+ + Cl- + Na+ + OH- 
 
Considerando que a equação de uma reação química deve representar as espécies que 
sofrem transformação química, os íons Na+ e Cl- podem ser eliminados da equação acima, pois 
não sofreram qualquer transformação: são iguais como reagentes e produtos. Desse modo, ao 
dissolver NaCl em água, a reação obtida é representada pela equação: 
 
 
 H2O  H
+ + OH- (2) 
HIDRÓLISE SALINA É, PORTANTO, A REAÇÃO DE ÍONS DE UM SAL COM ÍONS DA 
ÁGUA, PROVOCANDO ALTERAÇÃO NO EQUILÍBRIO DE IONIZAÇÃO DA ÁGUA. 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 2 
Assunto: Hidrólise Salina Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
 
 
 Sobre o fenômeno de hidrólise, o que pode ser concluído a respeito desse sal? 
 
 Que NÃO SOFRE HIDRÓLISE, pois não houve qualquer alteração no equilíbrio de 
ionização da água (comparar equação 1 com a 2), tendo em vista que, de fato, não houve reação entre 
os íons do sal e os íons da água (e tal conclusão é válida não apenas para o NaCl, como, também, para 
todo e qualquer sal derivado de ácido forte com base forte). 
 
 Que valores de pH irão apresentar as soluções desse tipo de sal? 
 
 Iguais a 7, pois [H+] = [OH-], tendo em vista que a única fonte desses íons é a água, 
que libera quantidades iguais desses íons. 
 
 Os valores de pH dessas soluções irão variar, com a variação da concentração do sal? 
 
 Não. O pH é constante, pois, independentemente da concentração do sal, o único 
equilíbrio existente será o de ionização da água. 
 
5. SAL DERIVADO DE ÁCIDO FORTE COM BASE FRACA. Ex. NH4Cl 
 
 O cloreto de amônio, em solução, ioniza completamente: 
 
NH4Cl NH4
+ + Cl- 
 

Que comportamento esses íons irão apresentar quando em contato com a água? 
 
 Os íons Cl-, negativos, terão tendência de combinação com os íons positivos, H+, da água, 
formando ácido forte (HCl), que ficará totalmente ionizado em solução. Os íons NH4
+, positivos, terão 
tendência de combinação com os íons negativos, OH-, da água, formando base fraca (NH4OH), que 
ficará, predominantemente, na forma não ionizada, ou seja, apenas uma pequena fração estará ionizada: 
 
NH4
+ + Cl- + H2O  H
+ + Cl- + NH4OH 
 
 Após a eliminação dos íons Cl-, que não sofreram qualquer transformação, pode ser 
constatado que a reação obtida com a dissolução de NH4Cl em água é a seguinte: 
 
 NH4
+ + H2O  H
+ + NH4OH (3) 
  
 NH4
+ + OH- 
 
 Sobre o fenômeno de hidrólise, o que pode ser concluído a respeito desse sal? 
 
 Que SOFRE HIDRÓLISE, pois houve alteração no equilíbrio de ionização da água, 
(comparar a equação 3 com a 1). Isto se deve ao fato de que houve reação entre os íons NH4
+ do sal e 
os íons OH- da água (e tal conclusão é válida não apenas para o NH4Cl, como, também, para todo e 
qualquer sal derivado de ácido forte com base fraca). 
 
 Que valores de pH irão apresentar as soluções desse tipo de sal? 
 
 Menores que 7, pois [H+] [OH-], tendo em vista que, com a hidrólise, há formação de 
íons H+ (livres) e mesma quantidade de NH4OH que, por sua vez, liberará apenas uma pequena fração 
dessa quantidade na forma de íons OH- (livres). 
 
 Os valores de pH dessas soluções irão variar, com a variação da concentração do sal? 
 
 Sim. O pH diminui com o aumento da concentração do sal porque, aumentando a 
concentração do sal, as concentrações de H+ e de NH4OH aumentarão na mesma proporção. No 
entanto, o NH4OH não irá liberar os íons OH
- nessa mesma proporção, pois o grau de ionização da base 
fraca diminui com o aumento de sua concentração. Isto fará com que a predominância de íons 
hidrogênio sobre os íons hidroxila fique mais acentuada, favorecendo a diminuição do valor do pH. 
 
6. SAL DERIVADO DE ÁCIDO FRACO COM BASE FORTE. Ex. NaAc 
 
 O acetato de sódio, em solução, ioniza completamente: 
 
NaAc Na+ + Ac- 
 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 3 
Assunto: Hidrólise Salina Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
 
 
 Que comportamento esses íons irão apresentar quando em contato com a água? 
 
 Os íons Ac-, negativos, terão tendência de combinação com os íons positivos, H+, da 
água, formando ácido fraco (HAc), que ficará, predominantemente, na forma não ionizada, ou seja, 
apenas uma pequena fração estará ionizada. Os íons Na+, positivos, terão tendência de combinação com 
os íons negativos, OH-, da água, formando base forte (NaOH), que ficará totalmente ionizada em 
solução: 
Na+ + Ac- + H2O  HAc + Na
+ + OH- 
 
 Após a eliminação dos íons Na+, que não sofreram qualquer transformação, pode ser 
constatado que a reação obtida com a dissolução de NaAc em água é a seguinte: 
 
 Ac- + H2O  HAc + OH
- (4) 
  
 H+ + Ac- 
 
 Sobre o fenômeno de hidrólise, o que pode ser concluído a respeito desse sal? 
 
 Que SOFRE HIDRÓLISE, pois houve alteração no equilíbrio de ionização da água 
(comparar a eq. 4 com a eq. 1). Isto se deve ao fato de que houve reação entre os íons Ac- do sal e os 
íons H+ da água (e tal conclusão é válida não apenas para o NaAc, como, também, para todo e qualquer 
sal derivado de ácido fraco com base forte). 
 
 Que valores de pH irão apresentar as soluções desse tipo de sal? 
 
 Maiores que 7, pois [OH-] [H+], tendo em vista que, com a hidrólise, há formação de 
íons OH- (livres) e mesma quantidade de HAc que, por sua vez, liberará apenas uma pequena fração 
dessa quantidade na forma de íons H+ (livres). 
 
 Os valores de pH dessas soluções irão variar, com a variação da concentração do sal? 
 
 Sim. O pH aumenta com o aumento da concentração do sal porque, aumentando a 
concentração do sal, as concentrações de OH- e de HAc aumentarão na mesma proporção. No entanto, 
o HAc não irá liberar os íons nessa mesma proporção, pois o grau de ionização do ácido fraco diminui 
com o aumento de sua concentração. Isto fará com que a predominância de íons hidroxila sobre os íons 
hidrogênio fique mais acentuada, favorecendo o aumento do valor do pH. 
 
7. SAL DERIVADO DE ÁCIDO FRACO COM BASE FRACA. Ex. NH4Ac 
 
 O acetato de amônio, em solução, ioniza completamente: 
 
NH4Ac NH4
+ + Ac- 
 
 Que comportamento esses íons irão apresentar quando em contato com a água? 
 
 Os íons Ac-, negativos, terão tendência de combinação com os íons positivos, H+, da 
água, formando ácido fraco (HAc), que ficará, predominantemente, na forma não ionizada, ou seja, 
apenas uma pequena fração estará ionizada. Os íons NH4
+, positivos, terão tendência de combinação 
com os íons negativos, OH-, da água, formando base fraca (NH4OH), que ficará, predominantemente, na 
forma não ionizada, ou seja, apenas uma pequena fração estará ionizada. Neste caso, nenhuma espécie 
é eliminada, pois todas sofreram transformação: 
 
 NH4
+ + Ac- + H2O  HAc + NH4OH (5) 
   
 H+ + Ac- NH4
+ + OH- 
 
 Sobre o fenômeno de hidrólise, o que pode ser concluído a respeito desse sal? 
 
 Que SOFRE HIDRÓLISE, pois houve alteração no equilíbrio de ionização da água 
(comparar a eq. 5 com a eq. 1). Isto se deve ao fato de que houve reação tanto entre os íons Ac- do sal 
e os íons H+ da água como entre os íons NH4
+ do sal e os íons OH- da água (e tal conclusão é válida não 
apenas para o NH4Ac, como, também, para todo e qualquer sal derivado de ácido fraco com base fraca). 
 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 4 
Assunto: Hidrólise Salina Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
 Que valores de pH irão apresentar as soluções desse tipo de sal? 
 
 Poderão ser maiores que 7, menores que 7 ou iguais a 7, pois ambos os íons, H+ e 
OH-, são liberados em pequena proporção pelos respectivos ácido e base fracos que, por sua vez, são 
formados, em conseqüência da hidrólise, em igual quantidade. Desse modo, a relação entre as 
concentrações desses íons irá depender da “força” com que os mesmos são liberados, ou seja, irá 
depender da relação entre Ka e Kb. Assim: 
 
 Se Ka = Kb [H+] = [OH-] pH = 7 
 Se Ka Kb [H+] [OH-] pH 7 
 Se Ka Kb [H+] [OH-] pH 7 
 
 Os valores de pH dessas soluções irão variar, com a variação da concentração do sal? 
 
 Não. O pH, para soluções de um mesmo sal, é constante. Observe a seqüência de 
raciocínio desenvolvida abaixo para entender tal afirmação: 
 
1. O valor do pH depende da relação entre as concentrações de H+ e OH-. 
 
2. Esses íons são liberados, respectivamente, pelo ácido fraco e pela base fraca, produtos 
da hidrólise do sal. 
 
3. O ácido fraco e a base fraca são sempre formados na mesma concentração, ou seja, se a 
concentração do sal aumenta, as concentrações do ácido e da base também aumentam, 
continuando a apresentar, os dois, o mesmo valor. 
 
4. Assim, a relação entre as concentrações de H+ e OH- depende única e exclusivamente da 
relação entre os valores de Ka e Kb. 
 
 
 
 
 Como os valores de Ka e Kb são constantes, não variam com a concentração, essa 
relação sempre será constante, sendo constante, portanto, a relação entre as concentrações de H+ e 
OH-. Conseqüentemente, o pH também permanece constante. 
 
 
 
8.
EXERCÍCIOS (HIDRÓLISE SALINA) 
 
 
 
 
 
Para cada exercício abaixo, escreva as espécies em ordem crescente de 
valor do pH das respectivas soluções, sabendo que todas se encontram na 
mesma concentração. JUSTIFIQUE SUA RESPOSTA. 
 
 
 
Exercício 1. Composição das soluções: sais CA e CB 
Origem dos sais: ácidos HA (forte) e HB (Ka = 10-5) e base COH (forte) 
 
Resp. 
 
CA < CB 
 
Justific. O sal CA deriva de um ácido forte com uma base forte pH = 7 
O sal CB deriva de um ácido fraco com uma base forte pH 7 
 
 
 
 
Exercício 2. Composição das soluções: sais CA e CB 
Origem dos sais: ácidos HA (Ka = 10-8) e HB (Ka = 10-5) e base COH (forte) 
 
Resp. 
 
CB < CA 
 
Justific. Ambos os sais derivam de ácido fraco com base forte pH 7. 
A base que dá origem a ambos os sais é a mesma, portanto, a quantidade de OH- liberada por 
ambos é a mesma. No entanto, o ácido que dá origem ao sal CA é mais fraco (tem menor Ka) que 
aquele que origina o sal CB. Conseqüentemente, a concentração de íons hidrogênio liberada pelo 
sal CB é maior do que a liberada pelo sal CA. Deste modo, o pH do CB é menor do que o do CA. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercício 3. Composição das soluções: sais BA e CA 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 5 
Assunto: Hidrólise Salina Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
Origem dos sais: ácido HA (Ka = 10-5) e bases BOH (Kb = 10-8) e COH (forte) 
 
Resp. 
 
BA < CA 
 
Justific. O sal BA deriva de um ácido fraco com uma base fraca pH 7, porque Ka Kb. 
O sal CA deriva de um ácido fraco com uma base forte pH 7. 
 
 
 
Exercício 4. Composição das soluções: sais BA e CA 
Origem dos sais: ácido HA (forte) e bases BOH (Kb = 10-8) e COH (Kb = 10-5) 
 
Resp. 
 
BA < CA 
 
Justific. Ambos os sais derivam de ácido forte com base fraca pH 7. 
O ácido que dá origem a ambos os sais é o mesmo, portanto, a quantidade de H+ liberada por 
ambos é a mesma. No entanto, a base que dá origem ao sal BA é mais fraca (tem menor Kb) do 
que aquela que origina o sal CA. Conseqüentemente, a concentração de íons hidroxila liberados pelo 
sal CA é maior do que a liberada pelo sal BA. Deste modo, o pH do BA é menor do que o do CA. 
 
 
 
Exercício 5. Composição das soluções: sais CA e CB 
Origem dos sais: ácidos HA (Ka = 10-5) e HB (Ka = 10-10) e base COH (Kb = 10-8) 
 
Resp. 
 
CA < CB 
 
Justific. O sal CA deriva de um ácido fraco com uma base fraca pH 7, porque Ka Kb. 
O sal CB deriva de um ácido fraco com uma base fraca pH 7, porque Ka Kb. 
 
 
 
Exercício 6. Composição das soluções: sais CA e CB 
Origem dos sais: ácidos HA (Ka = 10-5) e HB (Ka = 10-8) e base COH (Kb = 10-10) 
 
Resp. 
 
CA < CB 
 
Justific. O sal CA deriva de um ácido fraco com uma base fraca pH 7, porque Ka Kb. 
O sal CB deriva de um ácido fraco com uma base fraca pH 7, porque Ka Kb. 
A base que dá origem a ambos os sais é a mesma, portanto, a quantidade de OH- liberada por 
ambos é a mesma. No entanto, o ácido que dá origem ao sal CA é mais forte (tem maior Ka) que 
aquele que origina o sal CB. Conseqüentemente, a concentração de íons hidrogênio liberada pelo 
sal CA é maior do que a liberada pelo sal CB. Deste modo, o pH do CA é menor do que o do CB. 
 
 
 
Exercício 7. Composição das soluções: sais CA, DA, CB e DB 
Origem dos sais: ácidos HA(Ka = 10-10) e HB(Ka = 10-8) e bases COH(Kb = 10-5) e DOH(forte) 
 
Resp. 
 
CB < CA < DB < DA 
 
Justific. O sal CA deriva de um ácido fraco com uma base fraca pH 7, porque Ka Kb. 
O sal CB deriva de um ácido fraco com uma base fraca pH 7, porque Ka Kb. 
O sal DA deriva de um ácido fraco com uma base forte pH 7. 
O sal DB deriva de um ácido fraco com uma base forte pH 7. 
Ou seja, todos os sais têm pH 7. Observa-se que dois desses sais (DA e DB) derivam de base 
forte (terão maiores valores de pH) e os outros dois (CA e CB) derivam de base fraca (terão 
menores valores de pH). 
Para os sais CA e CB, a base que dá origem a ambos é a mesma, portanto, a quantidade de OH- 
liberada por ambos é a mesma. No entanto, o ácido que dá origem ao sal CB é mais forte (tem 
maior Ka) do que aquele que origina o sal CA. Conseqüentemente, a concentração de íons 
hidrogênio liberada pelo sal CB é maior do que a liberada pelo sal CA. Deste modo, o pH do CA é 
menor do que o do CB. 
Os sais DA e DB também se originam da mesma base, portanto, a quantidade de OH- liberada 
por ambos é a mesma. No entanto, o ácido que dá origem ao sal DB é mais forte (tem maior Ka) 
do que aquele que origina o sal DA. Conseqüentemente, a concentração de íons hidrogênio 
liberada pelo sal DB é maior do que a liberada pelo sal DA. Deste modo, o pH do DA é menor do que 
o do DB. 
 
 
 
 
 
Exercício 8. Composição das soluções: Ácidos Bases SAIS 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 6 
Assunto: Hidrólise Salina Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
HA (Ka = 10-5) 
HB (forte) 
HC (Ka = 10-8) 
DOH (forte) 
EOH (Kb = 10-8) 
FOH (Kb = 10-5) 
DA 
DB 
DC 
EA 
EB 
EC 
FA 
FB 
FC 
Origem dos sais: Os sais derivam dos ácidos e bases indicados na composição das soluções. 
 
Resp. 
 
 
 
Justific. 
(Obs. Exercício proposto, para ser resolvido de acordo com os anteriores. Observar que 
são 15 soluções: 3 de ácidos, 3 de bases e 9 de sais derivados desses ácidos e dessas 
bases. Como todas as soluções se encontram na mesma concentração, é obvio que as 
soluções dos ácidos terão os menores valores de pH e as das bases os maiores. Para 
facilitar a resolução convém identificar previamente o valor do pH de cada sal). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Rea��es em solu��o_III_Agro_2017.pdf
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DA AMAZÔNIA
INSTITUTO SOCIOAMBIENTAL E DOS RECURSOS HÍDRICOS
Profa. Rosa Santa Rosa
8:29 
8:29 
Profa. Rosa Santa Rosa
Hidrólise Salina
Hidrólise salina é a reação dos íons de um sal com íons da
água, provocando alteração no equilíbrio de ionização da
água.
H2O ⇄ H
+ + OH- e Sal → C+ + A-
Ionização parcial
Eletrólito fraco Eletrólito forte
Dissociação total
8:29 
Profa. Rosa Santa Rosa
Tipos de sais
Ácido + base → Sal
♦ Sais derivados de ácidos fortes com bases fortes:
Ex.: HCl + NaOH  NaCl
♦ Sais derivados de ácidos fortes com bases fracas:
Ex.: HCl + NH4OH  NH4Cl
♦ Sais derivados de ácidos fracos com bases fortes:
Ex.: CH3COOH + NaOH  CH3COONa
♦ Sais derivados de ácidos fracos com bases fracas:
Ex.: CH3COOH + NH4OH  CH3COONH4
8:29 
Profa. Rosa Santa Rosa
Sais derivados de ácidos fortes com bases fortes
NaCl + H2O ?
Na+ + Cl- + H2O ⇄ Na
+ + Cl- + H+ + OH-
H2O ⇄ H
+ + OH-
pH = 7[H
+] = [OH-]
Δ [Sal] Δ pH = Não 
8:29 
Profa. Rosa Santa Rosa
Sais derivados de ácidos fortes com bases fracas
NH4Cl + H2O ?
NH4
+ + Cl- + H2O ⇄ NH4OH + Cl
- + H+
NH4
+ + H2O ⇄ NH4OH + H
+
pH < 7[H+] > [OH-]
[Sal] pH 
8:29 
Profa. Rosa Santa Rosa
Sais derivados de ácidos fracos com bases fortes
NaAc + H2O ?
Na+ + Ac- + H2O ⇄ Na
+ +HAc + OH-
Ac- + H2O ⇄ HAc + OH
-
pH > 7[H+] < [OH-]
[Sal] pH
8:29 
Profa. Rosa Santa Rosa
Sais derivados de ácidos fracos com bases fracas
NH4Ac + H2O ?
NH4
+ + Ac- + H2O ⇄ NH4OH + HAc 
NH4
+ + OH- H+ + Ac-
Ka = Kb [H+] = [OH-] pH = 7
Ka > Kb [H+] > [OH-] pH < 7
Ka < Kb
[H+] < [OH-] pH >7
pH: constante[Sal] 
♪ ♪ ♪
8:29 
8:29 
Profa. Rosa Santa Rosa
Solução tampão
“Uma solução-tampão é a solução que mantém praticamente
inalterado o valor de pH, mesmo quando recebe, por adição,
volumes relativamente grandes de soluções diluídas de ácidos
e bases, ou pequenas quantidades de soluções concentradas
de ácidos e bases. “
Tampão ácido Tampão básico
Ácido fraco+Sal Base fraca + Sal
HAc + NaAc NH4OH + NH4Cl
8:29 
Profa. Rosa Santa Rosa
Capacidade Tamponante
É a quantidade de ácido ou base que pode ser adicionada sem
causar variação apreciável no valor de pH.
pH = pKa ± 1 pOH = pKb ± 1
C sal = C ácido pH = pKa
Capacidade tamponante máxima
8:29 
Profa. Rosa Santa Rosa
Preparo de Solução tampão
Eletrólito fraco Sal do eletrólito 
pH=pKa ± 1 pOH=pKb ± 1ou
8:29 
8:29 
Preparo de Solução tampão
5. Complete a formulação abaixo, correspondente a uma 
solução tampão. (pKb = 4,76) 
NH4 OH 0,1 M ..........................20 mL
NH4Cl(sal puro; PM53,5) ......._________ g
H2 O destilada (q.s.p.) ..................200 mL
(pH = 9,24)
Resp. 0,107 g
Profa. Rosa Santa Rosa
Mecanismo de ação tamponante
pH = constante + log (Csal/Cácido)
HAc ⇄ H+ + Ac-
H+ 
NaAc ⇄ Na+ + Ac-
HAc ⇄ H+ + Ac-
OH-
NaAc ⇄ Na+ + Ac-
H2O
Adição de 
ácido forte
Adição de 
base forte
8:29 
Mecanismo tamponante
O que acontece com as concentrações do ácido fraco e do
sal, em uma solução tampão ácida, quando adicionamos uma
pequena quantidade de ácido forte? Justifique sua resposta.
Explique, através do mecanismo tamponante, qual o
comportamento da concentração de OH- de uma solução
tampão básica quando adiciona-se a ela uma base forte.
8:29 
Explique, através do mecanismo tamponante, porque o pH de 
uma solução tampão básica não varia quando adiciona-se a ela 
um ácido forte.
Profa. Rosa Santa Rosa
Cálculos do pH de Solução tampão
[HAc] = Cácido
[Ac-] = [Ac-]ácido + [Ac
-]sal = Csal
Cácido
CsalH
Ka
].[ 

][
]].[[
Hac
AcH
Ka


Csal
HAcKa
H
].[
][ 
HAc ⇄ H+ + Ac-
NaAc ⇄ Na+ + Ac-
Ionização parcial
Dissociação total
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Profa. Rosa Santa Rosa
Cálculos do pH de Solução tampão
Csal
HAcKa
H
].[
][ 
][
][
log
Ácido
Sal
pKapH 
Csal
OHNHKb
OH
].[
][ 4 ][
][
log
Base
Sal
pKbpOH 
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Profa. Rosa Santa Rosa
Cálculos do pH de Solução tampão
Calcular o pH de uma solução-tampão preparada por adição
de 10 mL de HAc a 0,1 M em 20 mL de NaAc a 0,1 M.
Dados: Ka = 1,75 x 10-5
C1.V1 = C2.V2
pKa=- logKa = - log1,75.10-5 → pKa= 4,76
CHAc: 10x0,1 = 30xC2 → C2 = 0,033 M
CNaAc: 20x0,1 = 30xC2 → C2 = 0,067 M
06,5log76,4
033,0
067,0  pHpH
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Cálculos do pH de Solução tampão
1. Em que concentração, em molaridade, deve ser adicionada
uma solução de NaAC a uma solução 0,2 M de HAc, para que
ao pH da mistura seja igual a 5,5? Dado: Ka = 1,75 x 10-5
2 Dispõe-se de 80 mL de solução tampão formada por
NH4OH e NH4NO3
, ambos na mesma concentração. Qual o pH
desta solução? Dado: Kb = 1,75 x 10-5
3. Qual o pH de uma solução preparada pela dissolução de
3,6 g de Hac e 5,904g de NaAc em água, de modo a formar
100 mL de solução. Escreva essa formulação.
Dados:pKa =4,76; PMHAc =60 e PM NaAC =82
4. Calcular o pH de uma solução que está 0,05 M em ácido
fórmico (HCOOH) e 0,1 M em formiato de sódio (HCOONa)?
Dado: Ka = 1,76 x 10-4
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