Soluções Tampão

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Soluções Tampão
COMPREENDER O QUE SÃO SOLUÇÕES TAMPÃO, FAMILIARIZAR-SE COM SUA IMPORTÂNCIA E
UTILIZAÇÃO, APRENDER COMO ELAS SÃO PREPARADAS E COMO SE PODE CALCULAR O PH DE UMA
SOLUÇÃO TAMPÃO.
pH DE SOLUÇÕES AQUOSAS
As soluções podem ser classificadas em três tipos: ácidas, básicas (ou alcalinas) e neutras.
As soluções ácidas são aquelas nas quais predominam os íons hidrônio H+ (abreviação de H O ) sobre os
íons hidroxila OH- e o pH é menor que sete. As soluções básicas ou alcalinas são aquelas nas quais
predominam os íons hidroxila OH- sobre os íons hidrônio H+ e o pH é maior que sete. As soluções neutras
são aquelas nas quais as concentrações molares de íons hidrônio H+ e hidroxila OH- são iguais e o pH é
igual a sete.
O estudo de soluções aquosas mostra que, quando adicionamos a elas pequena quantidade de ácido forte o
seu pH diminui consideravelmente e, se a elas for adicionada pequena certa quantidade de base forte o seu
pH sofre considerável elevação. A explicação é que na adição de ácido o pH diminui pois há aumento de
íons H+ livres na solução e o na adição de base o pH aumenta pois há aumento de íons OH- livres na
solução.
No entanto, existem soluções especiais, chamadas soluções tampão, nas quais a adição de certas
quantidades de ácido ou base fortes praticamente não altera o pH. O conhecimento destas soluções é de
fundamental importância.
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O sangue humano é uma das soluções tampão mais importantes. De acordo com KOTZ, J.C. e TREICHEL Jr.P.
em Química e Reações Químicas, o pH normal do sangue humano fica na faixa de 7,3 a 7,5. A experiência
mostra que a adição de pequenas quantidades de ácido forte ou base forte ao sangue (por exemplo 0,01 mol
por litro de sangue) leva a uma alteração do pH em apenas 0,1 unidade de pH. Para que possamos comparar,
se adicionarmos 0,01 mol de HCl a 1,0 litro de água pura, o valor do pH cai de 7 para 2; se adicionarmos
0,01 mol de NaOH a 1,0 litro de água pura, o valor do pH aumenta de 7 para 12. Muitos outros fluidos
corporais estão tamponados. Todos são importantes pois pequenas variações do pH destes fluidos podem
trazer enormes transtornos para a saúde.
Há muitas outras ocasiões nas quais o sistema deve ser capaz de manter o pH invariável, ou seja, manter as
concentrações dos íons H e OH constantes ou praticamente constantes ao se adicionar a essa solução
pequenas quantidades de um ácido forte ou uma base forte. Por exemplo:
Soluções para calibração de pHmetros (aparelhos usado na determinação de pH)
Meios de cultura de bactérias (pois a maioria delas só sobrevivem em condições adequadas de
temperatura, concentração de nutrientes e pH – aliás, as propriedades de qualquer sistema biológico são
dependentes do pH).
O pH do oceano é a próximo a 8,4 devido ao tampão existente nele.
Soluções para aplicação via endovenosa em pacientes com ferimentos ou queimaduras graves.
Na química analítica e industrial o controle do pH é essencial em reações de precipitação e
eletrodeposição de metais, separações, sínteses químicas e controle de reações eletroquímicas.
SOLUÇÕES TAMPÃO
Como as soluções tampão conseguem manter o pH se a elas se adiciona ácido ou base? De que são
constituídas estas soluções?
As soluções tampão conseguem manter o pH do meio praticamente constante devido à sua capacidade de
consumir os íons H ou OH adicionados ao meio.
É possível preparar soluções tampão de basicamente duas formas:
1. Misturando um ácido fraco com sua base conjugada (neste caso, a base conjugada pode estar na forma de
sal, então teremos a mistura de um ácido fraco e um sal solúvel contendo sua base conjugada. Ex: se o
ácido fraco escolhido for o HCN, sabemos que sua base conjugada é CN , então devemos selecionar um sal
solúvel cujo ânion seja o CN , por exemplo, o NaCN. Então, seria possível preparar uma solução tampão
misturando uma solução do ácido cianídrico HCN (fraco) com seu sal cianeto de sódio NaCN.
2. Misturando uma base fraca com um ácido conjugado( aqui podemos usar o mesmo raciocínio. Escolhemos
uma base fraca e um sal que contenha seu ácido conjugado. Por exemplo: solução preparada com amônia
NH e sal cloreto de amônio NH Cl ).
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É importante lembrar que devem estar presentes duas espécies químicas que formam um par ácido/base
conjugado. Conforme a Teoria ácido/base de Brönsted-Lowry o ácido é a espécie química que atua como
doador de H+ (próton) e sua base conjugada é a espécie química que atua como aceptora de H+ (próton).
Para entender o funcionamento de um sistema tampão no processo de controle do pH, mantendo-o
constante, vamos estudar o sistema tampão ácido acético/acetato de sódio e o sistema tampão básico
hidróxido de amônio/cloreto de amônio.
Exemplo (I) : Tampão ácido acético CH COOH / acetato de sódio CH COONa
Consideremos as duas soluções de igual concentração molar. Neste caso teremos, por exemplo
solução de ácido acético
 reação A
solução de acetato de sódio
 reação B
Ao misturar as duas soluções podemos somar as reações anteriores A e B e assim teremos o seguinte
sistema que caracteriza a solução tampão já pronta:
Note que a reação acima indica grosseiramente as quantidades de cada espécie química em solução: O
ácido acético CH COOH, como é um ácido fraco, tem pouca tendência a se ionizar, portanto a maioria de
suas moléculas permanece em solução forma não ionizada CH COOH, liberando muito poucos íons H+ e
CH COO . Já o sal acetato de sódio CH COONa é um sólido solúvel e portanto após o preparo da solução
tem dissociação praticamente total; assim, não existe mais CH COONa na forma sólida (por isso o esquema
acima mostra sua quantidade zerada) mas sim bastante íons CH COO- e Na em solução provenientes da
dissociação do sal.
Sabendo que os cátions sódio Na não apresentam afinidade por íons hidroxila nem acetato e permanecem
em solução sem interferir no equilíbrio, podemos descrever o sistema tampão resumidamente da seguinte
forma:
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Podemos notar que neste tampão temos agora o ácido fraco CH COOH e sua base conjugada CH COO em
grande quantidade.
Como esta solução rica em ácido fraco e sua base conjugada consegue manter o pH constante caso se
adicione a ela um ácido forte ou uma base forte? Vejamos:
Se adicionamos a este tampão certa quantidade de ácido forte, o excesso de íons hidrônio H deslocará o
equilíbrio para a esquerda, favorecendo a reação nº 2 na qual os íons H adicionados “capturam” ânions
acetato CH COO formando ácido acético CH COOH, que é um ácido fraco e portanto sem tendência para
se ionizar. Se os íons hidrônio provenientes do ácido forte adicionados foram capturados pelo
deslocamento do equilíbrio e “guardados” na forma de ácido acético, então não houve praticamente
aumento da quantidade de íons H livres em solução.
Como  e como [H+] praticamente não variou, então o pH também praticamente
não vai variar.
É importante notar que os íons H+ adicionados foram consumidos pelo deslocamento do equilíbrio, mas
neste deslocamento há diminuição da concentração do acetato e aumento da concentração do ácido acético.
Se adicionamos a este tampão certa quantidade de base forte, os íons hidroxila OH- adicionados reagirão
com os íons H+ presentes no equilíbrio para formar moléculas de H O, muito estáveis. Assim, o consumo
dos íons H+ originalmente presentes no equilíbrio vai deslocá-lopara a direita, favorecendo a reação nº 1
na qual as moléculas de ácido acético se ionizam liberando íons H para reposição juntamente com ânions
acetato CH COO . Assim, os íons H+ consumidos pela adição de base são repostos e não há variação da
concentração de H+.
Como  , e como [H+] praticamente não variou, então o pH também praticamente
não vai variar.
É importante notar que os íons OH- adicionados foram consumidos pelo deslocamento do equilíbrio, mas
neste deslocamento há diminuição da concentração de ácido acético e aumento da concentração de acetato.
Exemplo (II): Tampão amônia NH / cloreto de amônio NH Cl
Consideremos as duas soluções de igual concentração molar. Neste caso teremos, por exemplo
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solução de amônia
 reação C
solução de sal cloreto de amônio
 reação D
Ao misturar as duas soluções podemos somar as reações C e D e temos o sistema que caracteriza a solução
tampão já pronta:
Note que a reação acima indica grosseiramente as quantidades de cada espécie química em solução: a
amônia NH , como é uma base fraca, tem pouca tendência a se ionizar, portanto a maioria de suas
moléculas permanece em solução na forma não ionizada NH , liberando bem poucos íons NH + e OH . Já o
sal cloreto de amônio NH Cl é um sólido solúvel e portanto após o preparo da solução tem dissociação
praticamente total; assim, não existe mais NH Cl na forma sólida (por isso o esquema acima mostra sua
quantidade zerada) mas existem bastante íons NH4 e Cl em solução provenientes da dissociação do sal.
Sabendo que os ânions cloreto Cl não apresentam afinidade por íons hidrônio nem amônio e permanecem
em solução sem interferir no equilíbrio, podemos descrever o sistema tampão resumidamente da seguinte
forma:
Podemos notar que neste tampão temos agora a base fraca NH e seu ácido conjugado NH em grande
quantidade.
Como esta solução rica base fraca e seu ácido conjugado consegue manter o pH constante caso se adicione a
ela um ácido forte ou uma base forte? Vejamos:
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Se adicionamos a este tampão certa quantidade de ácido forte, o excesso de íons hidrônio H “capturam”
ânions hidroxila OH formando água. Isso deslocará o equilíbrio para a direita, favorecendo a reação nº 1
na qual NH se ioniza formando NH e OH para reposição. Assim, os íons H+ adicionados são consumidos
e não haverá mudança na concentração de íons OH da solução. Como [H+] praticamente não variou, então
o pH também praticamente não vai variar.
É importante notar que os íons H+ adicionados foram consumidos pelo deslocamento do equilíbrio, mas
neste deslocamento há diminuição da concentração da amônia e aumento da concentração do íon amônio.
Se adicionamos a este tampão certa quantidade de base forte, os íons hidroxila OH ficarão em excesso e
assim o equilíbrio se desloca para a esquerda favorecendo a reação 2, na qual íons OH- e NH são
consumidos para formar NH (base fraca, pouco ionizada), juntamente com água. Então, como não ficarão
íons OH- em excesso em solução, o pH praticamente não será alterado.
É importante notar que os íons OH- adicionados foram consumidos pelo deslocamento do equilíbrio, mas
neste deslocamento há diminuição da concentração de amônio e aumento da concentração de amônia.
DETERMINAÇÃO QUANTITATIVA DE SOLUÇÕES
TAMPÃO
Para o tampão ácido acético/íon acetato que estudamos anteriormente, a reação que caracteriza o sistema
em equilíbrio está a seguir, e a partir dela podemos escrever a expressão da constante de ionização (K ):
A partir da expressão de Ka podemos obter a expressão de Henderson-Hasselbalch, que descreve o pH do
sistema em função das concentrações do ácido e da base conjugada presentes na solução tampão.
Isolando [H+], temos: e depois, aplicando logaritmo negativo à
expressão anterior, vem:
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3 4+ -
-
-
4+
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a
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Como 
Substituindo temos:
Assim, de maneira geral, podemos escrever para a equação de Henderson-Hasselbalch para uma solução
tampão em meio ácido:
Se as concentrações do ácido e da base conjugada apresentam o mesmo valor, então
Analogamente se estivéssemos trabalhando com um tampão em meio básico, poderíamos escrever:
E se as concentrações da base e do ácido conjugado apresentam o mesmo valor, então
CAPACIDADE TAMPONANTE
Jà vimos que as soluções tampão conseguem manter o pH do meio praticamente constante devido à sua
capacidade de consumir os íons H ou OH adicionados ao meio. Para consumir estes íons adicionados o
sistema tampão consome junto certa quantidade do ácido ou da base conjugada de sua formulação. Por isso,
há um limite de quantidade de ácido ou base que se pode adicionar a um tampão sem que ele sofra
mudança significativa em seu pH.
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Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante de uma solução tampão e é definido como a
quantidade de matéria de um ácido ou base fortes necessária para que 1 litro da solução tampão sofra uma
variação de uma unidade no pH.
A habilidade em evitar a mudança significativa no pH é diretamente relacionada à concentração total das
espécies do tampão (ácidas e básicas), assim como à razão entre elas. Intuitivamente, é fácil constatar que
quanto maior a concentração das espécies do tampão, maior será a quantidade de íons hidroxônio ou íons
hidroxila necessários para a conversão completa dessas espécies a ácidos fracos e bases fracas. Ao final
desta conversão, a razão entre a espécie predominante e a de menor quantidade do tampão torna-se
elevada e a solução deixa de ser um tampão.
Portanto, a capacidade tamponante de uma solução tampão depende:
do pH relativo ao seu pKa:- quanto mais próximo o pH do tampão estiver do pKa do ácido fraco, melhor a
capacidade tamponante da solução tampão, ou seja, esta poderá resistir a variações no pH com a adição de
ácidos ou bases. Um tampão eficaz tem pH = pKa ± 1. EXEMPLO: para o ácido acético pKa = 4,75. Portanto,
uma solução de ácido acético e acetato de sódio funcionará como um tampão eficaz na faixa de pH de 3,75
– 5,75
da concentração do tampão:- quanto maior a concentração do ácido fraco e sua base conjugada, maior a
capacidade tamponante. EXEMPLO: podemos preparar uma solução tampão dissolvendo 1,0 mol de ácido
acético e de acetato de sódio em 1L de água ou então usar somente 0,10 mol de cada. Entretanto, a
primeira solução tampão tem uma capacidade tamponante dez vezes maior do que a segunda.
Exercício resolvido 1
Calcule o pH e a concentração hidrogeniônica da solução tampão preparada pela adição de 100 mL de ácido
acético 0,05 mol L e 100 mL de acetato de sódio 0,1 mol L em um béquer. A constante de ionização (K )
do ácido acético é: 1,75x10 .
Resolução
Ao misturar as duas soluções no béquer a concentração das duas soluções foram reduzidas à metade.
Portanto:
A reação que se representa o tampão no béquer após a mistura das duas soluções é: 
de forma que o CH COOH é o ácido e CH COO é
a base conjugada, portanto:
-1 -1 a
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Exercício resolvido 2
Considere um tampão no qual a concentração molar de H A é igual a 0,23 mol/L e a concentração molar de
HA é igual a 0,18 mol/L. Dado o valor de Ka = 3,2x10 , pede-se:
a) Calcule o pH da solução tampão
b) Calcule o pHda mesma solução tampão após a adição de 0,06 mol de H
c) Indique se, após a adição de ácido o tampão ainda está na faixa de eficiência.
Resolução
a) Como já conhecemos as concentrações molares do ácido e da base conjugados, basta aplicar diretamente
a equação de Henderson/Hasselbalch.
b) Quando se adiciona ácido ou base no tampão há deslocamento do equilíbrio para que este excesso seja
consumido e haverão novas concentrações molares do ácido e da base conjugada. Então é preciso montar
uma tabela para descobrir quais serão as novas concentrações.
  H A HA + H
Início 0,23   0,18  
Variação +0,06   -0,06  
Novo Equilíbrio 0,29   0,12  
2
- -6
+
2
- +
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Com a adição de 0,06 mol/L de H+, o equilíbrio se desloca para a esquerda favorecendo a reação inversa, na
qual HA- será consumido (por isso na coluna do HA usamos subtração) e H A será produzido (por isso
usamos soma na coluna do H A). Agora basta aplicar os novos valores de concentrações na equação de
Henderson/Hasselbalch para saber o novo pH da solução.
Um tampão eficaz fica na faixa  . Neste tampão o valor de pKa é igual a 5,49 então
ele é ativo entre 4,49 – 6,49. Como após a adição de ácido seu pH é igual a 5,11, podemos dizer que ele
ainda está eficaz.
 
 
ATIVIDADE FINAL
Escolha um sistema químico abaixo que pode ser utilizado no preparo
de uma solução tampão: 
A. H /OH   
B. HCl/Cl 
C. HCN/CN 
D. NH /OH 
Preparou-se um tampão no qual a concentração do íon
hidrogenofosfato HPO é 3,4x10 mol/L e a concentração do íon
dihidrogenofosfato H PO é de 7,1x10 mol/L. sabendo que o valor da
constante Ka = 6,2x10 , é  incorreto afirmar que: 
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2
2
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-
4
+ -
4
2- -4
2 4
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A. O pH do tampão é igual a 6,89.
B. A [H ] do tampão é 1,29x10 mol/L. 
C. O pKa do tampão é igual a 7,21.  
D. O pOH do tampão é 6,47. 
REFERÊNCIA
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de. Química Analítica Quantitativa Elementar. 3 ed. São Paulo: Ed Edgard
Blucher, 2001
KOTZ, J.C.; TREICHEL Jr., P. Química e Reações Químicas. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. v.1   
VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa, 5 ed. São Paulo: Ed. Mestre Jou, 1981
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc13/v13a04.pdf consultado em 03/fev/2014
http://www.fcav.unesp.br/Home/departamentos/tecnologia/LUCIANAMARIASARAN/solucao-tampao.pdf
consultado em 03/fev/2014
http://www2.iq.usp.br/docente/fgueiros/pH_pKa_tampao_-_FG_2012.pdf consultado em 03/fev/2014
http://www1.univap.br/spilling/FQE2/FQE2_EXP8_Tampao.pdf consultado em 03/fev/2014
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