Prática 2 Analítica - Solução Tampão

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Ministério da Educação 
Universidade Tecnológica Federal do Paraná 
Engenharia de Bioprocessos e Biotecnologia 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SOLUÇÃO TAMPÃO: PREPARO E PROPRIEDADES 
 
 
 
 
Alunos: 
Arthur Carvalho Borburema 
Letícia Beatriz Silva Aranha 
Letícia Scussel Farias 
Paloma Vieira Santos 
 
 
 
Professores: 
Solange Maria Cottica 
Ricardo Zara 
 
 
 
 
Toledo 
2018 
 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO 3 
2. OBJETIVOS 5 
2.1 OBJETIVOS ESPECÍFICOS 5 
3. METODOLOGIA EXPERIMENTAL 6 
3.1 Reagentes e Materiais 6 
3.2 Procedimento Experimental 6 
3.2.1 Calibração do pH-metro 6 
3.2.2 Preparo de 100,00 mL de ácido acético 0,10 mol L-1 6 
3.2.3 Preparo de 100,0 mL de acetato de sódio 0,10 mol L-1 7 
3.2.4 Preparo da solução-tampão ácida 7 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 9 
5. CONSIDERAÇÕES FINAIS 18 
REFERÊNCIAS 19 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
Solução tampão consiste na mistura de um ácido fraco e sua base conjugada 
(exemplo: ácido acético e acetato de sódio) ou uma base fraca e seu ácido 
conjugado (exemplo: amônia e cloreto de amônio), e tem como finalidade manter o 
pH de uma solução em um valor predeterminado e relativamente constante 
(SKOOG, 2006). 
A capacidade de resistência desse tipo de solução é sustentada pelo 
princípio de Le Chatelier que diz que "se um sistema em equilíbrio é perturbado por 
uma alteração na concentração, temperatura ou pressão de um dos componentes, o 
sistema deslocará a sua posição de equilíbrio de forma a contrabalancear o efeito 
da perturbação", ou seja, como a solução possui um ácido ou base conjugada 
correspondente ao o que está sendo adicionado, o pH mantém-se o mesmo 
(AZZELLINI, 2011). 
No entanto, há um limite para as quantidades de base ou ácido que serão 
adicionadas à solução tampão, para que o tampão não perca sua capacidade de 
resistir às mudanças de pH (OLIVEIRA, I. M. F; SILVA, M. J. S. F.; TÓFANI, S. F. B, 
2010). Esse limite é chamado de capacidade tamponante e é determinado como o 
número de mol de uma base forte, ou de um ácido forte, necessário para provocar 
variação de uma unidade de pH em um litro de solução tampão ​(SKOOG, 2006). 
A capacidade de um tampão evitar uma variação significativa do pH está 
diretamente relacionada com as concentrações de seus componentes, assim como 
da razão entre as suas concentrações (SKOOG, 2006). Quanto maior for a 
concentração do ácido e da base conjugada, maior será a quantidade adicionada de 
ácido ou base forte para que haja uma variação no pH ​(OLIVEIRA, I. M. F; SILVA, 
M. J. S. F.; TÓFANI, S. F. B, 2010)​. 
Sendo assim, quanto maiores forem as concentrações dos componentes do 
tampão, menor será a variação do pH quando for adicionado uma base ou ácido 
forte, logo, mais eficiente será a solução tampão . Já em relação a concentração de 
seus componentes (Ca/Cb) quando forem iguais à unidade, haverá uma maior 
eficiência também ​(OLIVEIRA, I. M. F; SILVA, M. J. S. F.; TÓFANI, S. F. B, 2010). 
 
A equação de Henderson-Hasselbalch é uma forma reconstruída da 
expressão do equilíbrio de dissociação de um ácido fraco, e possibilita: encontrar a 
proporção exata dos constituintes para a obtenção do pH desejado, calcular o pH do 
tampão quando conhece-se a proporção dos componentes, estimar variações no pH 
dos tampões, quando se adicionam H​+ ou OH​– (GUEIROS-FILHO, 2012). Essa 
equação é dada por: 
H pKa logp = + CHA 
CNaA 
Saber calcular essas variáveis é de extrema importância em diversas áreas 
do conhecimento, principalmente em estudos biológicos e bioquímicos, visto que, 
qualquer sistema biológico é dependente do pH, sendo um dos sistemas tampões 
mais importante o do sangue. Além disso, na área da química analítica e industrial, 
o domínio sobre as variações do pH é essencial durante a “determinação das 
extensões de reações de precipitação e de eletrodeposição de metais, na 
efetividade de separações químicas, nas sínteses químicas em geral e no controle 
de mecanismos de oxidação e reações eletródicas” (FIORUCCI, 2000). 
 
 
 
. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. OBJETIVOS 
Preparar uma solução tampão ácida com ácido acético e seu sal, acetato de 
sódio, e analisar sua capacidade tamponante. 
2.1 OBJETIVOS ESPECÍFICOS 
 
● Preparar uma solução tampão ácida; 
● Aprender a manusear e calibrar um pHmetro; 
● Analisar a capacidade tamponante; 
● Observar a interferência das concentrações; 
● Verificar as variações de pH de acordo com a proporção do ácido e seu sal 
conjugado; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
3.1 Reagentes e Materiais 
● Ácido Acético Glacial 
● Acetato de sódio anidro 
● Ácido Clorídrico 5% 
● Água destilada 
● Bureta 
● Béquer 
● Pipeta de pasteur 
● Balão Volumétrico 
● Pipeta 
● Espátulas 
● Funil 
● pHmetro 
● Balança Analítica 
 
3.2 Procedimento Experimental 
3.2.1 Calibração do pH-metro 
 
O pHmetro foi calibrado para um pH ácido de 4,00 e um pH neutro de 7,00. 
3.2.2 Preparo de 100,00 mL de ácido acético 0,10 ol L m −1 
 
Primeiramente, foram realizados os cálculos para determinar o volume de 
ácido acético ( ) necessários para o preparo da solução com volume H COOHC 3 
 
total de 100,00 mL. Dessa forma, foram medidos 0,57 mL de ácido acético com 
auxílio de uma pipeta volumétrica. 
Após a medição, foi transferido o volume de ácido acético glacial encontrado 
para um balão volumétrico de 100,00 mL, completando-o com água destilada. Feita 
a homogeneização e a rotulação do balão volumétrico, calculou-se o pH teórico e 
determinou-se o pH real com o auxílio de um pHmetro. 
3.2.3 Preparo de 100,0 mL de acetato de sódio 0,10 ol L m −1 
 
Foram realizados os cálculos para determinar a quantidade em gramas de 
acetato de sódio ( ) necessário para o preparo da solução com volume H COONaC 3 
total de 100,00 mL. Dessa forma, foram pesados na balança analítica 0,8286 g de 
acetato de sódio, considerando 99% de pureza. 
Após a pesagem, foi dissolvido adequadamente a massa de acetato de sódio 
anidro em um béquer e transferido quantitativamente para um balão volumétrico de 
100,00 mL, completando-o com água destilada. Feita a homogeneização e a 
rotulação do balão volumétrico, calculou-se o pH teórico e determinou-se o pH real 
com o auxílio de um pHmetro. 
3.2.4 Preparo da solução-tampão ácida 
Preparada as soluções, essas foram juntadas e divididas em A: composta por 
32,00 mL de ácido acético e 4,00 mL de acetato de sódio; B: composta por 18,00 
mL de ácido acético e 18,00 mL de acetato de sódio; C: composta por 4,00 mL de 
ácido acético e 32,00 mL de acetato de sódio. 
Lavado e secado adequadamente o eletrodo de vidro, verificou-se o pH da 
solução tampão ácida em cada uma das novas soluções preparadas. 
 
Logo após, foi realizado a adição de 2,00 mL de HCl nas três soluções 
tampões obtidas e na água destilada, medindo o pH destas com o eletrodo. Depoisadicionou-se novamente mais 2,00 mL de HCl nas soluções, medindo novamente o 
pH. Em seguida, adicionou-se 4,00 mL de HCl repetindo o procedimento de cálculo 
de pH. Sendo adicionado pela última vez, 4,00 mL de HCl, para a quantificação final 
de pH. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
O preparo de soluções tampão ocorre com a união de um ácido ou uma base 
fraca com seu sal respectivo, a fim de manter o pH da solução constante. Para o 
experimento realizado, foram preparadas soluções do ácido acético ( ) e H COOHC 3 
do seu respectivo sal ( ). Para a determinação do pH de ambas as H COONaC 3 
soluções, precisa-se primeiramente determinar a concentração das mesmas, 
podendo ser obtidas a partir do volume e massa medidos, como pode ser observado 
no Quadro 1. 
 
Quadro 1: ​ Cálculo das novas concentrações das soluções 
Ácido acético Acetato de sódio 
Pipetou-se 57 mL de ácido acético 
 
d = 1,05 mL g −1 
 
d = m / V 
 
1,05 = m / 0,57 
 
m = 0,60 g 
 
1 mol ---- 60,05 g 
x mol ----- 0,60 g 
 
x = 10 mol0 1 −3 
 
C = 10 / 0,1000 1 −3 
 
C = 0,10 ol L m −1 
 
 
 
 
Pesou-se 0,8287 g de acetato de sódio 
 
1 mol ----- 82,03g 
x mol ----- 0,8287g 
 
x = 0,01010 mol 
 
V = 100 mL 
 
C = nº mol / V 
 
C = 0,01010 / 0,100 
 
C = 0,101​ ol L m −1 
 
 
 
Fonte: ​Autores. 
 
Considerando que a constante ácida (Ka) do ácido acético é igual a 1,8 
e que o acetato de sódio é uma reação de neutralização do hidróxido de sódio 10−5 
 
com o ácido acético, conclui-se que as soluções tampão serão formadas por um 
ácido fraco e um sal derivado de base forte com ácido fraco. 
 
Reação de neutralização do sal: 
H COOH NaOH H COONa H O C 3 (aq) + (aq) ↔ C 3 (aq) + 2 (aq)
 
 
Reação solução tampão: 
CH COOH CH COO H 3 (aq)
 ↔ 3
−
(aq) + 
+
(aq) 
H COONa H O H COO Na C 3 (s) + 2 ↔ C 3
−
(aq) + 
+
(aq)
 
 
Portanto, a partir do tipo de ácido, do sal e sabendo que a concentração da 
solução de ácido acético preparada é de 0,10 determina-se o pH teórico ol L m −1 
das soluções obtidas na aula experimental, como pode ser observado no Quadro 2. 
 
Quadro 2: ​Cálculo pH teórico de Ácido acético e Acetato de sódio 
Ácido acético Acetato de sódio 
 
pH para ácido fraco 
 
Ka = 1,8 10−5 
 
pH = (pKa - log Ca) / 2 
 
pH = (-log Ka - log Ca) / 2 
 
pH = (- log 1,8 - log 0,10) / 2 10−5 
 
pH = (4,74 + 1,00) / 2 
 
pH = 2,87 
 
pH de sal derivado de base forte e ácido 
fraco 
 
Ka = 1,8 10−5 
 
pH = 7 + [ (pKa + log Cs) / 2 ] 
 
 
pH = 7 + [ ( - log 1,8 + log 0,101) / 2]10−5 
 
pH = 7 + [(4,74 - 1,000) / 2] 
 
pH = 8,87 
Fonte: ​Autores. 
 
Após a determinação do pH teórico das soluções, foi-se utilizado o pHmetro 
para a determinação do pH real das soluções preparadas, de tal forma a comparar o 
pH teórico com o obtido experimentalmente, assim como pode ser observado na 
Tabela 1. 
 
Tabela 1:​ Valores de pH teórico e prático das soluções preparadas 
Solução pH teórico pH medido (29º C) 
Ácido acético 0,10 ol L m −1 2,87 2,8 
Acetato de sódio 0,101 ol L m −1 8,87 7,5 
Fonte​: Autores. 
 
O pHmetro foi calibrado com soluções de pH igual a 4 e 7, para que os 
valores de pH medidos fossem o mais exato possível. O pH teórico e real do ácido 
acético foi muito exato de tal forma com que a solução preparada garantiu as 
propriedades de um ácido fraco, realizando assim uma ionização incompleta, como 
previsto na literatura. 
O pH medido do acetato de sódio foi inferior ao pH teórico, essa diferença 
pode ser explicada pela temperatura, uma vez que o pH depende do pKa e este por 
sua vez é alterado perante a alteração de temperatura. Portanto o valor considerado 
pela literatura de 1,8 ​à 25ºC, sendo que a solução estava a 29ºC podendo ter 10−5 
interferido no valor de pH da solução obtida. 
Após a determinação da concentração e do pH das soluções de ácido e de 
sal, foram preparadas as três soluções tampão propostas, com proporções de 8:1, 
1:1 e 1:8 de ácido por sal em cada uma delas, a fim de determinar a capacidade 
tamponante em diferentes proporções de ácido e sal na solução. Para as três 
soluções tampão preparadas, foram realizados os cálculos dos pHs teóricos, como 
pode ser observado no Quadro 3. 
 
Quadro 3: ​Cálculos do pH teórico das soluções tampões 
Solução A Solução B Solução C 
 
32 mL ácido acético 
 4 mL acetato de sódio 
 
Concentração do ácido: 
 
C1.V1 = C2.V2 
0,10.32 ​ ​= C2.36 
 
 
18 mL ácido acético 
 18 mL acetato de sódio 
 
Concentração do ácido: 
 
C1.V1 = C2.V2 
0,10.18 ​ ​= C2.36 
 
 
4 mL ácido acético 
32 mL acetato de sódio 
 
Concentração do ácido: 
 
C1.V1 = C2.V2 
0,10.4 ​ ​= C2.36 
 
 
C2 = 0,089 ol L m −1 
 
Concentração do sal: 
 
C1.V1 = C2.V2 
0,101.4 ​ ​= C2.36 
 
C2 = 0,011 ol L m −1 
 
pH = -log Ka + log CsCa 
 
= = 0,124CsCa
0,011
0,0889 
 
Ka = 1,8 10−5 
 
pH= - log Ka + log 0,124 
 
pH = 4,74 - 0,906 
 
pH = 3,83 
C2 = 0,050 ol L m −1 
 
Concentração do sal: 
 
C1.V1 = C2.V2 
0,101.18 ​ ​= C2.36 
 
C2 = 0,05 ol L m −1 
 
pH = -log Ka + log CsCa 
 
= = 1CsCa 0,05
0,05 
 
Ka = 1,8 10−5 
 
pH= - log Ka + log 1 
 
pH = 4,74 - 0 
 
pH = 4,74 
C2 = 0,011 ol L m −1 
 
Concentração do sal: 
 
C1.V1 = C2.V2 
0,101.32 ​ ​= C2.36 
 
C2 = 0,0889 ol L m −1 
 
pH = -log Ka + log CsCa 
 
= = 8,081CsCa 0,011
0,0889 
 
Ka = 1,8 10−5 
 
pH= -log Ka + log 8,081 
 
pH= 4,74 + 0,907 
 
pH = 5,65 
Fonte​: Autores. 
 
Após a determinação do pH teórico de cada solução tampão, foi-se medido 
com o pHmetro o valor real do pH das soluções, a fim de comparar o pH teórico com 
o experimental, como pode-se observar na Tabela 2. 
 
Tabela 2:​ Relação entre ácido acético e acetato de sódio no preparo de tampões 
em diferentes valores de pH 
 Tampão Ácido 
Volume (mL) 
 
Tampão Ácido Acético Acetato de Sódio pH (teórico) pH (experimental) 
A 32 4 3,83 3,7 
B 18 18 4,74 4,6 
C 4 32 5,65 5,5 
Fonte:​ Autores. 
 
 
Nota-se que não houveram diferenças significativas entre os valores de pH 
teórico calculados no Quadro 3 e os obtidos experimentalmente, sendo 
estatisticamente iguais. 
Uma solução tampão é uma mistura de um ácido ou base fraca com seu sal 
respectivo, utilizada para evitar uma modificação de pH ou pOH quando uma base 
ou ácido forte são inseridos na solução, como pode ser observado nas reações 
abaixo: 
 
Reação tampão: 
H COONa H O H COO Na C 3 (s) + 2 ↔ C 3
−
(aq) + 
+
(aq)
 
CH COOH CH COO H 3 (aq)
 ↔ 3
−
(aq) + 
+
(aq) 
 
Adição de H​3​O​+ ​na solução tampão: 
 CH COOH H O CH COO H O 3
−
(aq) + 3
+
(aq) 
 ↔ 3 (aq) + 2 (aq) 
 
Adição de OH​- ​na solução tampão: 
 CH COO H O CH COOH OH 3 (aq) + 
−
(aq) 
 ↔ 3
−
(aq) + 2 (aq) 
 
Nota-se que quando se adiciona ácido forte nas soluções tampão, os íons 
H​3​O ​+ ​liberados pelo ácidoinserido serão consumidos e há liberação de água no 
meio. Quando se adiciona uma base forte, os OH ​- consomem os íons H ​+ ​, formando 
a base conjugada do ácido em questão e liberando água, não alterando o equilíbrio. 
Portanto as concentrações de H​+ ​e OH ​- ​adicionadas nas soluções tampão não 
alteram significativamente o pH da mesma, uma vez que o íons são consumidos e 
formam água como seu produto secundário. 
As soluções tampão preparadas com diferentes proporções de ácido e sal 
apresentam diferentes capacidades tamponantes, uma vez que esta é influenciada 
pela concentração do ácido. Portanto, a adição do ácido clorídrico nas soluções 
tampão provocaram variações no pH de cada uma em diferentes intensidades, a 
Tabela 3, mostrada abaixo, apresenta os valores de pH de cada solução tampão 
nas quatro situações distintas. 
 
Tabela 3: ​Valores de pH das soluções preparadas adicionando volumes de HCl 5% 
Solução inicial (0 mL) 2,0 mL 4,0 mL 8,0 mL 12,0 mL 
A 3,7 1,6 1,4 1,2 1,0 
B 4,6 3,6 1,6 1,2 1,1 
C 5,5 4,6 3,7 1,4 1,1 
Água destilada 
(20 mL) 6,2 1,4 1,3 1,0 0,9 
Fonte: ​Autores. 
 
Na primeira coluna da Tabela 3 são apresentadas cada solução, na segunda 
os valores de pH experimentais mostrados na Tabela 2 e nas demais colunas são 
adicionados volumes de HCl a 5%, de modo já descrito no preparo das soluções. 
É possível observar e comparar cada solução e sua ação tamponante. Na 
solução contendo água destilada verifica-se um pH inicial de 6,2, mas com a 
primeira adição de 2 mL HCl reduz-se drasticamente para 1,4, mostrando o quanto 
a água não tem ação tamponante. Entretanto, para as demais soluções observa-se 
a capacidade tamponante em ação. 
A solução “A” apresenta pH médio de 0,68, com desvio padrão de 0,95. A 
solução “B” tem variação de pH médio igual a 0,88, com desvio padrão de 0,84. O 
tampão “C” tem pH médio igual a 1,1 e desvio padrão igual a 0,85. 
Analisando o conceito probabilístico de desvio padrão e desvio médio, 
pode-se afirmar que a melhor solução tamponante é a “B”, visto que os valores de 
pH dispersaram-se menos, o que caracteriza uma boa solução tamponante, aquela 
que tenha a capacidade de não variar muito o pH, mantendo-o o mais constante 
possível. Em segundo lugar, o melhor tampão seria o “C”, por ter apresentado o 
segundo menor desvio e por último o “A” (com exceção da água que nem é agente 
tamponante). 
Para cada solução foram realizados os desvios médios e padrões para as 
variações de pH, como pode ser observado na Tabela 4. 
 
 
 
 
 
Tabela 4: ​Diferença de pH pelo acréscimo de HCl e desvios padrão e médio das 
soluções 
 Diferença de pH pelo acréscimo de HCl Desvios 
 inicial - 2 mL 2 - 4 mL 4 - 8 mL 8 - 12 mL médio padrão 
Solução A 2,1 0,2 0,2 0,2 0,7125 0,95 
Solução B 1 1 0,4 0,1 0,375 0,45 
Solução C 0,9 0,9 2,3 0,3 0,6 0,848528 
Água destilada 4,8 0,1 0,3 0,1 1,7375 2,318584 
Fonte:​ Autores. 
 
O decaimento do pH nas soluções tampão preparadas foram diferenciados, 
uma vez que a concentração de ácido acético e acetato de sódio eram diferentes 
nas três soluções. Para a análise de capacidade tamponante, deve-se levar em 
consideração a uniformidade dos dados e as diferenças obtidas, por isso o desvio 
padrão torna-se uma ferramenta indispensável na análise da capacidade 
tamponante. O decaimento do pH pelo volume adicionado de HCl em uma solução 
tamponante com alta capacidade deve ser o mais uniforme e sutil possível, para 
esta análise os dados das soluções foram plotados em um só gráfico para verificar o 
melhor decaimento de pH, cujo pode ser observado na Figura 1. 
 
 
Fonte: ​Autores. 
 
Nota-se que a solução B obteve uma capacidade tamponante maior perante 
as outras soluções, obtendo um decaimento mais uniforme nos valores de pH 
quando adicionado o HCl à solução, sua melhor capacidade tamponante pode ser 
avaliada diante a comparação dos desvios padrão das soluções, concluindo-se que 
por obter o menor desvio padrão pode-se afirmar que a solução B foi a que 
apresentou melhor capacidade tamponante. 
Uma solução tampão obtém capacidade tamponante máxima quando o seu 
pH é igual ao pKa do ácido utilizado, portanto era-se esperado que a solução B 
tivesse capacidade tamponante superior às demais soluções preparadas, uma vez 
que o pH experimental da solução é de 4,6 e o pKa é igual a 4,74. 
Percebe-se que a solução C não obteve a melhor capacidade tamponante, 
podendo-se observar um decaimento brusco no gráfico, na adição de HCl para 8 
mL, ocasionando um aumento no desvio padrão indicando que houve uma grande 
alteração no pH, fator que impede a solução de ter uma alta capacidade 
tamponante, uma vez que deve-se manter o pH constante. 
Das soluções tampões preparadas, a solução A foi a que obteve menor 
capacidade tamponante, obtendo um decaimento de pH extremamente rápido, além 
de obter o maior desvio padrão das 3 soluções. 
 
A solução de água destilada com HCl sofreu grandes alterações de pH ao 
longo do processo de adição de HCl na solução, uma vez que não era uma solução 
tamponante, portanto a concentração de íons aumentava ao longo do processo, H + 
sem ser consumido. 
O desvio padrão da solução de água destilada com HCl foi cinco vezes maior 
do que o desvio padrão da solução B. Portanto pode-se perceber nitidamente a 
ação da solução tampão na variação do pH das soluções quando o equilíbrio é 
perturbado, como por exemplo na adição de um ácido forte como o HCl, 
mantendo-o constante e evitando o aumento de concentração de íons na H + 
solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. CONSIDERAÇÕES FINAIS 
Com a prática de preparo e propriedade de soluções tampão pode-se 
observar e compreender a ação tamponante de soluções de forma clara e 
exemplificada, comparando os valores da literatura com os obtidos 
experimentalmente. Com a realização do experimento foi possível colocar em 
prática os cálculos de determinação de pH e relacioná-los com a ação das soluções 
tampão, além de possibilitar a análise de diferentes proporções de ácido e sal nas 
soluções e como elas alteram sua capacidade tamponante. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, ​Fundamentos de Química Analítica​, 
Tradução da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006. 
 
AZZELLINI, Gianluca. ​Deslocamento da posição de equilíbrio​. Disponível em: 
<http://www2.iq.usp.br/docente/gcazzell/QFL4020_Aulas/EQ_Parte2.pdf> 
 
OLIVEIRA, I. M. F; SILVA, M. J. S. F.; TÓFANI, S. F. B. ​Fundamentos de Química 
Analítica: Introdução ao Equilíbrio Ácido-Base​. Disponível em: 
<http://www.quimica.ufpr.br/nunesgg/CQ108/Eqilibrio%20em%20solu%C3%A7%C3
%A3o%20aquosa/solucao%20tampao.pdf> 
 
GUEIROS-FILHO, ​Frederico J. PH, pKa, tampão​. Disponível em: 
<http://www2.iq.usp.br/docente/fgueiros/pH_pKa_tampao_-_FG_2012.pdf>FIORUCCI, A. R.; SOARES, M. H. F. B.; CAVALHEIRO, E. T. G. ​O conceito de 
solução tampão​. Disponível em: 
<http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc13/v13a04.pdf>