Preparo de Solução Tampão

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO CARLOS 
Campus​ Sorocaba 
 
 
 
 
 
 
 
Prática III - Preparo de Solução Tampão 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Docente: Profª Drª Luciana Camargo de Oliveira 
Discentes: Franciny Oliveira Rodrigues R.A.: 641286 
Jorge Fernandes Filho R.A.: 608033 
Marco Antonio Albuquerque Gaspar R.A.: 608181 
 
 
 
 
 
Sorocaba, 
18 de Setembro de 2017. 
 
, 
1. Objetivos 
 Preparar uma solução Tampão e verificar sua capacidade tamponante. 
 
2. Resultados e Discussões 
Em geral, soluções tamponantes são soluções que resistem às modificações 
de pH quando se é adicionada uma pequena quantidade de um ácido forte ou de 
uma base forte, ou ainda, quando sofrem uma diluição. [1] 
 
 2.1.Preparo de Ácido Acético 1 mol L-1 
 Adicionou-se ao balão volumétrico de 10 mL, cerca da metade de seu volume 
de água destilada, levou-se a capela e adicionou-se cerca de 0,6 mL de ácido 
acético concentrado. Completou-se o volume restante com água destilada. 
O valor de 0,6mL de ácido acético é oriundo da concentração do frasco e a 
quantidade de volume necessário para que fosse preparado uma solução 1 mol/L. 
Assim, para calcularmos a concentração do ácido acético da primeira solução de 10 
ml, tomamos como dados a pureza 99,7%, a densidade e massa molar de 1,05 g/ml 
e 60,05 g/mol, respectivamente, do mesmo, dessa forma: 
C​ácido acético​ = (0,6.1,05.99,7%)/(60,05.0,01) 
C​ácido acético​ = 1,046 mol L​-1​. 
Como o esperado, a concentração do ácido acético na solução inicial de 10 
ml foi próxima de 1 mol L​-1​. 
 
 2.2.Preparo Solução Tampão 
Pesou-se na balança analítica aproximadamente 0,0530 g de acetato de 
sódio e dissolveu-o em cerca de 2 mL de água destilada. Em seguida, transferiu-se 
esta solução para um balão volumétrico de 10 mL lavando o recipiente em que foi 
dissolvido o sal pelo menos três vezes, adicionando todas as águas de lavagem ao 
balão de 10mL. Adicionou-se 0,4 mL de ácido acético 1,0 mol L-1 e completou o 
volume restante com água destilada até a marca de aferição. Após homogeneizar a 
solução, verificou-se o pH da solução tampão utilizando-se de um papel indicador 
de pH, obtendo-se resultado 4. 
Pela literatura, soluções tamponantes são utilizadas para manter constante o 
pH de um sistema e para preparar soluções de pH definido. Dependendo da 
situação a que se queira, às soluções tampões podem ter caráter ácido ou alcalino. 
Na atividade desenvolvida, a preparação do tampão envolveu ácido acético e 
acetato de sódio, formando um sistema tampão constituído por um ácido fraco e um 
sal contendo cátion proveniente do ácido fraco, conferindo um pH ácido a solução 
final obtida (pH 4, medido com fita universal indicador de pH). 
Pela literatura, encontramos que ácido acético – acetato de sódio obtém uma faixa 
de tamponamento entre 3,6 e 5,6. [2] 
A preparação de uma solução tampão envolve os conceitos do princípio de 
Le Chatelier, onde ​estabelece que a posição do equilíbrio sempre mudará na 
direção que contra-balanceie ou minimize a ação de uma força externa aplicada ao 
sistema, ​deslocando o equilíbrio, ora para a formação dos produtos, ora para a 
formação dos reagentes, de acordo com o reagente inserido ao meio (seja ele ácido 
ou alcalino). ​Isto significa que se houver aumento da temperatura, o mesmo provoca 
uma reação química que contribui para resfriar o sistema (consumindo energia 
térmica). Ou ainda, se houver o aumento proposital do reagente ou do produto, o 
equilíbrio favorecerá a reação de consumo desta substância em excesso até que 
seja retomado um novo estado de equilíbrio. ​[3] 
Por isso, na preparação de uma solução tampão ácida, utiliza-se um ácido 
fraco e um sal da base fraca do ácido, e então, uma solução tampão básica será 
formada por uma base fraca e um sal do seu ácido conjugado. 
Genericamente, as reações num meio tampão são: 
HA + H ​2​O ​⇆​ A​-​ + H ​3​O​+ 
Se adicionarmos a esse tampão, por exemplo, um ácido forte (pH 0 até 2), os 
íons H​3​O ​+​ por ele liberado serão quase que totalmente consumidos por sua base 
conjugada. 
A​-​ + H​3​O​+​ ⇆ ​HA + H​2​O 
Paralelamente, uma base forte inserida (pH 14 até 12), consumirá os H​3​O​+​ do 
meio, originados pela ionização do ácido fraco do tampão, provocando uma 
posterior ionização do ácido fraco, restabelecendo o equilíbrio. 
Para a prática desenvolvida, em termos equacionais, às reações se 
processam da seguinte maneira: 
CH​3​COONa ​(s)​ ​⇆​ Na​+​ + CH​3​COO​-​ dissociação do acetato em meio aquoso (1) 
CH​3​COOH + H​2​O ​⇆ ​CH​3​COO​-​ + H​3​O ionização do ácido em solução aquosa (2) 
CH​3​COO​-​ + H​2​O ​⇆ ​ CH​3​COOH + OH ​- ​ hidrólise do íon acetato (3) 
Quando uma solução alcalina é inserida no meio, os íons OH ​-​ deslocarão a 
reação no sentido da formação do ácido acético; e então, quando uma solução 
ácida é inserida, o deslocamento do equilíbrio será na formação de acetato de 
sódio. 
 
 ​ 2.3. Efeito da Diluição 
Transferiu-se 5,00 mL da solução tampão para um balão volumétrico de 
50mL, completando-se o volume com água destilada até a marca de aferição. Após 
homogeneizar, verificou-se o pH da solução tampão com o auxílio do papel 
indicador, obtendo-se resultado 5. 
Se tratando de diluição de tampões, devemos considerar que: 
● Quando a solução é muito diluída, o efeito da diluição será pequeno; 
● Quando a solução é muito concentrada, o efeito será grande; 
● Quando a solução tem concentração intermediária, o efeito não 
aparecerá; 
No presente experimento a diluição da solução tampão foi de 10x. Essa 
dissolução já foi alta o suficiente para alterar o valor de pH de 4 para 5. Esse 
fenômeno ocorreu devido a presença de mais íons H​3​O​+​ e OH​-​ proveniente da 
adição de água a solução, que antes da diluição eram desconsiderados para efeito 
de cálculo por serem pequenos. 
As concentrações das diluições foram feitas utilizando a expressão 1 abaixo, 
de acordo com os volume das alíquotas retiradas em cada diluição e sua respectiva 
concentração. 
C​1​.V​1​ = C ​2​.V ​2​ (1) 
Fonte:​ HARRIS, 2012 
É importante ressaltar que ao diluir as soluções, as concentrações de ácido 
acético e de acetato são reduzidas, seguindo a equação 2. Assim, as concentrações 
do acetato e do ácido acético para as soluções de 10 ml são de 0,065 ​ mol L​-1​ e 0,04 
mol L​-1​, respectivamente, enquanto que nas soluções posteriores de 50 ml, essa 
concentração é ainda mais diluída para 0,0065 ​ mol L​-1​ para o acetato e 0,004 mol L​-1 
para o ácido acético. 
Nesse sentido, o cálculo do pH deve ser feito usando a expressão 2: 
pH = pKa +log([Acetato]/[Ácido Acético]) (2) 
Fonte: ​HARRIS, 2012 
 
Sabendo a concentração do HCl de 0,004 mol L​-1 e do Acetato de 0,0065 mol 
L​-1 nas soluções de 50 ml a 0,1 mol L​-1​, e utilizando pKa tabelado do ácido acético 
de 4,76, obtivemos o valor de pH teórico. de 4,97, um valor aceitável e próximo do 
medido experimentalmente de 4,71 das soluções tampão [4]. 
 
 2.4. Efeito Tamponante da Solução Tampão 
Separou-se cinco béqueres de 50mL, colocando nos quatro primeiros 2,5 mL 
da solução tampão diluída e no restante 2,5 mL de água destilada. Adicionou-se aos 
cinco béqueres 2 gotas de indicador vermelho de metila e homogeneizou-se. 
Observou-se que não ganharam coloração após adição do indicador. 
Em seguida, separou-se dois béqueres contendo a solução tampão e outro 
com água destilada e a cada um dos mesmos adicionou-se 1 gota de HCl 1,0 mol 
L-1. Observou-se que aos béqueres contendo a solução tampão ganharam 
coloração pink, enquanto o béquer contendoágua destilada ganhou coloração 
amarela/laranja. 
Continuou-se a adição de HCl a cada béquer até um total de 10 gotas, onde 
o béquer contendo água ganhou coloração pink, enquanto os béqueres contendo a 
solução tampão não mudaram de cor, mantendo-se pink. 
Continuou-se a adição de HCL ao béquer contendo água onde a solução 
tampão não mudou de coloração. Anotando-se o número de gotas necessário para 
destruir o efeito tampão. 
 
A reação ocorrida foi: 
CH​3​COO​-​(aq) + H ​+​ ↔ CH​3​COOH(aq) 
onde o íon H​+ liberado pelo HCl reage com o íon acetato presente na 
solução impedindo que o pH do tampão diminua de maneira considerável, o que 
visivelmente é demonstrado com a mudança de coloração do tampão após uma 
gota, modificando sua coloração de incolor para pink, estourando assim o tampão, 
mostrando-se fraco para ácidos fortes. Como o meio já havia se alterado para ácido, 
a quantidade de gotas de HCl não modificariam a cor. O mesmo ocorreu com a 
água, que ao ser adicionado maiores gotas de HCl, seu meio se tornou ácido, o que 
ocasionou a viragem da cor. 
O mesmo procedimento foi realizado para os dois béqueres restantes, 
utilizando NaOH 1,0 mol L-1. Nos béqueres onde havia a solução tampão, após 
uma gota ganharam coloração laranja, que permaneceu após as 10 gotas 
seguintes. Com aproximadamente 100 gotas, a coloração se tornou amarela. 
Ocorrendo a reação: 
CH​3​COOH(aq) + OH ​-​(aq) ↔ CH​3​COO​-​(aq) + H​2​O 
onde o íon OH​-​ liberado pelo NaOH é consumido pelo ácido acético, impedindo que 
houvesse uma mudança considerável no pH da solução tampão, visivelmente 
demonstrado pela coloração laranja quando o meio ganhou caráter básico. 
 
 ​ 2.5.Capacidade Tamponante 
Transferiu-se 5,00 mL da solução tampão para um balão volumétrico de 
50mL, completando-se o volume com água destilada até a marca de aferição. Após 
homogeneização,verificou-se o pH da solução tampão com eletrodo de vidro, 
obtendo-se resultado 4,71. 
Sabendo que a capacidade tamponante é um valor que varia entre 0 e 1 e 
indica a suscetibilidade da solução à variações de pH, sendo 0 uma solução 
extremamente variante e 1 com baixa variação. 
Após adição de HCl, o pH baixou para 6,67, enquanto o pH contendo NaOH 
obteve pH de 6,69. 
Sendo assim, foi calculada a capacidade tamponante para cada solução 
utilizando a equação a seguir 3: 
 (3) 
Fonte:​ HARRIS, 2012 
Substituindo os valores de pH na equação acima, encontramos os valores 
negativos de 0,002 para o HCl e 0,001 para o NaOH, dessa forma podemos notar 
que a capacidade tamponante foi muito baixa, pois o pH da solução tampão foi 
superior aos pHs medidos depois da adição do HCl e do NaOH, uma vez que as 
variações foram muito pequenas. Isso se deve ao fato da solução estar muito 
diluída, fazendo com que o efeito do tampão fosse muito efetivo, evitando as 
variações do pH e consequentemente a capacidade tamponante. 
 
3. Conclusão 
 
Pode-se concluir, com base nos experimentos, que o que era previsto nos 
modelos teóricos se enquadra no observado em laboratório. A sustentação do valor 
de pH de uma solução tampão, devido às mudanças de equilíbrio geradas, ao se 
inserido no meio reacional uma solução ácida ou alcalina, foi comprovada devido a 
permanência da cor do indicador em solução. Foi observado que as soluções 
tampões podem sustentar essas mudanças de pH até certo ponto e que a inserção 
de muito ácido ou muita base acaba destruindo o efeito tampão pela deslocação do 
equilíbrio que é mantido no meio. 
 
 
 
 
 
 
 
4.0 Referências 
 
1- ​Fundamentos de Química Analítica,​ Ione M F Oliveira, Maria José S F Silva e 
Simone F B Tófani, Curso de Licenciatura em Química, Modalidade a Distância, 
UFMG 2010 
 
2- VOGEL, A. ​Química Analítica Qualitativa.​ Editora Mestre Jou – São Paulo. 5ª 
ed. 
 
3- CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J.; DONATE, P. M. ​Fundamentos de 
Química Experimental.​ São Paulo: EDUSP, 2004. 
 
4 - N. Baccan; J.C. Andrade; O.E.S. Godinho; J.S. Barone. ​Química 
Analítica Quantitativa 
 
5 - HARRIS, D. C. ​Análise química quantitativa​. 8a ed. Rio de Janeiro: LTC, 2012.