Fundamentos química analítica farmacêutica

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Fundamentos da Química Analítica Farmacêutica
Aula 07: Fatores estruturais do caráter ácido-base, Lei de
Ostwald e Sistema Tampão
Apresentação
Ao estudarmos sobre os ácidos e as bases, vimos que, de acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, quando um ácido ou
base reage com a água, são produzidos seus pares conjugados, além de íons H3O e OH . Se estas espécies forem fracas
(ou seja, reagirem parcialmente com a água), no equilíbrio, encontraremos apenas uma pequena quantidade de par
conjugado formado.
Nesta aula, vamos aprofundar nossos estudos sobre equilíbrio ácido-base conhecendo as características estruturais que
in�uenciam na força dos ácidos. Veremos, também, a relação entre o grau de ionização e a constante de ionização, por
meio da Lei de Ostwald.
Finalizaremos nosso estudo sobre ácidos e base analisando o que acontece quando misturamos um ácido ou base fraca
e um sal muito solúvel que contém seu par conjugado.
+ -
Objetivos
Examinar a relação entre a estrutura dos ácidos e seu comportamento químico;
Analisar a relação entre grau de ionização e a constante iônica de ácidos e bases;
De�nir os conceitos e aplicações dos sistemas tampão.
Características estruturais e o comportamento ácido-base
 Fonte: Shutterstock
Nas aulas anteriores, aprendemos que algumas substâncias em meio aquoso podem capturar ou ceder íons H para a
molécula de água. Mas o que vai determinar o comportamento dessas substâncias?
Vamos abordar essa questão estudando como a estrutura química in�uencia no caráter ácido-base dos compostos.
Nem toda substância que possui átomos de hidrogênios é capaz de transferir prótons para a molécula da água, em meio
aquoso. Por que isso acontece?
O primeiro aspecto que precisamos avaliar é que tipo de ligação o hidrogênio faz dentro da molécula. O átomo de hidrogênio é
liberado como próton (H ) quando a ligação é polarizada. Em outras palavras, o hidrogênio deve estar ligado a um elemento
com eletronegatividade muito maior do que a dele para assumir uma carga parcial positiva.
Vamos analisar os três tipos de ligação que o hidrogênio faz a partir dos exemplos abaixo:
+
+
Clique nos botões para ver as informações.
Neste composto, o hidrogênio é o elemento mais eletronegativo; portanto, a carga parcial positiva não está localizada nele
e sim no átomo de Na. Este composto pertence ao grupo dos hidretos, que são compostos em que o átomo de hidrogênio
se comporta como base, pois apresenta carga negativa.
𝑁𝑎𝐻 + 𝐻2𝑂 → 𝑁𝑎
+
( 𝑎 𝑞 ) + 𝑂𝐻
-
( 𝑎 𝑞 ) + 𝐻2 ( 𝑔 )
LiNaH 
As ligações C – H apresentam diferença de eletronegatividade muito pequena (próximas a zero) e por isso são não
polarizadas (apolares). Isso quer dizer que, em meio aquoso, esses tipos de ligação não são rompidas para que prótons
sejam transferidos para a água.
CH4 
Nesses casos, a ligação H – Cl é muito polarizada e o átomo de hidrogênio apresenta carga parcial positiva. Logo, esta
espécie se comporta como ácido em água.
HCl 
A força de ligação é um outro fator importante que vai determinar a facilidade com que uma ligação H – X é quebrada.
Ligações muito fortes são mais difíceis de serem rompidas. É o que acontece, por exemplo, com a ligação H – F do ácido
�uorídrico.
Apesar de ser muito polarizada devido à diferença de eletronegatividade, essa ligação é muito forte. Por este
motivo, diferentemente dos demais hidrácidos da família 17, o HF é um ácido fraco.
Agora que você já conhece os motivos que fazem um hidrogênio ser ionizável, vamos abordar separadamente o
comportamento dos ácidos binários e dos oxiácidos.
Ácidos Binários
A acidez relativa entre ácidos binários varia de acordo com o período e o grupo em que se encontra o elemento ligado ao
hidrogênio (para simpli�car, vamos usar X para representar estes elementos).
Comparando ácidos binários em que X são elementos do mesmo período da tabela periódica, a polarização da ligação H – X é
determinante; isso quer dizer, que quanto maior for a eletronegatividade de X, maior é a polarização da ligação e mais forte é o
ácido. Por exemplo, comparando a acidez do CH , da H O e do HF, teremos a seguinte ordem crescente de acidez:4 2
CH <<< H O < HF 4 2
Atenção
O sinal de “<” repetidas vezes indica que a acidez do CH4 é muito menor do que a acidez da H2O
Agora, para os ácidos HX em que os elementos X pertencem ao mesmo grupo, o fator mais proeminente é a força da ligação.
Quanto maior for o raio atômico de X, mais fraca é a ligação H – X e, consequentemente, mais ácido é HX. Logo, o ácido HF é o
mais fraco dentre todos os hidrácidos do grupo 17, assim como H O é um ácido mais fraco do que H S.
A Figura 1 nos mostra a tendência periódica da polarização e da força de ligação H – X.
2 2
 Figura 1: Tendências periódicas de acidez relativa | Fonte: SOLOMONS, 2012
Oxiácidos
Os oxiácidos são ácidos em que
os hidrogênios ionizáveis estão
ligados a átomos de oxigênio
que, por sua vez, estão ligados a
um átomo central. Podemos,
então, dizer que os oxiácidos
apresentam gurpos OH que não
são liberados na forma de OH .
Vamos entender melhor este
comportamento.
-
Exemplo
Imagine que o grupo OH está ligado a um elemento que vamos chamar de Y, que pode estar ligado a outros grupos além do
OH.
- Y – OH
Se Y for um metal (LiOH, por exemplo) essa ligação é iônica, e os elétrons do metal são transferidos para o átomo de oxigênio,
formando o íon hidroxila (OH ). Porém, se Y não for um metal, a ligação Y – O tem caráter covalente e o íon hidroxila não será
facilmente formado.
-
Quanto maior for a eletronegatividade de Y, maior sua atração pelos elétrons
da ligação O – H, o que faz com que ela �que mais fraca, facilitando a
liberação de H .+
A eletronegatividade de Y vai in�uenciar também na estabilidade da base conjugada, após a perda de H .
Quanto maior a eletronegatividade de Y, maior é a estabilidade dessa base conjugada, o que a torna mais fraca. Essa premissa
con�rma o que já estudamos sobre a força relativa dos pares conjugados: “Quanto mais forte o ácido, mais fraca é a sua base
conjugada”.
Em alguns casos, além do grupo OH, o átomo central Y está ligado a outros átomos de oxigênio. Com isso, os elétrons da
ligação O – H são mais atraídos e ela �ca mais fraca. Esse comportamento é muito evidente quanto comparamos a acidez dos
ácidos HClO, HClO , HClO , HClO . Nesta série, quanto maior a quantidade de átomos de oxigênios ligados ao cloro, que é o
átomo central, maior a acidez:
+
2 3 4
HClO < HClO < HClO < HClO2 3 4
Lei de Ostwald
Vimos que podemos estimar a força de um ácido ou uma base por meio do valor das constantes de ionização K e K e por
meio do grau de ionização. Mas será que estes dois parâmetros se relacionam de alguma forma?
O cientista Friedrich W. Otswald demonstrou que sim, no �nal do século passado, quando deduziu matematicamente a relação
entre a constante de ionização (K ), o grau de ionização (α) e a concentração molar da solução (M):
a b
i
𝑲 𝒊 = 
𝜶2
𝟏 − 𝜶 . 𝑴
'
Esta fórmula é simpli�cada quando o ácido ou a base em questão são fracos (α <5%), pois α é muito pequeno e, por isso 1- α
≈1. Logo,
𝑲 𝒊 = 𝜶
2. 𝑴
Como K é constante, à determinada temperatura, o produto 𝜶 . 𝑴 também é constante. Isso quer dizer que, se uma dessas
variáveis se alterar, a outra também se altera de forma inversa para que o resultado do termo 𝛼 . 𝑀 permaneça constante.
i
𝟐
2
𝛼2 . 𝑀 ou 𝛼2 . 𝑀↑ ↓ ↓ ↑
Resumindo, o enunciado que de�ne a Lei de Ostwald é:
Quanto maior a diluição (menor a concentração) de um ácido ou de uma
base fraca, maior o seu grau de ionização ou dissociação (α).
O grá�co da Figura 2 ilustra o efeito da concentração no grau de ionização do ácido acético:
 Figura 2: Efeito da concentração no grau de ionização | Fonte: BROWN, 2015 – adaptado
Sistema tampão
Antes de entrarmos na temática desta aula propriamente dita, vamos conhecer um conceito que usaremos em vários
momentos daqui para frente: O efeito do íon comum.
Para isso, você precisará lembrar do que acontecequando um sistema em equilíbrio é perturbado pela adição ou retirada de
reagentes ou produtos, de acordo com o Princípio de Le Châtelier – se necessário, retorne ao conteúdo da aula 5 e veja o que
diz este princípio.
Considere que, em uma solução de HNO , um ácido fraco, existe o seguinte sistema em equilíbrio:2
𝑯𝑵𝑶 𝟐 ( 𝒂 𝒒 ) + 𝑯 𝟐 𝑶 ( 𝒍 ) ⇌ 𝑯 𝟑𝑶
+
( 𝒍 ) + 𝑵𝑶
-
2 ( 𝒂 𝒒 )
À esta solução, é adicionada uma solução saturada de NaNO , um eletrólito forte. Um segundo equilíbrio passa a existir nessa
solução:
2
𝑵𝒂𝑵𝑶 𝟐 + 𝑯 𝟐𝑶 ( 𝒍 ) 𝒍𝑵𝒂
+
( 𝒂 𝒒 ) 𝑵𝑶
-
𝟐 ( 𝒂 𝒒 )
Em ambas as reações existem uma espécie em comum. Essa espécie (o íon 𝑁𝑂 ) é “compartilhada” pelos dois equilíbrios. Ao
adicionarmos o NaNO , estamos aumentando a quantidade de 𝑁𝑂 no meio. Consequentemente, obedecendo ao Princípio de
Le Châtelier, o equilíbrio do HNO responde à esta perturbação, deslocando-se no sentido dos reagentes a �m de neutralizá-la.
-
2
2
-
2
2
Comentário
Em outras palavras, o aumento da concentração de 𝑁𝑂 promovido pela adição de NaNO ao meio faz com que a ionização do
HNO diminua. É importante lembrar que a constante de equilíbrio não sofre alteração, e sim as concentrações relativas de
produtos e reagentes.
-
2 2
2
Resumindo:
Quando um eletrólito fraco (por exemplo, ácidos e bases fracas) e um
eletrólito forte que tem um íon comum estão em um mesmo meio, o
eletrólito fraco sofre menos ionização/dissociação do que se fosse o único
soluto na solução.
 Vamos veri�car como é possível perceber este conceito numericamente.
 Clique no botão acima.
Exemplo 1: Considere o par conjugado ácido acético (CH COOH) / acetato (CH COO ).
a) Calcule o pH de uma solução de ácido acético 0,1 mol/L b) Calcule o pH de uma mistura de 0,1 mol/L de ácido
acético e 0,1 mol/L de acetato de sódio.
Dados: K do ácido acético = 1,8.10
Solução:
a) Utilizando a expressão da constante de equilíbrio para o ácido acético, podemos determinar a [H3O ].
Lembrando que, para equilíbrios de ionização de ácidos fracos, deve ser considerado que [𝐻 𝑂 ]=[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂 ]=𝑥 e
[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻]−𝑥≈[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻], obteremos a seguinte equação:
a) No cálculo da mistura vamos também considerar a expressão da constante de equilíbrio do ácido, uma vez que nela
está a variável necessária para que o pH possa ser calculado. Entretanto, repare que a concentração do acetato
presente no meio não é apenas aquela proveniente da ionização do ácido acético. Temos que considerar, também, a
quantidade de acetato originada da dissociação do acetato de sódio. Sendo assim, no equilíbrio, teremos:
Sabendo que a quantidade do íon acetato formado pela ionização do ácido acético é muito pequena, podemos supor
que:
3 3
-
a
-5
+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 ( 𝑎 𝑞 ) + 𝐻2 O ( 𝑙 ) ⇌ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂
-
( l ) + 𝐻3 𝑂
+
( 𝑙 ) 𝐾 𝑎 = 
𝐻3𝑂
+ . 𝐶 𝐻3𝐶 𝑂 𝑂
-
𝐶 𝐻3𝐶 𝑂 𝑂 𝐻
[ ] [ ]
[ ]
3
+
3
−
3
3
1, 8 . 10 − 5 = 
𝑥2
0 , 1 𝑥
2 = 1, 8 . 10 − 5 . 0, 1 𝑥 = 𝐻3O
+ = √1, 8 . 10 − 6 = 1, 3 . 10 − 3 𝑚𝑜𝑙 /𝐿 𝑝𝐻 = − log 1, 3 . 10 − 3 = 2, 87 [ ] ( )
[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻]=0,1 𝑚𝑜𝑙⁄𝐿 
[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻 ] =[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂 ] + [𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂 ]
3
3
-
(𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜) 3
-
(𝑝𝑟𝑜𝑣𝑒𝑛𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑜 á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑖𝑐𝑜) 3
−
(𝑝𝑟𝑜𝑣𝑒𝑛𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑠ó𝑑𝑖𝑜)
[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂 ] ≈ [𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂 ]3 − (𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑛𝑜 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜) 3 − (𝑝𝑟𝑜𝑣𝑒𝑛𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑜 𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑠ó𝑑𝑖𝑜)
Substituindo os valores das concentrações na expressão da constante, temos:
Agora, compare o pH nas soluções do item a e do item b da questão. Perceba que a ionização e, consequentemente, a
concentração de íons [𝐻 𝑂 ] na solução em que encontramos somente o ácido acético, é maior do que quando ele
está na presença do íon comum acetato.
Ao longo desta aula, veremos outras situações em que este comportamento se repete. Por isso, tenha sempre em
mente o conceito de íon comum.
1, 8 . 10 − 5 = 
𝐻3O
+ . 0 , 1
0 , 1 𝐻3 O
+ = 1, 8 . 10 − 5𝑝𝐻 = 4, 7 
[ ] [ ]
3
+
De�nição
Antes Chamamos de soluções tampão aquelas soluções capazes de resistir a variações de pH do meio, seja por pequenas
adições de ácidos ou bases fortes, seja por diluição.
As soluções tampão geralmente são constituídas por misturas contendo concentrações superiores à 0,001 M de um par ácido-
base conjugado fraco. Os sistemas tampão são úteis sempre que é preciso manter o pH de um meio em uma faixa
determinada de pH.
Exemplo
Por exemplo, os sistemas tampão são importantes para manutenção da vida, uma vez que os diferentes compartimentos intra
e extracelular do sistema biológico, bem como a estrutura de muitas biomoléculas, necessitam que o pH do meio intra e
extracelular estejam em uma faixa que permita o seu funcionamento adequado.
Além disso, é comum a utilização dos tampões nas formulações de produtos industrializados sempre que grandes variações
de pH podem comprometer a qualidade e estabilidade do produto.
São muito empregados também em experimentos e análises químicas e bioquímicas quando, para o sucesso do
desenvolvimento dos métodos, o pH do meio precisa estar em uma faixa determinada.
Por que um sistema tampão consegue evitar que o pH do meio sofra
grandes variações?
O princípio de um tampão e�ciente é ser constituído por uma espécie ácida que neutralize o aumento da concentração de OH e
uma espécie básica capaz de neutralizar o aumento da concentração de H O .
-
3
+
Atenção
É importante, também, que o ácido e a base do tampão não reajam entre si. É por isso que pares de ácidos e bases conjugados
são ideais para prepararmos soluções tampão.
Vamos ver de forma prática como um tampão funciona, usando como exemplo o par conjugado HF/NaF. O equilíbrio e a
constante de ionização do ácido são:
𝑯𝑭 ( 𝒂 𝒒 ) + 𝑯 𝟐𝑶 ( 𝒍 ) ⇌ 𝑯 𝟑O
+
( 𝒍 ) + + 𝑭
-
( 𝒂 𝒒 )𝑲 𝒂 = 
𝑯 𝟑 𝑶
+ . 𝑭 - 
[ 𝑯 𝑭 ]
[ ] [ ]
Neles estão envolvidos tanto a concentração do ácido como a concentração da base. Como já vimos anteriormente, para
determinar o pH de soluções preparadas a partir de ácidos fracos é preciso determinar a concentração de H O . Por isso,
vamos organizar a constante de ionização de modo que [H O ] �que em evidência.
3
+
3
+
𝑯3 𝑶
+ = 𝑲 𝒂 
 [ 𝑯 𝑭 ] 
[ 𝑭 ^ − ][ ]
Como podemos observar nesta equação, a [H O ] em um sistema tampão depende de K , e da razão entre [HF] e [F ].
Se adicionarmos uma base forte a essa solução, os íons OH irão reagir com o HF, que é a espécie ácida do tampão, gerando
H O e F , conforme a reação abaixo:
3
+
a
-
-
2
-
𝑯𝑭 ( 𝒂 𝒒 ) + 𝑶𝑯
-
( 𝒂 𝒒 ) ⇌ 𝑭
−
( 𝒂 𝒒 ) + 𝑯 𝟐𝑶 ( 𝒍 )
O resultado desta reação é:
- Diminuição da concentração de HF 
- Aumento da concentração de F –
Uma adição de íons OH pequena, quando comparada às quantidades dos componentes do tampão, não altera muito a razão
[HF]/[F ]. Como consequência, o pH terá apenas uma pequena elevação.
Por outro lado, à adição de íons H o componente básico do tampão é que vai reagir:
-
-
+
𝑯 +( 𝒂 𝒒 ) + 𝑭
-
( 𝒂 𝒒 ) ⇌ 𝑯𝑭 ( 𝒂 𝒒 ) 
O resultado desta reação é:
- Diminuição da concentração de HF 
- Aumento da concentração de F
Neste caso, a adição de pequenas quantidades de H faz com que o pH do meio tenha somente uma pequena diminuição.
–
+
Atenção
A capacidade de um tampão em manter o pH do meio em uma determinada faixa depende das quantidades de cada um dos
seus componentes.
Determinação do pH de soluções tampão
A determinação do pH de um tampão seguirá o mesmo raciocínio que vimos nos cálculos que envolvem o íon comum. Vamos
usar como modelo um par ácido-base conjugado HA/A , que apresenta o seguinte equilíbrio de ionização:-
𝑯𝑨 ( 𝒂 𝒒 ) + 𝑯 𝟐𝑶
+
( 𝒍 ) ⇌ 𝑯3𝑶
+
( 𝒍 ) + 𝑨
-
( 𝒂 𝒒 )
Para este equilíbrio, temos:
𝑲 𝒂 = 
𝑯 𝟑 𝑶
+ . 𝑨 − 
[ 𝑯 𝑨 ] 
[ ] [ ]
Vamos colocar em evidência [𝐻 𝑂 ], uma vez que é a espécie de interesse:3 +
𝑯 𝟑 𝑶
+ = 𝑲 𝒂 
[𝑯 𝑨 ]
 𝑨 − [ ] [ ]
Até aqui, todos os procedimentos descritos já foram apresentados nesta aula. Entretanto, vamos a uma abordagem um pouco
diferente, aplicando o logaritmo negativo na base 10 em ambos os lados:
−𝒍𝒐𝒈 𝑯 𝟑 𝑶
+ = − 𝐥𝐨 𝐠 𝑲 𝒂 .
 [ 𝑯 𝑨 ] 
𝑨 - 
 [ ] ( [ ] )
Como −𝑙𝑜𝑔 [𝐻 𝑂 ]= 𝑝𝐻 e −𝑙𝑜𝑔 𝐾 = 𝑝𝐾 , temos:3 + 𝑎 𝑎
𝒑𝑯 = 𝒑𝑲 𝒂 − 𝐥𝐨𝐠
[ 𝑯 𝑨 ] 
𝑨 − 
 
[ ]
Inverteremos a razão a �m de tornar o sinal do logaritmo positivo. Logo,
𝒑𝑯 = 𝒑𝑲 𝒂 + 𝐥𝐨𝐠
𝑨 − 
[ 𝑯 𝑨 ] 
[ ]
Esta equação, conhecida como Equação de Henderson – Hasselbalch, é muito aplicada para o cálculo de pH em sistemas
biológicos.
Considerando que as quantidades de base conjugada formada pela ionização do ácido são muito pequenas, podemos aplicar,
na maioria dos casos, as concentrações dos componentes do sistema tampão diretamente na Equação de Henderson-
Hasselbach.
 Veja alguns exemplos
 Clique no botão acima.
Agora, vamos isolar a razão [base]/[ácido conjugado]. Ao passar o logaritmo para o outro lado da igualdade, usamos sua operação
inversa (a exponenciação na base 10):
Veja alguns exemplos
Exemplo 2: Calcule o pH de um tampão formado por ácido benzoico 0,12 M e benzoato de sódio 0,20 M. Dado: K = 6,2
. 10
Solução: Para resolver esta questão vamos aplicar a equação de Henderson-Hasselbalch. O exemplo pede que
calculemos o pH do tampão e fornece os seguintes dados:
[ácido benzóico] = 0,12M 
[benzoato de sódio] = 0,20 M
K = 6,2 . 10  pKa = -log (6,2 . 10 ) = 4,2
Substituindo estes valores na equação, temos:
𝑝𝐻𝐾 𝑎 + log
𝐴 −
[ 𝐻 𝐴 ] = 4, 2 + 𝑙𝑜𝑔
0 , 20
0 , 12 = 4, 2 + log1, 7 = 4, 2 + 0, 23 = 4, 43 
𝑝𝐻=4,43 
 
Atenção: Faça estes cálculos com calma, resolvendo etapa por etapa.
Outro aspecto interessante é que, por meio desta equação, conseguimos prever a razão entre um ácido ou base e seu
par conjugado, quando estiverem em um meio com pH conhecido.
Por exemplo, quando um fármaco, que é uma base fraca, chega ao estômago encontra um ambiente repleto de H , e
suas moléculas serão protonadas (receberão íons H ), formando moléculas do seu ácido conjugado.
Uma vez que o pH do estômago e o pK do ácido conjugado são conhecidos, podemos calcular a razão entre a base e
o ácido conjugado, utilizando a equação de Henderson- Hasselbalch. Veja um exemplo desta abordagem a seguir:
Exemplo 3: A anfetamina é um fármaco com características de base fraca e pK = 3,9. Calcule a razão [base]/[ácido
conjugado] para a anfetamina no estômago. Dado: Considere o pH estomacal = 2,0
Solução: A questão solicita que calculemos a razão [base]/[ácido conjugado] e fornece os seguintes dados:
pH do estômago = 2,0 
pK da anfetamina = 3,9  pK + pK = 14  pK = 14 – 3,9 = 10,1
Aplicando estes valores na equação de Handerson-Hasselbach, obtemos a seguinte expressão:
a
-5
a
-5 -5
[ ]
+
+
a
b
b b a a
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾 𝑎 + log
[ 𝑏 𝑎 𝑠 𝑒 ]
[á 𝑐 𝑖 𝑑 𝑜 𝑐 𝑜 𝑛 𝑗 𝑢 𝑔 𝑎 𝑑 𝑜 ] 2, 0 = 10, 1 + log
[ 𝑏 𝑎 𝑠 𝑒 ]
[á 𝑐 𝑖 𝑑 𝑜 𝑐 𝑜 𝑛 𝑗 𝑢 𝑔 𝑎 𝑑 𝑜 ] log
[ 𝑏 𝑎 𝑠 𝑒 ]
[á 𝑐 𝑖 𝑑 𝑜 𝑐 𝑜 𝑛 𝑗 𝑢 𝑔 𝑎 𝑑 𝑜 ] = 2, 0 − 10 
Esse resultado nos mostra que, no estômago, para cada 1 unidade de concentração molar da base, haverá 10 unidades de
concentração molar do seu ácido conjugado. Isso signi�ca que praticamente todas as moléculas de anfetamina reagem com os
íons H do estômago, sendo transformadas no seu ácido conjugado.
Vamos agora entender o que acontece com pH do tampão se forem adicionadas quantidades de H e OH .
Você deve saber que a reação entre ácidos fortes e bases fracas, e entre bases fortes e ácidos fracos, é praticamente completa, ou
seja, os reagentes são consumidos quase que totalmente.
Com isso, dentro dos limites da capacidade tamponante do sistema tampão, todo íon H e OH adicionado será neutralizado pelos
componentes do tampão.
Retomando o exemplo do tampão HF/F , se uma base forte é adicionada, o ácido HF consome os íons OH-, gerando água e a base
conjugada F . Com isso, a concentração do componente ácido (que reagiu) diminui e a concentração do componente básico (que é
formado) aumenta.
Por outro lado, se um ácido forte é adicionado, será consumido pelo componente básico F , gerando o ácido HF. Ou seja, a
concentração da base F- (que reage) diminui, enquanto a concentração do ácido HF aumenta.
Uma vez de�nido este raciocínio, podemos estabelecer algumas etapas para analisar a resposta do sistema tampão às adições de
ácidos e bases fortes, quantitativamente.
Exemplo: Um tampão é composto, para cada 1L de solução, por 0,300 mol de HF e 0,300 mol de NaF. Dado: pK do HF = 3,10
a) Calcule o pH inicial da solução 
b) Calcule o pH dessa solução após 10,0 mL de NaOH 4,00 M
c) Calcule o pH dessa solução após 10,0 mL de HCl
Solução:
a) Para calcular o pH do tampão, utilizaremos a equação de Handerson-Hasselbalch
b) Para determinar o pH depois da adição de NaOH, precisamos calcular as novas concentrações dos componentes do tampão. 
Vamos escrever a reação de neutralização da base forte com o HF:
𝐻𝐹 𝑂𝐻 ⇌ 𝐹 + 𝐻 𝑂
Em seguida, vamos calcular a quantidade de mols de OH adicionados. Para isso, vamos multiplicar a concentração da solução de
NaOH pelo volume, em litros.
 [ 𝑏 𝑎 𝑠 𝑒 ]
[á 𝑐 𝑖 𝑑 𝑜 𝑐 𝑜 𝑛 𝑗 𝑢 𝑔 𝑎 𝑑 𝑜 ] = 10
− 8 =
1
108 
8
+
+ -
+ -
-
-
-
a
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾 𝑎 + log
[ 𝑏 𝑎 𝑠 𝑒 ]
[á 𝑐 𝑖 𝑑 𝑜 𝑐 𝑜 𝑛 𝑗 𝑢 𝑔 𝑎 𝑑 𝑜 ] 𝑝𝐻 = 3, 10 + log
0 , 300
0 , 300 = 3, 10 + log1 𝑝𝐻 = 3, 10 + 0 = 𝟑, 𝟏𝟎
+
(𝑎𝑞)
−
(𝑎𝑞)
−
(𝑎𝑞) 2 (𝑙)
-
𝑛 =𝑀 . 𝑉 = 4,00 . 0,0100=0,0400 𝑚𝑜𝑙
Se foram adicionados 0,080 mol de NaOH, a mesma quantidade de HF foi consumida pois, de acordo com a reação de
neutralização, 1 mol de OH reage com 1 mol de HF. Logo, após a adição:
Uma vez que o constituinte ácido do tampão é consumido, a mesma quantidade da sua base conjugada é formada. Assim, a
quantidade �nal de F- será o somatório do número de mols iniciais e do número de mols formados a partir da reação de
neutralização dos íons OH . Logo,
Agora que já sabemos as concentrações dos componentes do tampão após a adição de base, podemos calcular o pH da solução:
a) Para resolver este item, vamos executar exatamente as mesmas etapas descritas no item a. Mas, antes, precisamos escrever a
reação de neutralização que acontece entre a base do tampão (F ) e os íons H :
- Cálculo da quantidade de H adicionado: 𝑛 =𝑀 . 𝑉 = 4,00 . 0,0100=0,040 𝑚𝑜𝑙
p- Cálculo da concentração de F após adição do ácido forte:
𝑂𝐻 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑁𝑎𝑂𝐻
-
[𝐻𝐹] 𝑎 𝑝ó 𝑠 𝑎 𝑎 𝑑 𝑖 çã𝑜 = 
𝑛 𝑖 𝑛 𝑖 𝑐 𝑖 𝑎 𝑙 − 𝑛 𝑐 𝑜 𝑛 𝑠 𝑢 𝑚 𝑖 𝑑 𝑜 
𝑉 𝑖 𝑛 𝑖 𝑐 𝑖 𝑎 𝑙 + 𝑉 𝑎 𝑑 𝑖 𝑐 𝑖 𝑜 𝑛 𝑎 𝑑 𝑜 
 [𝐻𝐹] 𝑎 𝑝ó 𝑠 𝑎 𝑎 𝑑 𝑖 çã𝑜 = 
( 0 , 300 − 0 , 0400 )
1 , 00 + 0 , 0100 = 
 0 , 260
1 , 01 = 0, 257 𝑀
( )
-
[𝐹  ]𝑎𝑝ó𝑠 𝑎 𝑎𝑑𝑖çã𝑜=  (𝑛 − 𝑛  )  𝑉 + 𝑉  [𝐹- ]𝑎𝑝ó𝑠 𝑎 𝑎𝑑𝑖çã𝑜=  (0,300+0,0400)1,00+0,0100=  0,3041,01=0,301 𝑀- 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑎𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑑𝑜
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾 𝑎 + log
[ 𝑏 𝑎 𝑠 𝑒 ]
[á 𝑐 𝑖 𝑑 𝑜 𝑐 𝑜 𝑛 𝑗 𝑢 𝑔 𝑎 𝑑 𝑜 ] 𝑝𝐻 = 3, 10 + log
0 , 301
0 , 257 = 3, 10 + log1, 17 𝑝𝐻 = 3, 10 + 0, 0686 = 𝟑, 𝟏7
- +
𝐻 +( 𝑎 𝑞 ) + 𝐹
-
( 𝑎 𝑞 ) ⇌ 𝐻𝐹 ( 𝑎 𝑞 )
+
𝐻 𝑎𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑑𝑜𝑠+ 𝐻𝐶𝑙 𝐻+
-
- Cálculo da concentração de HF após adição do ácido forte:
- Cálculo do pH da solução tampão utilizando as novas concentrações de F:
Analisando este exemplo, é importante perceber que:
- A variação é bastante pequena, o que mostra a capacidade do tampão de evitar mudanças bruscas de pH se houver aumento da
concentração de ácido ou base forte ao meio; 
- A adição de H faz com que o pH do tampão diminua, pois aumenta a quantidade do componente ácido e reduz a quantidade do
componente básico do tampão. Logo, a razão [𝑏𝑎𝑠𝑒 ]⁄[á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜] diminui;
- A adição de OH faz com que o pH do tampão aumente, pois eleva a quantidade do componente básico e diminuia quantidade do
componente ácido do tampão. Logo, a razão [𝑏𝑎𝑠𝑒 ]⁄[á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜] aumenta.
𝑛𝐻 + 𝑎 𝑑 𝑖 𝑐 𝑖 𝑜 𝑛 𝑎 𝑑 𝑜 𝑠 = 𝑛 𝐹 - 𝑐 𝑜 𝑛 𝑠 𝑢 𝑚 𝑖 𝑑 𝑜 𝑠 𝐹
− 𝑎 𝑝ó 𝑠 𝑎 𝑎 𝑑 𝑖 çã𝑜 = 
 𝑛 𝑖 𝑛 𝑖 𝑐 𝑖 𝑎 𝑙 − 𝑛 𝑐 𝑜 𝑛 𝑠 𝑢 𝑚 𝑖 𝑑 𝑜 
𝑉 𝑖 𝑛 𝑖 𝑐 𝑖 𝑎 𝑙 + 𝑉 𝑎 𝑑 𝑖 𝑐 𝑖 𝑜 𝑛 𝑎 𝑑 𝑜
 𝐹 − 𝑎 𝑝ó 𝑠 𝑎 𝑎 𝑑 𝑖 çã𝑜 = 
( 0 , 300 −
1 , 00 +[ ] ( ) [ ]
[HF ] 𝑎 𝑝ó 𝑠 𝑎 𝑎 𝑑 𝑖 çã𝑜 = ( 𝑛
− 𝑛  )𝑉  +𝑉   [HF]𝑎𝑝ó𝑠 𝑎 𝑎𝑑𝑖çã𝑜=  (0,300+0,0400)1,00+0,0100=  0,3041,01=0,301 𝑀𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑎𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑑𝑜
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾 𝑎 + log
[ 𝑏 𝑎 𝑠 𝑒 ]
[á 𝑐 𝑖 𝑑 𝑜 𝑐 𝑜 𝑛 𝑗 𝑢 𝑔 𝑎 𝑑 𝑜 ] 𝑝𝐻 = 3, 10 + log
0 , 257
0 , 301 = 3, 10 + log0, 854 𝑝𝐻 = 3, 10 + - 0, 068 = 3, 03( )
+
-
Características e aplicações
A funcionalidade dos sistemas tampão está relacionada diretamente a duas propriedades bastante importantes:
1
A capacidade tamponante
2
A faixa de pH
Denominamos de capacidade tamponante a quantidade de ácido forte e base forte que um tampão é capaz de neutralizar
antes que o pH sofra abruptas variações. Por esse motivo, esta característica depende da quantidade de ácido e base
conjugada que será utilizada para preparar a solução tampão.
Duas soluções tampão, do mesmo par ácido-base conjugado, podem ter o mesmo pH e capacidades tamponantes diferentes.
Exemplo
Por exemplo, os pH para duas soluções tampão sendo uma formada por 0,1M de ácido �uorídrico (HF) e 0,1M de �uoreto de
sódio (NaF), e a outra formada por 1 M de ácido �uorídrico e 1M de �uoreto de sódio, são iguais. Porém, a segunda solução
tem uma capacidade tamponante maior, pois apresenta maior concentração dos componentes do tampão.
A faixa de pH corresponde ao intervalo em que o tampão funciona adequadamente. Geralmente, as concentrações do ácido e
da base conjugada em um tampão são próximas para que a e�cácia do sistema em resistir às variações de pH sejam
equivalentes em ambas as direções.
A condição ideal para qualquer sistema tampão é quando as quantidades dos seus componentes são iguais, o pH do tampão é
igual ao pK do ácido. Por exemplo, se o pK do ácido acético é 4,74, para um tampão ácido acético (CH COOH)/acetato
(CH COO ) em que as concentrações de ambos os componentes são 0,2M, teremos:
a a 3
3
-
𝒑𝑯 = 𝟒, 𝟕𝟒 + 𝒍𝒐𝒈
𝟎 , 𝟐
𝟎 , 𝟐 = 𝟒, 𝟕𝟒 + 𝒍𝒐𝒈𝟏 𝒑𝑯 = 𝟒, 𝟕𝟒 + 𝟎 = 𝟒, 𝟕𝟒
Sempre que possível, nossa primeira escolha deve ser o tampão cujo pK do
componente ácido seja próximo do pH desejado. Quando um componente
do tampão é mais do que 10 vezes maior que o outro componente, o tampão
é pouco e�ciente. Como o log de 10 = 1, geralmente, as faixas de pH do
sistema tampão são determinadas por pH = pK ± 1. Ou seja, a faixa de pH
para o tampão (CH COOH)/acetato (CH COO ) que calculamos
anteriormente é 4,74±1.
a
a
3 3
-
Atividades
1. Analise as a�rmativas abaixo:
I. A força da ligação H – X depende diretamente da eletronegatividade de X; 
II. O HCl é um ácido mais forte do que o HBr, pois a ligação H – Br é mais forte do que a ligação H – C;
III. O CH não se comporta como ácido em meio aquoso, pois a ligação C – H é apolar;
IV. No composto CaH , o hidrogênio é o elemento mais eletronegativo e, por isso, apresenta carga negativa.
É correto o que se a�rma em:
4
2
a) I e III
b) III e IV
c) I e II
d) I, II e IV
e) II, III e IV
2. A constante de ionização da amônia, NH , em solução 1 mol/L a 20°C é 1,6 x 10 . O grau de ionização da amônia, nesta
temperatura, é, aproximadamente, igual a:
3
-5
a) 0,012%
b) 0,16 %
c) 0,0020%
d) 0,40%
e) 0,0080%
Notas
Título modal 1
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Referências
BROWN T L et al Química: A Ciência Central 13 ed São Paulo: Pearson Education do Brasil 2015
BROWN, T.L. et al. Química: A Ciência Central. 13.ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2015.
HAGE, D.S.; CARR, J.D. Química analítica e análise quantitativa. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2012.
KOTZ, J.C. et al. Química Geral e Reações Químicas. São Paulo: Cengage Learning, 2016.
SKOOG, D.A. et al. Fundamentos de Química Analítica, 9.ed. São Paulo: Cengage Learning, 2015.
SOLOMONS, T.W.G. Química Orgânica. 10.ed. Rio de Janeiro: LTC, 2012. Disponível em:
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/books/978-85-216-2261-1. Acesso em 12 ago. 2020.
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