EXPERIMENTO 03 - PREPARAÇÃO DE SOLUÇÃO TAMPÃO

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
CAMPUS I 
CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE 
CURSO DE BACHARELADO EM FARMÁCIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MISAEL DE AZEVEDO TEOTÔNIO CAVALCANTI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 03: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAMPINA GRANDE 
2019 
1 
 
 UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA 
CAMPUS I 
CENTRO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS E DA SAÚDE 
 
 
 
 
 
 
 
MISAEL DE AZEVEDO TEOTÔNIO CAVALCANTI 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 03: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
 
 
 
 
 
 
Atividade apresentada como exigência de 
avaliação do componente curricular Química 
Analítica Experimental, ministrado pela 
professora Márcia Izabel Cirne França. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAMPINA GRANDE 
2019 
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1 INTRODUÇÃO 
 
Os sistemas-tampão servem para impedir grandes variações de pH quando são 
adicionados ácidos ou bases ao meio. No organismo do ser humano, existem tampões que 
mantêm o pH sanguíneo muito próximo a 7,4, dentre os quais se destacam o fosfato, as proteínas 
e o bicarbonato. Porém, o efeito tamponante do fosfato e das proteínas é mais discreto, pois sua 
faixa de pH é mais distante do valor de 7,4. Já o bicarbonato, em conjunto com a hemoglobina, 
presente nas hemácias, forma o principal sistema tampão do sangue, pela manutenção do pH 
fisiológico, imprescindível para o correto funcionamento de funções vitais. 
Nos tecidos, o gás carbônico gerado pelo metabolismo das células se difunde para as 
hemácias, onde reage com a água, em uma reação catalisada pela enzima anidrase carbônica, e 
produz um ácido fraco, o ácido carbônico, o qual se dissocia em HCO3- (íon bicarbonato) e H+. 
Essas reações explicam o porquê do aumento na concentração do CO2 provocar uma redução 
do pH sanguíneo, uma vez que há a produção de íons H+. Assim, quando há esse aumento na 
acidez do sangue, juntamente com uma baixa pressão de oxigênio nos tecidos, as hemoglobinas 
se dissociam do O2, liberando-o, e captam os íons H+, impedindo a variação do pH. 
𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻2𝐶𝑂3 ↔ 𝐻𝐶𝑂3
− + 𝐻+ 
Já nos pulmões, há uma alta pressão causada pelo oxigênio e, com isso, a hemoglobina 
se encontra mais oxigenada. Por isso, os prótons H+ são liberados pela hemoglobina, corrigindo 
o pH, que tenderia a se elevar, pois, devido à baixa pressão de CO2 nos alvéolos pulmonares, o 
gás carbônico é eliminado na atmosfera, o que diminui sua concentração no equilíbrio da reação 
com a água. Com essa concentração reduzida de CO2, os íons H+ e HCO3– são consumidos para 
formar mais CO2, numa tentativa de compensar essa redução (deslocamento do equilíbrio ou 
princípio de Le Châtelier)1. 
Dessa forma, o presente experimento tem como finalidade a preparação e a análise de 
uma solução tampão, utilizando um ácido fraco e um sal derivado desse ácido, com um pH 
equivalente a 4, o qual será medido por meio de um pHmetro. 
 
 
 
3 
 
2 FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
As soluções-tampão são soluções reguladoras (buffer solution) preparadas com um ácido 
fraco e seu respectivo sal ou com uma base fraca e seu sal que têm uma determinada resistência 
à adição de ácidos ou álcalis (substâncias de caráter alcalino) ao meio, isto é, apresentam uma 
resistência a variações de pH. Dessa forma, as soluções-tampão podem ser divididas em tampão 
ácido e tampão básico. 
O tampão ácido é composto genericamente por um ácido fraco HX, o qual, por ser fraco, 
tende a se manter em sua forma molecular e, por isso, se dissocia pouco; bem como um sal 
derivado desse ácido, representado por MX, o qual se dissocia quase que completamente, 
gerando os íons M+ e X–. 
𝐻𝑋 ↔ 𝐻+ + 𝑋− 
𝑀𝑋 ↔ 𝑀+ + 𝑋− 
Assim, quando são adicionadas pequenas quantidades de ácidos fortes, há um aumento 
na concentração de íons H+, os quais reagem com os ânions X–, provenientes da dissociação do 
sal, para produzir o ácido HX, que, por ser fraco, tende a permanecer em forma de molécula, 
impedindo uma diminuição do pH. 
𝐻+ + 𝑋− ↔ 𝐻𝑋 
Já para o caso da adição de bases fortes, há um aumento na concentração de hidroxilas, 
as quais reagem com o ácido fraco e produzem o íon X– e água, evitando uma elevação do pH. 
𝑂𝐻− + 𝐻𝑋 ↔ 𝐻2𝑂 + 𝑋
− 
Nesse caso, o pH pode ser calculado através da seguinte equação: 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 
 
Equação 1 
na qual, 𝑝𝐾𝑎 se relaciona com a constante de dissociação do ácido fraco, 𝐶𝑠 corresponde à 
concentração do sal e 𝐶𝑎 equivale à concentração do ácido fraco. 
O tampão básico, por sua vez, contém uma base fraca, representada por MOH, a qual, por 
ser fraca, tende a se manter em sua forma molecular e, com isso, se dissocia pouco; e um sal 
derivado dessa base, MA, o qual se dissocia quase totalmente em M+ e A–. 
4 
 
𝑀𝑂𝐻 ↔ 𝑀+ + 𝑂𝐻− 
𝑀𝐴 ↔ 𝑀+ + 𝐴− 
Assim, quando são adicionadas pequenas quantidades de ácidos fortes, há um aumento 
na concentração de íons H+, os quais reagem com a base fraca para produzir o ânion A– e água, 
impedindo uma diminuição do pH. 
𝐻+ + 𝑀𝑂𝐻 ↔ 𝐻2𝑂 + 𝑀
+ 
Já para o caso da adição de bases fortes, há um aumento na concentração de hidroxilas, 
as quais reagem com os cátions M+, provenientes da dissociação do sal, e geram a base MOH, 
a qual, por ser fraca, tende a se manter em sua forma de molécula, evitando um aumento do pH. 
𝑀+ + 𝑂𝐻− ↔ 𝑀𝑂𝐻 
Para esse caso, o pH pode ser calculado utilizando a equação a seguir: 
𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝐾𝑏 − log
𝐶𝑠
𝐶𝑏
 
 
Equação 2 
na qual, 𝑝𝐾𝑏 se relaciona com a constante de dissociação da base fraca, 𝐶𝑠 corresponde à 
concentração do sal e 𝐶𝑏 equivale à concentração da base fraca
2. 
 
3 MATERIAIS E REAGENTES
 Balança Analítica. 
 Balão Volumétrico. 
 Bastão de Vidro. 
 Bécker. 
 Espátula. 
 Pipeta. 
 pHmetro. 
 Acetato de Sódio. 
 Ácido Acético
 
 
 
 
 
5 
 
4 METODOLOGIA EXPERIMENTAL 
 
Inicialmente, foi preparada uma solução de 250 mL de ácido acético a 0,2 M, a partir do 
reagente PA. Para isso, foi retirado um pequeno volume deste, utilizando uma pipeta, dentro de 
uma capela. Em seguida, esse volume de ácido foi introduzido em um balão volumétrico de 250 
mL, o qual já apresentava uma pequena quantidade de água e foi completado com água destilada 
até o traço de aferição, homogeneizando-o logo depois. 
Posteriormente, foi escolhido o volume de 50 mL de ácido acético para o preparo de 100 
mL de uma solução tampão com pH equivalente a 4. Assim, esse volume foi inserido em um 
balão volumétrico de 100 mL, o qual foi preenchido até atingir a marca de aferição com água 
destilada. Após isso, foi pesada uma massa de sal que promoveria um pH igual a 4 juntamente 
com a solução de ácido acético já preparada, com o auxílio de uma balança analítica, uma 
espátula e um bécker. Subsequentemente, essa massa foi introduzida no balão volumétrico que 
continha a solução de ácido acético e foram feitas lavagens no bécker para retirar a maior parte 
do sal preso às paredes desse recipiente. 
Por fim, o pH da solução tampão já preparada com a adição do sal ao ácido acético contido 
no balão volumétrico foi medido através de um pHmetro, bem como a temperatura ambiente 
no momento da medição. Para isso, foi necessário inserir essa solução em um bécker limpo bem 
como lavar o eletrodo e o termopar do pHmetro, secando-os gentilmente, para não danificar o 
aparelho. Em seguida, o termopar foi introduzido e o eletrodo posicionado centralmente dentro 
da solução tampão, para que as paredes do bécker não influenciassem no cálculo do pH. Ao 
final, a solução tampão preparada foi descartada em um local apropriado e comparou-se o valor 
do pH medido pelo pHmetro com o pH teórico já calculado, analisando o erro experimental. 
 
 
 
 
 
 
6 
 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Solução Tampão Ácida (Ácido Acético e Acetato de Sódio) 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐻+ (𝑫𝒊𝒔𝒔𝒐𝒄𝒊𝒂çã𝒐 𝒅𝒐 Á𝒄𝒊𝒅𝒐) 
𝑁𝑎𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 ↔ 𝑁𝑎
+ + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− (𝑫𝒊𝒔𝒔𝒐𝒄𝒊𝒂çã𝒐 𝒅𝒐 𝑺𝒂𝒍) 
𝐻+ + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 (𝑨𝒅𝒊çã𝒐 𝒅𝒆 Á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝑭𝒐𝒓𝒕𝒆) 
𝑂𝐻− + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 ↔ 𝐻2𝑂 + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− (𝑨𝒅𝒊çã𝒐 𝒅𝒆 𝑩𝒂𝒔𝒆 𝑭𝒐𝒓𝒕𝒆) 
Como o ácido acético (𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻) é um ácido fraco, ele prefere se manter em sua forma 
molecular, dissociando-se pouco, e, por isso, tem uma alta concentração, enquanto o acetato de 
sódio (𝑁𝑎𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂), por ser um sal, se dissocia quase totalmente e, com isso, os ânions acetato 
(𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−) estão em uma concentração elevada. Dessa forma, com a adição de um ácido forte, 
a grande quantidade de 𝐻+, produzida pela dissociação do ácido, reage com os ânions acetato, 
provenientes do acetato de sódio, produzindo o ácido acético, que permanece em sua forma 
molecular mais do que se dissocia, mantendo o pH praticamente inalterado. Já com a introdução 
de uma base forte, a alta concentração de hidroxilas, devido à dissociação da base, reage com 
o ácido acético, que está em grandes concentrações na solução, uma vez que é fraco, produzindo 
água e ânions acetato, de forma a manter o pH relativamente constante. 
 
Solução Tampão Básica (Hidróxido de Amônio e Cloreto de Amônio) 
𝑁𝐻4𝑂𝐻 ↔ 𝑁𝐻4
+ + 𝑂𝐻− (𝑫𝒊𝒔𝒔𝒐𝒄𝒊𝒂çã𝒐 𝒅𝒂 𝑩𝒂𝒔𝒆) 
𝑁𝐻4𝐶𝑙 ↔ 𝑁𝐻4
+ + 𝐶𝑙− (𝑫𝒊𝒔𝒔𝒐𝒄𝒊𝒂çã𝒐 𝒅𝒐 𝑺𝒂𝒍) 
𝐻+ + 𝑁𝐻4𝑂𝐻 ↔ 𝐻2𝑂 + 𝑁𝐻4
+ (𝑨𝒅𝒊çã𝒐 𝒅𝒆 Á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝑭𝒐𝒓𝒕𝒆) 
𝑂𝐻− + 𝑁𝐻4
+ ↔ 𝑁𝐻4𝑂𝐻 (𝑨𝒅𝒊çã𝒐 𝒅𝒆 𝑩𝒂𝒔𝒆 𝑭𝒐𝒓𝒕𝒆) 
Como o hidróxido de amônio (𝑁𝐻4𝑂𝐻) é uma base fraca, ele prefere se manter em sua 
forma molecular, dissociando-se pouco, e, por isso, tem uma alta concentração, enquanto o 
cloreto de amônio (𝑁𝐻4𝐶𝑙), por ser um sal, se dissocia quase totalmente e, com isso, os cátions 
amônio (𝑁𝐻4
+) estão em uma concentração elevada. Dessa forma, com a adição de um ácido 
forte, a grande quantidade de 𝐻+, produzida pela dissociação do ácido, reage com o hidróxido 
7 
 
de amônio, que está em grandes concentrações na solução, por ser fraco, gerando água e íons 
amônio e mantendo o pH praticamente inalterado. Já com a introdução de uma base forte, a alta 
concentração de hidroxilas, devido à dissociação da base, reage com os cátions amônio, 
provenientes do cloreto de amônio, produzindo hidróxido de amônio, que, por ser uma base 
fraca, se mantém em sua forma molecular e dissocia-se pouco, de forma a manter o pH 
relativamente constante. 
 
Tabela 1 – Erros Experimentais para o pH das Soluções Tampão Ácidas e Básicas 
Solução pH teórico pH experimental Erro (%) 
Misael 4,0 3,96 1% 
Karen 5,0 5,10 2% 
Walisson 6,0 6,31 5,167% 
 Eduarda 8,0 7,89 1,375% 
Lorrane 9,0 8,77 2,55% 
Flávia 10,0 9,66 3,4% 
 
Através da análise da tabela, é possível perceber que os pHs experimentais encontrados 
têm valores muito próximos aos pHs teóricos e, por isso, nota-se que o experimento foi 
conduzido de forma bastante adequada, com pequenos erros experimentais. Estes podem ser 
explicados por possíveis falhas de leitura dos pHmetros, limpeza grosseira dos eletrodos, 
pesagem de uma massa diferente da desejada para a concentração esperada, pipetagem de 
volume distinto do desejado para produzir a concentração necessária, homogeneização 
insuficiente, medida equivocada do traço de aferição do balão volumétrico, calibração 
inadequada tanto do pHmetro como da balança analítica, uso de reagentes que ultrapassaram 
seu prazo de validade, entre outros possíveis motivos. Além disso, há o fato de que as 
substâncias utilizadas não são padrão primário e, para encontrar exatamente a concentração 
desejada, deveriam ser padronizadas, o que altera o valor do pH, e a ausência da utilização da 
estufa para secar os sais também é um fator importante a se discutir, pois é fundamental para 
retirar a umidade absorvida do ar, uma vez que são compostos bastante higroscópicos, antes de 
utilizá-los no preparo das soluções-tampão. 
 
8 
 
6 CONCLUSÕES 
 
Portanto, foram preparadas soluções-tampão ácidas, utilizando ácido acético e acetato de 
sódio, visando determinar pHs de 4, 5 e 6, bem como soluções-tampão básicas, usando 
hidróxido de amônio e cloreto de amônio, tendo como objetivo encontrar pHs de 8, 9 e 10. Com 
o pHmetro, foram medidos os pHs experimentais dessas soluções-tampão, encontrando os 
valores de 3,96, 5,10, 6,31, 7,89, 8,77 e 9,66 para, respectivamente, as soluções de Misael, 
Karen, Walisson, Eduarda, Lorrane e Flávia. A partir desses valores, foi feita uma análise 
comparativa entre os pHs teóricos e experimentais das soluções-tampão preparadas, 
determinando os erros experimentais de 1%, 2%, 5,167%, 1,375%, 2,55% e 3,4%, 
respectivamente. 
 
REFERÊNCIAS 
 
1 MARZOCCO, TORRES, Bioquímica Básica. 2ª Edição, Editora Guanabara Koogan, Rio de 
Janeiro-RJ, 1999. 4, 9, 46 p. 
2 VOGEL, Química Analítica Qualitativa. 1ª Edição, Editora Mestre Jou, São Paulo-SP, 1981. 
51-60 p. 
 
ANEXOS 
 
1) Cálculo da Molaridade do Reagente PA: 
Título ou Teor: 𝜏 = 99,7% = 0,997 
Massa ou Peso Molecular: 𝑀𝑀1 = 60,05 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
Densidade: 𝑑 = 1,049
𝑔
𝑚𝐿
= (1,049
𝑔
𝑚𝐿
) . (
1000 𝑚𝐿
1 𝐿
) = 1049 𝑔/𝐿 
𝑀 =
𝐶
𝑀𝑀1
=
𝑑. 𝜏
𝑀𝑀1
=
(1049
𝑔
𝐿
) . (0,997)
60,05
𝑔
𝑚𝑜𝑙
→ 𝑴 ≅ 𝟏𝟕, 𝟒𝟏𝟔𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
9 
 
2) Diluição do Ácido Acético para o Cálculo do Volume do Reagente PA: 
Molaridade Inicial: 𝑀1 = 17,4164 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Molaridade Desejada: 𝑀2 = 0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Volume Desejado: 𝑉2 = 250 𝑚𝐿 
𝑀1𝑉1 = 𝑀2𝑉2 → (17,4164
𝑚𝑜𝑙
𝐿
) . 𝑉1 = (0,2
𝑚𝑜𝑙
𝐿
) . (250 𝑚𝐿) → 𝑽𝟏 = 𝟐, 𝟗 𝒎𝑳 
 
3) Diluição do Ácido Acético para o Volume Escolhido: 
Volume Escolhido: 𝑉1 = 50 𝑚𝐿 
Molaridade Inicial: 𝑀1 = 0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Volume Desejado: 𝑉2 = 100 𝑚𝐿 
𝑀1𝑉1 = 𝑀2𝑉2 → (0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿). (50 𝑚𝐿) = 𝑀2 . (100 𝑚𝐿) → 𝑴𝟐 = 𝟎, 𝟏 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
4) Cálculo da Concentração do Acetato de Sódio: 
pH: 𝑝𝐻 = 4,0 
pKa: 𝑝𝐾𝑎 = − log 1,75. 10
−5 
Concentração do Ácido: 𝐶𝑎 = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Utilizando a Equação 1, pode-se determinar a seguinte concentração do sal: 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log
𝐶𝑠
𝐶𝑎
→ 4,0 = − log 1,75. 10−5 + log
𝐶𝑠
0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿
 
4,0 = − log 1,75. 10−5 + log 𝐶𝑠 − log 0,1
𝑚𝑜𝑙
𝐿
→ 𝑪𝒔 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟕𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
5) Cálculo da Massa do Acetato de Sódio: 
𝑀 = 𝐶𝑠 =
𝑛1
𝑉
=
𝑚1
𝑀𝑀1 . 𝑉
→ 𝑚1 = 𝑀. 𝑀𝑀1 . 𝑉 = (0,0175
𝑚𝑜𝑙
𝐿
) . (82,03
𝑔
𝑚𝑜𝑙
) . (0,1 𝐿) 
𝒎𝟏 ≅ 𝟎, 𝟏𝟒𝟑𝟔 𝒈 
6) Cálculo da Massa do Acetato de Sódio PA: 
Título ou Teor: 𝜏 = 99,0% = 0,99 
𝜏 =
𝑚1
𝑚
→ 𝑚 =
𝑚1
𝜏
=
0,1436 𝑔
0,99
→ 𝒎 ≅ 𝟎, 𝟏𝟒𝟓𝟏 𝒈