Solução Tampão

Solução Tampão

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Introdução

O tipo mais importante de solução mista é a solução tampão, uma solução em que o pH tende a permanecer o mesmo, ou pelo menos não se altera apreciavelmente após a adição de bases ou de ácidos fortes (ATKINS, JONES, 2006) (ROZENBERG, 2002). Em uma solução tampão existe um ácido mais a sua própria base conjugada, em concentrações aproximadamente iguais (RUSSEL, 1994). O ácido e a base estabelecem um equilíbrio químico, conforme representado a seguir, citando como exemplo o tampão de bicarbonato:

H2CO3 (aq) + H2O (l) H3O+(aq) + HCO3-(aq)

Quando se adiciona um ácido à solução, os prótons nele contidos tendem a se direcionar aos íons HCO3-, formando moléculas de H2CO3, mantendo o pH da solução próximo da neutralidade; quando se adiciona uma base, os íons OH- removem um dos prótons do H2CO3, formando íons HCO3- e água, o que mantém o pH da solução também próximo da neutralidade.

Um tampão ácido é uma solução aquosa de um ácido fraco e sua base conjugada na forma de sal. Ele estabiliza soluções no lado ácido da neutralidade, ou seja, soluções com pH<7 (ATKINS, JONES, 2006). Um exemplo de tampão ácido é uma solução de ácido acético e acetato de sódio, que, da mesma maneira que o exemplo já citado anteriormente, estabelece um equilíbrio químico, da seguinte maneira:

CH3COOH (aq) + H2O(l)  H3O +(aq) + CH3COO-(aq)

Quando se adiciona um ácido, os prótons se ligam aos íons CH3COO-, formando moléculas de CH3COOH; quando uma base é adicionada à solução, os íons OH- retiram o próton do ácido, formando íons CH3COO-. Desta forma, a solução sempre permanece em uma faixa de pH quase que constante, podendo variar em quantidades muito pequenas (ATKINS, JONES, 2006).

Já um tampão básico é uma solução aquosa de uma base fraca com o seu ácido conjugado na forma de sal. Ele estabiliza soluções no lado básico da neutralidade, ou seja, soluções com pH>7 (ATKINS, JONES, 2006). Um exemplo de tampão básico é uma solução de amônia e de cloreto de amônio:

NH3 (aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH- (aq)

Quando se adiciona um ácido, os prótons fornecidos ligam-se às moléculas de NH3, formando íons NH4+; quando uma base é adicionada, os íons OH- retiram prótons do NH4+, formando moléculas de NH3.

Um tampão sempre contém duas partes, de modo que ele possa neutralizar tanto um ácido quanto uma base. Desta forma, seguindo o princípio de equilíbrio de Le Chatelier, quando um ácido ou base é adicionado, o equilíbrio é deslocado, fazendo com que a solução permaneça em relativa neutralidade.

As soluções tampão também regulam o funcionamento do corpo humano. Para que o corpo funcione corretamente, o pH dos fluídos deve ser mantido dentro de certos limites bem próximos. O pH do sangue, por exemplo, deve ficar entre 7,35 e 7,45. Para controlar o pH sanguineo, o principal tampão utilizado pelo organismo é o tampão de bicarbonato. Se uma base entra no sangue, os íons OH-reagem com a parte ácida do tampão; se um ácido entra no sangue, os íons H+ reagem com a parte básica, sempre mantendo o pH em uma faixa muito restrita (UCKO, 1992).

Também em reações industriais e processos laboratoriais as soluções tampão são utilizadas para manter o pH constante, quando necessário (UCKO, 1992).

Para calcular o pH de uma solução tampão, deve-se primeiramente identificar o ácido e a base conjugados, e conhecer o  (constante de equilíbrio ácido) do ácido:

Esta é a relação de Henderson-Hasselbalch, que representa a condição de equilíbrio m forma logarítmica (RUSSEL, 1994).

Se for adicionada uma base ao sistema, a concentração da base deve ser somada à concentração da base do tampão e subtraída da concentração do ácido; se for adicionado um ácido, a concentração do ácido deve ser somada à concentração do ácido do tampão e subtraída da base.

Objetivos

Compreender o funcionamento de uma solução tampão e aprender a calcular a variação de pH em uma solução tampão após a adição de um ácido ou de uma base.

Procedimento Experimental

  1. Materiais utilizados

- Balão volumétrico de 100 ml;

- Água destilada;

- NaOH 0,01 mol/L;

- HCl 0,01 mol/L;

- Acetato de sódio;

- Pipeta graduada;

- Balança semi-analítica;

- Espátula;

- Béqueres;

- Bastão de vidro;

- Conta-gotas;

- Papel indicador de pH.

  1. Procedimento

Para preparar a solução tampão, primeiramente foram calculadas as quantidades de ácido acético e de acetato de sódio necessárias para o preparo de 100 ml de uma solução com concentração de 1 mol/L, dada a massa molar do acetato de sódio e a densidade do ácido acético.

Em seguida, usando-se a pipeta, mediu-se o volume necessário de ácido acético e transferiu-se para o balão volumétrico. Então, a massa de acetato de sódio necessária foi medida utilizando-se a balança e um béquer limpo e seco, para acondicionar o acetato de sódio durante a pesagem. Após, dissolveu-se o acetato de sódio em uma pequena quantidade de água, misturando-se com o bastão de vidro, e transferiu-se a solução formada para o balão volumétrico, completando-se o volume do balão com água destilada e agitando-se o conteúdo para a dissolução completa das substâncias.

Feito isso, a solução foi dividida em dois béqueres, e, como o papel indicador, mediu-se o pH da solução. Em seguida, adicionou-se 4 gotas de NaOH 0,01 mol/L à solução contida no primeiro béquer, e 4 gotas de solução de HCl 0,01 mol/L á solução contida no segundo béquer. Então, com o papel indicador, mediu-se novamente o pH da solução, comparando com o pH inicial.

Resultados e Discussão

Para calcular a massa de acetato de sódio necessária para a preparação da solução, partiu-se do seu peso molecular, que é 136,02. Sendo assim, 1 mol de acetato de sódio têm massa de 136,02g.

Se para preparar 1L de uma solução a 1 mol/L são necessários 136,02g, para preparar 100 ml desta solução são necessários:

1000 ml 136,02g

100 ml x

1000x = 100 . 136,02

1000x = 13602

x = 13602 / 1000

x = 13,602g

Para calcular o volume de ácido acético necessário, partiu-se da sua densidade, que é 1,05 g/ml. Sendo assim, como o peso molecular do ácido acético é 60, e 1 mol de ácido acético tem massa de 60g, o volume necessário para preparar 1L de solução de ácido acético a 1 mol/L seria:

1,05 g/ml = 60g / V

V = 60g / 1,05g/ml

V = 57,14 ml

Porém, como o volume da solução preparada deveria ser de 100 ml, o volume necessário para se preparar esta solução é:

1000 ml 57,14ml

100 ml x

1000x = 100 . 57,14

1000x = 5714

x = 5714 / 1000

x = 5,7 ml

Assim, sendo o  do ácido acético 1,8x10-5, pH desta solução foi:

Isto pode ser observado no papel indicador de pH, que indicou uma coloração amarelo-esverdeada, correspondente a uma faixa entre 4 e 5.

Quando se adicionou HCl a 0,01 mol/L, o pH da solução foi:

Notou-se que houve uma alteração quase que insignificante na medida de pH. Isso pode ser visto também no papel indicador, que continuou mostrando a mesma cor amarelo-esverdeado, indicando um pH entre 4 e 5.

Ao adicionar-se NaOH 0,01 mol/L, o pH da solução foi:

Nota-se que houve uma pequena alteração, praticamente insignificante, aumentando o pH. Isto pode ser observado também com o papel indicador, que continuou indicando um pH entre 4 e 5.

Conclusões

A partir dos resultados do experimento, pode-se observar na prática o funcionamento de uma solução tampão e confirmar experimentalmente que o pH não se altera, mesmo com adição de ácidos ou bases em uma solução tampão.

Questões

1 – Calcular a relação entre a concentração do sal e base para preparar 100 ml de solução tampão de pH 5,0 a partir de HAc e NaAc.

R.: As concentrações do sal e da base em uma solução tampão devem ser sempre iguais ou, ao menos, muito próximas.

2 – Como as concentrações de partida influenciam na capacidade tamponante da solução tampão? Qual pode ser o efeito de diluição da solução tampão sobre seu pH?

R.: A concentração de partida de uma solução tampão deve ser relativamente alta, pelo menos significativamente mais alta que a concentração do ácido ou da base que vão ser adicionados, pois deve existir ácido e base tamponante em quantidade suficiente para neutralizar o ácido ou a base adicionada. Caso a solução tampão esteja inicialmente muito diluída, provavelmente frente a uma maior quantidade ou maior concentração de ácido ou de base, haverá variação considerável de pH, visto que não haverá quantidade suficiente de tampão para neutralização.

Referências

ROZENBERG, I. M. Química Geral. São Paulo: Edgar Blücher, 2002.

ATKINS, P; JONES. L. Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Tradução de Ricardo Bicca de Alencastro. Porto Alegre: Bookman, 2006.

RUSSEL, J. B. Quimica Geral. Tradução de Márcia Guekezian. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. Vol. 2.

UCKO, D. A. Química Para as Ciências da Saúde – Uma introdução à química geral, inorgânica, orgânica e biológica. Tradução de José Roberto Giglio. 2. ed. São Paulo: Manole, 1992.

NÚCLEO DE APOIO AO ENSINO DE QUÍMICA. O equilíbrio ácido-base no sangue. Universidade de Caxias do Sul. Departamento de Física e Química. Caxias do Sul, RS. Disponível em <http://www.ucs.br/ccet/defq/naeq/material_didatico/textos_interativos_34.htm>, acesso em 07/11/09.

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