Durante uma prática, um aluno precisou preparar 1 L de solução tampão de ácido acético/acetato de sódio, com pH próximo a 4,7 .
a) Qual conceito de ácido-base explica o funcionamento do tampão?
b) Por que essa solução resiste à variação de pH quando se adiciona pequena quantidade de HCl ou NaOH ?
a) Qual conceito de ácido-base explica o funcionamento do tampão?
b) Por que essa solução resiste à variação de pH quando se adiciona pequena quantidade de HCl ou NaOH ?
Passo 1
O enunciado pede duas coisas e fornece uma informação básica.
Perguntas:
a) Qual conceito de ácido-base explica o funcionamento do tampão?
b) Por que essa solução resiste à variação de pH quando se adiciona pequena quantidade de HCl ou NaOH?
Perguntas:
a) Qual conceito de ácido-base explica o funcionamento do tampão?
b) Por que essa solução resiste à variação de pH quando se adiciona pequena quantidade de HCl ou NaOH?
Informações dadas:
- O tampão é composto por ácido acético/acetato de sódio.
- O pH desejado é próximo de
. - Volume preparado:
.
Nada mais foi pedido (por exemplo, não é pedido preparar explicitamente concentrações ou massas), só explicar conceitualmente o funcionamento e a razão da resistência à variação de pH.
Passo 2
Vamos entender qual é o ingrediente teórico que faz um tampão funcionar. Primeiro, escrevo a reação de dissociação do ácido fraco (ácido acético):
Aqui:
-
representa o ácido (ácido acético, ). -
representa a base conjugada (acetato, ).
A definição de equilíbrio ácido-base que usamos é a seguinte: o ácido fraco apenas se ioniza parcialmente e existe em equilíbrio com sua base conjugada. Esse equilíbrio é quantificado pela constante de acidez, definida por:
Explicando cada termo:
-
é a concentração de íons hidrogênio (determinante do pH), -
é a concentração da base conjugada (acetato), -
é a concentração do ácido não dissociado (ácido acético).
Esse equilíbrio e essa constante são a base do comportamento de tampões: ter simultaneamente ácido fraco e sua base conjugada permite “absorver” adições óbvias de
ou
.
Passo 3
Agora eu mostro como se relaciona o pH com as concentrações do par ácido/base conjugada — ou seja, a fórmula prática que usamos em questões de tampões. Começamos com a definição de
:
Tomamos o logaritmo decimal negativo (pela definição de pH e pKa): definimos
e
. Reorganizando a expressão e aplicando log, obtemos a equação de Henderson–Hasselbalch (mostro passo a passo):
- Isole
:
- Tome
em ambos os lados:
- Use
e e a propriedade , chegando a:
Explicando a fórmula:
-
é o que queremos conhecer. -
é uma constante característica do ácido (para o ácido acético ). - A razão
é a razão entre a base conjugada (acetato) e o ácido (ácido acético).
Consequência prática importante: quando
, temos
e então
. Ou seja, um tampão funciona melhor quando o pH desejado está perto do
do ácido usado.
Passo 4
Aplicando isso ao tampão ácido acético/acetato:
- Como eu disse,
. O enunciado pede pH próximo de , que está muito perto de . Isso significa que devemos usar quantidades aproximadamente iguais de ácido e acetato para obter esse pH. Vamos quantificar a razão exigida: pela equação de Henderson–Hasselbalch,
Substituindo
e
:
Interpretação: para obter pH
precisamos de um pouco mais de ácido do que de base, mas as concentrações são da mesma ordem (razão próxima de
). Isso explica a escolha natural desse par ácido/base para um tampão em torno de
.
Passo 5
Agora eu explico por que o tampão “resiste” à variação de pH quando adicionamos pequenas quantidades de ácido forte (HCl) ou base forte (NaOH). A explicação tem duas faces: reação química direta e o efeito na razão
(Henderson–Hasselbalch), mais Le Chatelier.
Reação direta (consumo do ácido/base adicionados):
- Ao adicionar
(fornece ), os íons reagem preferencialmente com a base conjugada :
Isto é, o
é “consumido” formando mais ácido não dissociado, então o aumento de
livre é muito menor do que seria sem tampão.
- Ao adicionar
(fornece ), o reage preferencialmente com o ácido :
Assim a base forte é convertida em mais base conjugada, novamente evitando grande queda de
.
Le Chatelier e mudança na razão
:
- A adição de
diminui e aumenta , logo a razão diminui. Pela equação de Henderson–Hasselbalch isso diminui um pouco o pH, mas se as concentrações iniciais de e forem relativamente grandes, a mudança na razão é pequena, logo a variação do pH será pequena. - Analogamente, a adição de
aumenta e diminui , fazendo a razão aumentar, mas também de forma moderada se o tampão for suficientemente concentrado.
Exemplo numérico simples (para ver o tamanho do efeito): suponha um tampão com
em
(ou seja,
de cada). Se adicionarmos
de
:
-
passa de para . -
passa de para .
Nova razão:
Novo pH (usando
):
Ou seja, a adição de
de ácido só mudou o pH em cerca de
unidade — uma mudança muito pequena. Isso ilustra por que chamamos de “tampão”: o par ácido/base conjugada neutraliza rapidamente o que foi adicionado.
Passo 6
Resumo prático e pontos importantes para lembrar na hora da prova (dicas rápidas, como um amigo te explicando):
- O conceito-chave é ter um par ácido fraco/base conjugada em equilíbrio; nome técnico: par conjugado e a reação de equilíbrio com
. - Use a equação de Henderson–Hasselbalch
para relacionar pH e razão das concentrações — ela é a ferramenta usada na prova para estimar pH e ver efeitos de adição de ácido/base. - O tampão é mais eficiente (maior capacidade) quando as concentrações absolutas de
e são maiores e quando a razão está próxima de (ou seja, próximo de ). - Intervalo útil do tampão: aproximadamente
. Para ácido acético ( ) o tampão funciona bem entre cerca de e .
Resposta
a) O tampão funciona pelo equilíbrio entre um ácido fraco e sua base conjugada (
) descrito por
. A relação entre pH,
e a razão das concentrações é dada pela equação de Henderson–Hasselbalch:
b) Porque o par ácido acético/acetato reage com o ácido ou a base adicionados, consumindo-os:
quando se adiciona HCl, e
quando se adiciona NaOH. Essas reações mudam pouco a razão
se as concentrações do tampão forem suficientemente maiores que a quantidade adicionada, levando a pequenas variações de pH (efeito também explicado por Le Chatelier e quantificável pela equação de Henderson–Hasselbalch).