Explique por que uma solução aquosa de ácido acético mantém o seu pH praticamente constante com pequenas adições de base forte, mas tem o seu pH alterado quando pequenas quantidades de ácido forte são adicionadas à mesma.
Passo 1
Beleza, quer saber por que uma solução de ácido acético (que é um ácido fraco) praticamente “segura” o pH quando você adiciona um tiquinho de base forte, mas cai o pH na hora se você jogar ácido forte. Isso é química de equilíbrio ácido‐base e tampão.
Conteúdo:
• Equilíbrio de um ácido fraco (HA ⇌ H⁺ + A⁻)
• Constante de acidez
• Equação de Henderson–Hasselbalch (pH = pKa + log[ ]/[
])
Vamos usar esses conceitos para entender o que rola na solução.
Conteúdo:
• Equilíbrio de um ácido fraco (HA ⇌ H⁺ + A⁻)
• Constante de acidez
• Equação de Henderson–Hasselbalch (pH = pKa + log[
Vamos usar esses conceitos para entender o que rola na solução.
Passo 2
Antes de qualquer adição a gente tem só ácido acético, ou seja,
HA ⇌ H⁺ + A⁻
Com concentração inicial de HA, parte dele se dissocia e gera [H⁺]=[A⁻]=
, ficando [HA]=
. A constante de acidez é
HA ⇌ H⁺ + A⁻
Com concentração inicial
Isso dá um pH mais ou menos fixo (em torno de
), mas o importante é: existe um certo equilíbrio entre HA e A⁻.
Passo 3
Agora, joga uma base forte (por exemplo, NaOH). Cada OH⁻ que entrar vai “pescar” um H⁺ do ácido acético:
OH⁻ + HA → A⁻ + H₂O.
Isso consome HA e produz A⁻. No fim:
• [HA] diminui um pouquinho
• [A⁻] aumenta um pouquinho
No mantle do Henderson–Hasselbalch:
OH⁻ + HA → A⁻ + H₂O.
Isso consome HA e produz A⁻. No fim:
• [HA] diminui um pouquinho
• [A⁻] aumenta um pouquinho
No mantle do Henderson–Hasselbalch:
a razão [A⁻]/[HA] muda pouco se a quantidade de base for pequena comparada a
. Logo, o logaritmo e, consequentemente, o pH, praticamente não variam. Esse é o efeito tampão: o sistema “compensa” a base produzindo mais A⁻.
Passo 4
E se você acrescentar ácido forte (por exemplo, HCl)? Cada H⁺ extra vai se juntar ao A⁻ existente:
H⁺ + A⁻ → HA.
Assim:
• [A⁻] cai rápido (porque a gente só tinha a quantidade gerada pela dissociação fraca)
• [HA] sobe
A razão [A⁻]/[HA] despenca, e na equação de Henderson–Hasselbalch o log fica bem negativo, jogando o pH lá pra baixo. Como o A⁻ inicial é bem pouquinho, essa “reserva” de base conjugada acaba rápido e não tem como segurar o pH.
H⁺ + A⁻ → HA.
Assim:
• [A⁻] cai rápido (porque a gente só tinha a quantidade gerada pela dissociação fraca)
• [HA] sobe
A razão [A⁻]/[HA] despenca, e na equação de Henderson–Hasselbalch o log fica bem negativo, jogando o pH lá pra baixo. Como o A⁻ inicial é bem pouquinho, essa “reserva” de base conjugada acaba rápido e não tem como segurar o pH.
Resposta
A solução de ácido acético tem algum A⁻ natural (da dissociação) e, ao receber base forte, vai convertendo HA em A⁻ sem alterar muito a razão [A⁻]/[HA], portanto o pH fica quase o mesmo. Mas, ao adicionar ácido forte, ela usa rapidamente todo o A⁻ para virar HA e a razão [A⁻]/[HA] cai muito, fazendo o pH despencar.