A solução de ícido Benzóico, misturada com Benzoato de sódio é considerada uma solução tampāo, e seu equilíbrio está descrito na reação abaixo:
A partir dessas informaçōes responda:
a) Considerando um volume de 1 litro de água, qual o pH se forem adicionados a esta solução,
de
e 0,2 mols de
?
b) Considerando a solução do item a) qual o pH dessa solução quando se adicionado
de NaOH ? A solução resultante continua sendo uma solução tampāo?
c) Considerando a soluçāo do item a) qual o pH dessa soluçāo quando é adicionado
de HCl? A solução resultante continua sendo uma solução tampão? 0,625
d) Explique utilizando o princípio de Le Chatelier porque o pH não se altera tanto quando se é adicionado
e
?
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a) Considerando um volume de 1 litro de água, qual o pH se forem adicionados a esta solução,
b) Considerando a solução do item a) qual o pH dessa solução quando se adicionado
c) Considerando a soluçāo do item a) qual o pH dessa soluçāo quando é adicionado
d) Explique utilizando o princípio de Le Chatelier porque o pH não se altera tanto quando se é adicionado
Passo 1
O enunciado dá um sistema tampão formado por ácido benzóico e seu sal (benzoato de sódio) com a reação de equilíbrio:
e constante de acidez
Informações numéricas que temos e perguntas pedidas:
- Volume total da solução inicial:
. - Quantidade adicionada inicialmente:
de e de . Como o sal se dissocia completamente, isso equivale a de . - Pergunta (a): calcular o pH dessa solução inicial.
- Pergunta (b): a partir da solução do item (a), adiciona-se
de NaOH — interpretar como de OH⁻ em 1 L — calcular o pH final e dizer se continua sendo tampão. - Pergunta (c): a partir da solução do item (a), adiciona-se
de HCl — interpretar como de H₃O⁺ em 1 L — calcular o pH final e dizer se continua sendo tampão. - Pergunta (d): explicar, pelo princípio de Le Chatelier, por que o pH não muda tanto quando se adiciona
ou .
Passo 2
Conceito-chave: solução tampão ácido–conjugada base. Quando temos simultaneamente um ácido fraco
e sua base conjugada
, a reação de ionização
tem constante
A fórmula prática que usamos é a equação de Henderson–Hasselbalch, que se obtém isolando
e aplicando
:
onde
,
e
são as concentrações molares no equilíbrio. Essa fórmula é válida quando as concentrações de
e
são bem maiores que a concentração de
proveniente da autoionização da água e quando pequenas mudanças de equilíbrio não alteram muito os valores — condições típicas de tampões.
Vou usar essa fórmula porque é o método direto e clássico para resolver pH de tampões; a dedução foi apresentada acima para você entender de onde vem.
Passo 3
Calcular primeiro
:
Fazendo o logaritmo:
Logo
Passo 4
Concentrações iniciais em
:
Aplicando Henderson–Hasselbalch:
Calcule a razão:
e
. Portanto
Interpretando: o pH inicial da solução tampão é aproximadamente
.
Passo 5
Interpretação do acréscimo:
em 1 L significa
de
adicionados. A reação principal com o tampão é a neutralização de ácido:
Moles iniciais:
,
. Adicionamos
de
.
Reação estequiométrica:
-
diminui em : restante. -
aumenta em : .
Volumes permanecem, então concentrações novas:
Aplicando Henderson–Hasselbalch:
Avaliação se ainda é tampão: uma regra prática diz que um tampão é eficaz quando a razão
fica entre aproximadamente
e
(o que corresponde a
dentro de
unidade de
). Aqui a razão é
muito maior que
. Também o pH mudou de
para
(variação
— quase 1 unidade; tecnicamente ligeiramente menor que 1,28 se comparado ao pKa), e a razão mostra que a base conjugada domina demais: há pouco ácido restante. Conclusão: a capacidade tampão foi bastante reduzida e, segundo a regra prática, a solução deixou de ser um tampão eficaz (ou seja, não se considera mais um tampão forte eficaz).
Passo 6
Interpretando
de HCl em 1 L:
de
adicionados. A reação com o tampão é:
Moles iniciais:
,
. Adicionamos
de
.
Reação estequiométrica:
-
diminui em : restante. -
aumenta em : .
Concentrações em:
Aplicando Henderson–Hasselbalch:
Avaliação do caráter tampão: a razão
, que está no intervalo
e dentro da faixa prática
a
. O pH mudou pouco em relação ao valor inicial de
(queda para
, variação
unidade), e permanece dentro de aproximadamente
unidade de
. Conclusão: continua sendo um tampão eficaz.
Passo 7
Princípio de Le Chatelier aplicado ao equilíbrio
(da forma simplificada): quando você adiciona
(ou
), o sistema reage consumindo parte desse excesso convertendo
em
; isso desloca o equilíbrio para a esquerda e reduz o aumento de
que você poderia esperar. Quando você adiciona
, este reage com
e, em prática, consome
para formar mais
; o equilíbrio desloca-se para a direita, novamente limitando a variação de
. Em outras palavras, o par conjugado funciona como um “reservatório” que doa ou aceita prótons, amortecendo as mudanças de pH. Limitação: se um dos componentes (HA ou A⁻) for praticamente consumido, a capacidade tampão desaparece e o pH passa a mudar muito mais, exatamente como vimos quando adicionamos muito
e a razão
ficou muito grande.
Resposta
a) pH
b) pH ; Não — a solução deixou de ser um tampão eficaz (razão
)
c) pH ; Sim — continua sendo tampão eficaz (razão
)
d) Porque pelo princípio de Le Chatelier o equilíbrio desloca-se para consumir o íon adicionado: é consumido formando mais
(deslocamento para a esquerda) e
consome
fazendo o equilíbrio formar mais
(deslocamento para a direita), ou seja, o par ácido/base conjugada “amortece” as variações de pH até que um dos componentes seja praticamente esgotado.
b) pH
c) pH
d) Porque pelo princípio de Le Chatelier o equilíbrio desloca-se para consumir o íon adicionado: