Solução Tampão - Concurso MAPA 2014 -Técnico em Laboratório

EXPERIÊNCIA 8: Solução Tampão

1. Objetivos

Entender o funcionamento das soluções tampão.

2. Considerações gerais

As soluções tampões são soluções que resistem a mudanças de pH quando a elas são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. Essa resistência é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. Um tampão é constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base fraca e seu ácido conjugado.

Exemplos de soluções tampões:

a) Ácido acético + acetato de sódio;

b) Ácido bórico + borato de sódio;

c) Ácido cítrico + citrato de sódio;

d) Ácido fosfórico + fosfato de sódio;

e) Amônia + cloreto de amônio.

Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos, nos quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. Por exemplo, o sistema tampão $HCO_3$–/$H_2CO_3$ é importante fisiologicamente, uma vez que controla o transporte de $CO_2$ no sangue e o pH do mesmo.

Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isto ocorre porque essas soluções contêm um componente ácido e um básico em sua constituição. Para que possamos entender o mecanismo de ação dessas soluções, vamos considerar o sistema tampão ácido acético e acetato de sódio. Desde que o sal (acetato de sódio) é um eletrólito forte, em solução aquosa estará completamente dissociado:

............................$H_2O$

$CH_3OONa_(g)$--------→$CH_3OO^-$$_(aq)$+$Na^+$$_(aq)$
O ácido acético estará em equilíbrio com seus íons:
$CH_3OOH_(aq)$--------→$CH_3OO^-$$_(aq)$+$H^+$$_(aq)$

A constante de ionização para o ácido acético é dada por:

$K=\frac{[H^+].[CH_3OO^-]}{[CH_3OOH]}$


É importante ressaltar que, na solução tampão, a principal contribuição para a concentração de íons acetato, que é a base conjugada do ácido acético, é proveniente do sal. Portanto, a ionização do ácido acético é negligenciável frente ao excesso de sal (efeito do íon comum), assim como é negligenciável a hidrólise do íon acetato frente ao excesso de ácido acético. Por isso, é possível reescrever a expressão da constante de equilíbrio para o ácido acético, substituindo- se o termo [$CH3COO^–$] (que representa a base conjugada do ácido) por [Sal]:
$K=\frac{[H^+].[Sal]}{[CH_3OOH]}$

2.1 Adição de Ácido

Se um ácido for adicionado a um tampão, ocorrerá uma elevação da concentração dos íons H+ no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pela base conjugada do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco, conforme a reação abaixo:
$CH_3OO^-$$_(aq)$+$H^+$$_(aq)$↔$CH_3OOH_(aq)$

Componente básicodo tampão

2.2 Adição de base

Se uma base for adicionada a um tampão, ocorrerá uma elevação da concentração dos íons $OH^–$ no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pelo ácido acético do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco,conforme a reação abaixo:

$CH_3OOH_(aq)$+$OH^-$$_(aq)$↔$CH_3OOH_(aq)$+$H_2O_(l)$

Componente ácido

do tampão

É importante lembrar que existe um limite para as quantidades de ácido ou de base adicionadas a uma solução tampão antes que um dos componentes seja totalmente consumido. Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante de uma solução tampão.

2.3 Equação de Henderson-Hasselbalch

Os sistemas tampões são escolhidos de acordo com a faixa de pH que se deseja tamponar, utilizando-se a equação de Henderson-Hasselbalch.

De acordo com a teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, um ácido (HA) é uma espécie química doadora de prótons ($H^+$) e uma base (B) é uma espécie química aceptora de prótons. Após o ácido (HA) perder seu próton, diz-se existir como base conjugada ($A^–$). Da mesma maneira, uma base protonada é dita existir como ácido conjugado ($BH^+$). Segundo a teoria de pares conjugados ácido-base de Brönsted-Lowry,o íon acetato é a base conjugada do ácido acético. Para a reação de dissociação do ácido acético em meio aquoso, descrita anteriormente, pode-se escrever a seguinte constante de equilíbrio:

$K=\frac{[H^+].[CH_3OO^-]}{[CH_3OOH]}$

Rearranjando essa expressão, tem-se:

$[H^+]=\frac{k_a .[CH_3OOH]}{[CH_3OO^-]}$

Aplicando-se “$-log_10$” em ambos os lados da expressão acima e como por definição $pK_a = -logK_a$ e pH = - log[$H^+$], tem-se:

$pH=pK_a+log\frac{.[CH_3OO^-]}{[CH_3OOH]}$

Para um tampão feito a partir de uma base:

B↔$BH^+$+$OH^-$

Tem-se:

$pH=pK_a+log\frac{.[B]}{[BH]}$

ou

$pH=14 - pK_b+log\frac{.[B]}{[BH]}$

Esta é a equação de Henderson-Hasselbalch, apenas uma forma rearranjada da expressão da constante de equilíbrio $K_a$ ou $K_b$, porém extremamente útil no preparo de tampões, pois além de permitir encontrar a proporção exata dos constituintes para a obtenção do pH desejado, possibilita estimar variações no pH dos tampões, quando da adição de $H^+$ ou de $OH^–$. Também permite o cálculo rápido do pH do tampão, quando a proporção dos componentes é conhecida.

3. Procedimento experimental

3.1 Preparo de uma solução tampão

g) Utilizando a equação de Henderson-Hasselbalch, calcule a quantidade em gramas de acetado de sódio ($CH_3COONa$) que deverá ser adiciona a 100 mL de uma solução de ácido acético ($CH_3COOH$) 1 mol/L, para que o tampão tenha pH = 4,75. Dados: MM $CH_3COONa$ = 82 g/mol; K_a = 1,78x10-5.

3.2 Variação do pH da água em presença de indicadores ácido-base

a) Reserve três tubos de ensaio e identifique-os em A, B e C;

b) Adicione a cada tubo, aproximadamente, a mesma quantidade de água destilada (3 mL);

c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e anote o ocorrido;

d) Ao tubo A adicione 1 gota de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L. Anote o ocorrido e comente.

e) Ao tubo C adicione 1 gota de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L. Anote o ocorrido e comente.

3.3 Propriedades da solução tampão

a) Reserve mais três tubos de ensaio e enumere-os em 1, 2 e 3;

b) Adicione a cada tubo 2 mL de solução tampão;

c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e anote o ocorrido;

d) Ao tubo 1 adicione gotas de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L até a  modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido.

e) Ao tubo 3 adicione gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L até a modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido.

f) Ao tubo 2 adicione 4 mL de água. Anote o ocorrido e justifique.

4. Materiais e reagentes

Materiais/Quantidade Reagentes
• Tubo de ensaio – 06 • Ácido clorídrico 1,0 mol/L
• Pipeta de Pasteur – 02 • Hidróxido de sódio 1,0 mol/L
• Estante para tubo de ensaio – 01 • Indicador ácido-base natural
• Pisseta – 01 • Solução tampão

5. Referências

BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E.; Química – A Ciência Central. 9ª ed.; Pearson ; São Paulo; 2006.
• HARRIS, D.C. Análise química quantitativa. 5a ed. Trad. C.A.S. Riehl e A.W.S. Guarino. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2001.