1. Definição
Solução tampão é um tipo de solução mista em que o pH tende a permanecer o mesmo após a adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes. Em um tampão, sempre temos um ácido fraco e uma base fraca, que são comumente (mas não necessariamente) conjugados. A estabilização do pH ocorre porque a solução tem uma fonte de prótons, o ácido, e um “ralo” de prótons, a base.
2. Cálculo do pH de uma solução tampão
Para calcular o pH de um tampão, temos de levar em conta que a extensão da protonação ou da desprotonação do ácido e da base é desprezível. Assim, as concentrações do ácido e da base são praticamente iguais às concentrações iniciais.
Para calcular o pH de maneira mais rápida, foi desenvolvida uma fórmula simples, chamada Equação de Henderson-Hasselbalch. Suponha que temos um tampão do ácido fraco $$HA$$ com sua base conjugada $$A^{-}$$, no qual temos:
$$[H_{3}O^{+}]=Ka\times \frac{[HA]}{[A^{-}]}$$
Se tomarmos os logaritmos negativos em ambos os lados:
$$pH=pKa – log \frac{[HA]}{[A^{-}]}$$
$$pH=pKa + log \frac{[A^{-}]}{[HA]}$$
$$pH=pKa + log \frac{[base_{inicial}]}{[acido_{inicial}]}$$ (Equação de Henderson-Hasselbalch)
Suponha que temos um tampão da base $$B$$ e seu ácido conjugado $$BH^{+}$$. Para calcular seu pH, podemos usar a equação anterior, tendo o cuidado de usar o pKa do ácido $$BH^{+}$$.
Exemplo 1 – Calcule o pH de um tampão de acetato de sódio 0,040M e ácido acético 0,08M. Dado: $$Ka=1,8\times10^{-5}$$
Usando a equação que acabamos de deduzir, temos:
$$pH = -log (1,8\times10^{-5}) + log\frac{[acetato]}{[acido]}$$
$$pH = -log (1,8\times10^{-5}) + log\frac{0,04}{0,08}$$
$$pH = 4,44 $$
3. Cálculo da mudança de pH em uma solução tampão
Exemplo 2 – Suponha que, à 500mL solução do exemplo 1, adicionamos 0,03 mols de NaOH. Calcule o pH da solução resultante.
Como proceder? Primeiro, de posse das quantidades iniciais de ácido e base, fazemos uma tabela estequiométrica para saber qual a extensão da protonação ou desprotonação. Depois, com as concentrações finais, reescrevemos a equação de Henderson-Hasselbalch e calculamos o pH.
A quantidade inicial de ácido acético ($$HA$$) é:
$$0,08M\times0,5L=0,04mol$$
A quantidade inicial de acetato ($$A_{-}$$) é:
$$0,04\times0,5L=0,02mol$$
Podemos proceder com a tabela estequiométrica:
$$CH_{3}COOH + OH^{-} \rightarrow CH_{3}CO_{2}^{-} + H_{2}O$$
| início | 0,04mol | 0,03 mol | 0,02 mol | —- |
| variação | -0,03mol | -0,03mol | +0,03mol | —- |
| equilíbrio | 0,01mol | 0mol | 0,05mol | —- |
Agora podemos reescrever a equação de H-H:
$$pH = -log (1,8\times10^{-5}) + log\frac{0,05}{0,01}$$
OBS.: Nesse caso podemos dividir o número de mols, posto que o volume é o mesmo para os dois componentes.
Logo, temos:
$$pH=5,44$$
Isso corresponde às nossas expectativas de que o pH aumentasse, visto que adicionamos uma base forte à solução.
4. Capacidade tamponante
A capacidade tamponante é a quantidade máxima de ácido ou base que pode ser adicionada sem que o tampão perca sua capacidade de resistir à mudanças de pH, ou seja, sem que se esgote um dos componentes.
5. Faixa ótima de ação de um tampão
A faixa ótima de ação de um tampão, ou seja, a faixa de pH na qual ele mais resiste às mudanças, é dada por:
$$pH=pKa \pm 1$$
Isso ocorre pois, nessa faixa, temos quantidades similares de ácido e base na solução, sem que uma seja muito maior que a outra.