- Solução tampão. Sumário

Sumário

Sais

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Composto iónico formado numa reação

entre um ácido e uma base.

Ácido + Base → Sal + Água

Quando esta reação envolve quantidades estequiométricas de um ácido forte e de uma base forte, origina-se uma solução neutra - reação de neutralização.

HCℓ (aq) + NaOH (aq) → NaCℓ (aq) + H

O (ℓ)

Os sais são compostos iónicos que se dissociam em água.

A natureza dos iões resultantes dessa dissociação determina as características ácido-base dos respetivos sais.

Os iões resultantes da dissociação dos sais podem reagir com a água comportando-se como ácidos, como bases ou como espécies neutras.

Existem substâncias que não sendo ácidos ou bases apresentam comportamento ácido ou básico. Solução de NH₄Cℓ pH < 7 Solução de NaCℓ pH = 7 Solução de NaCH₃COO pH > 7

Sal derivado de ácido forte e base fraca

NH₄Cℓ (aq) → NH₄+ (aq) + Cℓ− _(aq)

Base muito fraca

(conjugada do ácido forte HCℓ) Ácido fraco (conjugado

da base fraca NH₃)

Não sofre hidrólise,

provém de um ácido forte

O ião amónio tem capacidade de ceder protões à água, hidrolisando-se de acordo com a seguinte equação:

NH₄+ _{(aq) + H}

2O (ℓ) → NH3 (aq) + H3O+ (aq)

Aumento da concentração de H₃O+ _{- Solução ácida}

Sal derivado de ácido fraco e base forte

Base fraca (conjugada do ácido fraco CH₃COOH ) Quimicamente

neutro

Aumento da concentração de OH− - Solução básica

NaCH₃COO (aq) → Na+ _{(aq) + CH}

3COO− (aq)

O ião acetato tem capacidade de aceitar protões da água, sofrendo a seguinte hidrólise:

Sal derivado de ácido forte e base forte

Quimicamente neutro

Solução neutra

NaCℓ (aq) → Na+ (aq) + Cℓ− _(aq)

Quimicamente neutro

As concentrações dos iões H₃O+ _{e OH}− _{permanecem inalteradas.}

Sal derivado de ácido fraco e base fraca

Base conjugada de um ácido fraco

Ácido conjugado da base fraca

Os dois iões sofrem hidrólise de acordo com as reações: NH₄+ _{(aq) + H}

2O (ℓ) → NH3 (aq) + H3O+ (aq)

Aumento da concentração de H₃O+ _{- Solução ácida}

Os sais derivados de um ácido fraco e de uma base fraca podem dar origem a soluções aquosas com caráter químico ácido, neutro ou básico.

Os dois iões sofrem hidrólise de acordo com as reações: NH₄+ _{(aq) + H}

2O (ℓ) → NH3 (aq) + H3O+ (aq) CN− (aq) + H₂O (ℓ) — HCN (aq) + OH− (aq)

A B

Para saber se a solução do sal é ácida ou básica temos de comparar a extensão das reações A e B através dos valores de K_a(NH₄+_{) e K}

b(CN−).

Como K_b(CN−) > K_a(NH₄+_{): a reação B é mais extensa do que a reação A.} Logo [OH−] > [H₃O+_{] e, portanto, a solução é básica ou alcalina.}

K_a(NH₄+) = 5,6 × 10−10

K_b(CN−) = 1,6 × 10−5

Sal derivado

de ácido fraco e de base fraca

K_a> K_b

Solução aquosa ácida [H₃O+_{] > [OH}−_]

K_a= K_b

Solução aquosa neutra [H₃O+_{] = [OH}−_]

K_a<K_b

Solução aquosa básica [H₃O+_{] < [OH}−_]

Os sais que contêm catiões metálicos (por exemplo, Aℓ3+_{, Cu}2+_{, Cr}3+_{, Fe}3+_{, Bi}3+_,

Be2+ _{e Zn}2+_{) e aniões que são as bases conjugadas de ácidos fortes, também}

originam soluções ácidas.

Quando se dissolve um destes sais em água, os catiões adquirem a forma hidratada, que apresenta comportamento ácido.

Exemplo: Uma solução de sulfato de cobre (II), CuSO₄, tem comportamento ácido: os iões sulfato, SO₄2–, não reagem com a água, mas os iões Cu2+

hidratados reagem com a água atuando como ácidos: [Cu(H₂O)₄]2+ _{(aq) + H}

Soluções tampão

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Solução resultante de um ácido (ou base)

fraca e do seu sal;

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Ambos os componentes devem estar

presentes;

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Solução tem capacidade de resistir a

variações de pH resultantes da adição de

pequenas quantidades de ácido (ou base).

• Soluções com concentrações apreciáveis e semelhantes de um ácido fraco e da respetiva base conjugada. Estas soluções podem obter-se pela mistura de um ácido fraco com o respetivo sal.

CH₃COOH (aq) + NaCH₃COO (aq)

Solução tampão: CH₃COOH/CH₃COO−

• Soluções com concentrações apreciáveis e semelhantes de uma base fraca e do respetivo ácido conjugado. Estas soluções podem obter-se pela mistura de uma base fraca com o respetivo sal.

NH₃ (aq) + NH₄Cℓ (aq)

Consideremos uma solução tampão ácida em que o equilíbrio entre o ácido HA (aq), e a sua base conjugada A− (aq) é traduzido pela seguinte equação química:

HA (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ A− (aq) + H₃O+ _(aq)

A− (aq) + H₃O+ _{(aq) ⇌ HA (aq) + H}

2O (ℓ)

HA (aq) + OH− (aq) ⇌ A− (aq) + H₂O (ℓ) HA (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ A− (aq) + H₃O+ _(aq)

Numa solução tampão ácida :

HA (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ H₃O+ _{(aq) + A}− _(aq)

Praticamente constante porque há muito HA que consome a base adicionada há muito A– que consome o ácido adicionado

Consideremos, agora, uma solução básica em que o equilíbrio entre a base B (aq) e o respetivo ácido conjugado BH+ _{(aq) pode ser traduzido pela}

equação química seguinte:

B (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ BH+ _{(aq) + OH}− _(aq)

B (aq) + H₃O+ _{(aq) ⇌ BH}+ _{(aq) + H}

2O (ℓ)

OH− (aq) + BH+ _{(aq) ⇌ H}

2O (ℓ) + B (aq)

Solução tampão básica

B (aq) + H₂O (ℓ) ⇌ OH− (aq) + BH+ _(aq)

Praticamente constante porque há muito BH+ _que consome a base adicionada há muito B que consome o ácido adicionado

Solução tampão

Define-se capacidade tampão como a quantidade de ácido ou de base que pode ser adicionada a uma solução tampão, antes que a solução perca a capacidade de resistir à variação de pH.

A adição de uma solução tampão a uma solução estabiliza o pH dessa solução, pois fornece uma fonte ou um consumidor de H+ _(H

• assegurar a estabilidade de medicamentos;

• assegurar as condições de pH necessárias para reações catalisadas por enzimas;

• na calibração de aparelhos medidores de pH;

• em análise química, pois muitas reações necessitam de um pH adequado para que ocorram;

• na indústria, para controlar processos químicos.

Importantes em sistemas

químicos e biológicos

O controlo do pH é vital para os organismos vivos. Os fluidos biológicos, como o sangue, são em geral soluções tamponadas. A capacidade do sangue

O pH normal do sangue arterial é 7,4; o do sangue venoso é um pouco inferior devido à maior concentração de dióxido de carbono, CO₂, que origina uma solução tampão, de acordo com a equação química seguinte:

CO₂ (g) + 2 H₂O (ℓ) ⇌ HCO₃– (aq) + H₃O+ _(aq)

Para controlar o pH do sangue, o corpo humano usa o sistema dióxido de carbono/ião hidrogenocarbonato, CO₂/HCO₃–.

Quando a respiração é rápida há uma grande quantidade de dióxido de carbono expirado, o que provoca a subida do pH do sangue.

1.

ácido-base da solução obtida.

[Zn(H₂O)₄]2+ _{(aq) + H}

2O (ℓ) ⇌ H3O+ (aq) + [Zn(H2O)3OH−] + (aq) A solução obtida é ácida.

2.

𝑲_𝐚 = 𝛂 𝟐_𝒄 𝟏 − 𝛂 → 𝑲𝐚 = 𝟎, 𝟏𝟎𝟐 × 𝟎, 𝟐𝟎 𝟏 − 𝟎, 𝟏𝟎 = 𝟐, 𝟐 × 𝟏𝟎 −𝟐