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Biblioteca de Química
Curso: Biblioteca de Química > Unidade 14
Lição 1: Soluções tampão- Introdução às soluções tampão
- Propriedades das soluções tampão
- A equação de Henderson-Hasselbalch
- Reguladores e o efeito do íon comum
- Cálculo de pH da solução tampão
- Métodos de preparo de soluções tampão
- relação pH e pKa para tampões
- Capacidade tampão
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A equação de Henderson-Hasselbalch
Uma forma de determinar o pH de uma solução tampão é usar a equação de Henderson–Hasselbalch, que é pH = pKₐ + log([A⁻]/[HA]). Nesta equação, [HA] e [A⁻] se referem às concentrações de equilíbrio do par ácido–base usado para criar a solução tampão. Quando [HA] = [A⁻], o pH da solução é igual ao pKₐ do ácido. Versão original criada por Jay.
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Transcrição de vídeo
RKA2JV - E aí, pessoal,
tudo bem? Nesta aula, vamos estudar a equação
de Henderson-Hasselbalch, que é frequentemente usada para
calcular o pH de soluções-tampão. E, se você não sabe o que é
esse tipo de solução, nada mais é
do que uma solução que possui um ácido fraco
e sua base conjugada. Então, se tivermos um
ácido fraco genérico aqui, que podemos
chamar de HA, e sua base conjugada,
que eu vou chamar de A⁻, para calcular o pH
da solução-tampão, encontramos o pKa
do ácido fraco e somamos com o logaritmo
da concentração da base conjugada, dividido pela
concentração do ácido. Sabendo disso, vamos
usar esta equação aqui para calcular o pH de uma
solução-tampão aquosa que consiste em um ácido acético
e sua base conjugada, o ânion acetato. E podemos utilizar este
diagrama para nos ajudar. Lembre-se de que um
diagrama de partículas não representa todas
as partículas na solução, mas nos dá uma ideia
do que está acontecendo, além de deixar as moléculas
de água e cátions de fora, para um melhor
entendimento. Note que temos 5 partículas
de ácido acético e 5 de ânion acetato. E, como as partículas do ácido
e do ânion acetato são iguais, a concentração do ácido acético
é igual à concentração do ânion acetato. Vamos pensar
nesta equação aqui. Nosso objetivo
é calcular o pH da solução-tampão
representada no diagrama. Primeiro, precisamos conhecer o pKa
do ácido fraco, que é o ácido acético. A 25 graus, o valor de Ka
para o ácido acético é igual a 1,8
vezes 10⁻⁵. Este valor é menor do que 1,
porque este ácido é um ácido fraco. Para calcular o pKa, calculamos
o logaritmo negativo de Ka. Ou seja, menos o logaritmo
de 1,8 vezes 10⁻⁵, que é igual a 4,74. E, substituindo na equação,
temos que o pH é igual ao pKa, que
acabamos de calcular (4,74), mais o logaritmo da base conjugada,
que neste caso é o ânion de acetato, então eu escrevo aqui:
CH₃COO⁻, e dividimos pela concentração
do ácido fraco, que é o ácido acético, que é CH₃COOH. E sabemos que a concentração
de ácido acético é igual à concentração
de ânion acetato, correto? Portanto, esta divisão
vai ser igual a 1, e o logaritmo de 1
é igual a zero. Com isso, o pH da solução-tampão
vai ser igual a 4,74 mais zero, que é igual
a 4,74. Assim, sempre que a
concentração do ácido fraco for igual à concentração
da base conjugada, o pH da solução-tampão será
igual ao pKa do ácido fraco. Vamos analisar
outro diagrama aqui. Ainda temos uma solução-tampão
de ácido acético-acetato; no entanto,
uma solução diferente. Note que, agora, temos 6 partículas
de ácido acético e 4 do ânion. Como as partículas do ácido acético
são maiores do que as do ânion acetato, então, a concentração do primeiro
vai ser maior do que a do segundo. E, de novo, podemos utilizar
a equação de Henderson para pensar no pH
da solução-tampão. Neste caso, vamos ter que o pH
vai ser igual ao pKa, que é 4,74, mais o logaritmo
da concentração de acetato dividido pela concentração
do ácido acético. Note que a concentração
do ácido é maior. Com isso, temos uma concentração
menor dividida por uma concentração maior, o que vai nos dar um
valor menor do que 1. E o logaritmo de um número
menor do que 1 é negativo. Portanto, tudo isto aqui
vai ser menor do que zero, o que mostra que vamos subtrair o
4,74 por algum número. Então, o pH da solução
vai ser menor do que 4,74. Para ver se
entendemos bem, vamos fazer um outro exemplo aqui
com um novo diagrama. De novo, contamos
as partículas. Temos 4 partículas de ácido acético
e 6 partículas de ânion acetato. Por causa disso, a concentração
de ácido acético é menor do que
a concentração de acetato. Ou podemos dizer que
a concentração do ânion acetato é maior do que a concentração
do ácido acético. E podemos, de novo, utilizar
a equação de Henderson-Hasselbalch, onde o pKa
é igual a 4,74. E qual vai ser
esta razão aqui? Como o numerador
é maior neste caso, então, a divisão vai ser
maior do que 1. E o logaritmo de um número
maior do que 1 é positivo, ou seja, maior
do que zero. Com isso, estamos adicionando
um valor positivo ao 4,74. Então, o pH da solução-tampão
vai ser maior do que 4,74. Vamos resumir
o que aprendemos. No nosso primeiro exemplo,
vimos que a concentração do ácido fraco era igual à concentração
da base conjugada. Isso nos deu um pH
igual ao pKa desse ácido. No segundo exemplo,
a concentração do ácido foi maior do que a concentração
da base conjugada, o que nos deu um pH
menor do que o pKa. Já no terceiro exemplo,
a concentração do ácido foi menor do que a concentração
da base conjugada, o que nos deu um pH
maior do que o pKa. Então, a equação de Henderson-Hasselbalch
é muito importante para determinar o pH
de soluções-tampão. Eu espero que esta aula
tenha lhes ajudado e até a próxima, pessoal!