A equação de Henderson-Hasselbalch

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!