Conteúdo principal
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
© 2023 Khan AcademyTermos de usoPolítica de privacidadeAviso de cookies
Métodos de preparo de soluções tampão
Neste vídeo, vamos explorar dois métodos comuns de preparo de soluções tampão. Na primeira abordagem, uma determinada quantidade de um ácido fraco (ou base fraca) é neutralizada com uma base forte (ou ácido forte), formando um par de ácido e base conjugado na solução. Na segunda abordagem, um ácido fraco (ou base fraca) é combinado com um sal que contém sua base conjugada (ou ácido conjugado). Versão original criada por Jay.
Quer participar da conversa?
Nenhuma postagem por enquanto.
Transcrição de vídeo
RKA2JV - E aí, pessoal,
tudo bem? Hoje vamos aprender os métodos
de preparo de soluções tampão. No primeiro método, vamos
adicionar uma solução aquosa de uma base forte
(o hidróxido de sódio) a uma solução aquosa de um
ácido fraco, que é o ácido acético. O nosso objetivo é calcular
o pH da solução tampão que se forma quando
fazemos essas misturas. Nosso primeiro passo é descobrir
quantos mols de ácido acético temos. Portanto, se temos 100 ml de uma
solução molecular de ácido acético, podemos utilizar esta equação aqui,
onde temos que a molaridade é igual ao número de mols no soluto,
dividido pelo volume da solução em litros. Como a concentração é 1,00 M e o volume é 100 ml,
que é a mesma coisa que 0,100 L, se resolvermos isto, vamos encontrar
0,100 mol de ácido acético. E podemos fazer um cálculo semelhante
para determinar os mols da base forte. Então, se temos 50 ml de hidróxido
em uma concentração de 1,0 M, se substituirmos na fórmula
de molaridade, o M vai ser igual a 1,00 M e o volume
vai ser 50 ml. Mas lembre-se:
devemos colocar em litros. Então, 50 ml é a mesma
coisa que 0,050 L. Resolvendo para "x", encontramos que
x = 0,050 mol de hidróxido de sódio. E, como ele é uma base forte, se dissocia
completamente em uma solução. 0,050 L de mol deste hidróxido. Também temos 0,050 mol
de cátions de sódio nesta solução, e também
ânions hidróxido. E, quando estas duas soluções
aquosas são misturadas, estamos misturando
100 ml com 50 ml, o que nos dá um volume
total de 150 ml, correto? Além disso, o ácido acético
reagirá com o ânion hidróxido para formar o
ânion acetato e água. E, para descobrir o que sobra
depois que a reação termina, vamos construir uma tabela
com o início, a mudança e o final. Já calculamos que o número inicial
de mols de ácido acético é igual a 0,100. E o número inicial de mols
de ânions hidróxido é igual a 0,050. E, se assumirmos que
a reação ainda não aconteceu, o número inicial de mols de
ânion acetato vai ser igual a zero. Para esta reação,
o hidróxido é reagente limitante. Portanto, vamos
usar tudo na reação. Então, colocamos menos
0,050 aqui na nossa tabela. Agora, olhando para
a equação balanceada, a razão molar de um ácido acético
para um ânion hidróxido é de 1 para 1. Com isso, se estamos perdendo
0,050 mol de ânions hidróxido, também estamos perdendo
0,050 mol de ácido acético. E, quando a reação chega ao fim, todos
os ânions hidróxido foram usados. Portanto, temos zero mol
de hidróxido restante. Já com o ácido acético, começamos
com 0,100 e perdemos 0,050. Ou seja, metade do ácido
foi neutralizado pelo hidróxido e ficamos com 0,050 mol
quando a reação é concluída. Para o acetato, o coeficiente
na equação balanceada é 1. Assim, se perdermos 0,050
no lado esquerdo da equação, no lado direito
ganharemos 0,050. E, quando a reação terminar,
teremos 0,050 mol de ânion acetato. Uma solução tampão consiste
em quantidades significativas de um ácido fraco
e sua base conjugada. Note que o ácido acético
é um ácido fraco, e sua base conjugada
é o acetato. Portanto, a adição
da base forte (o hidróxido) neutralizou metade do ácido acético
e criou uma solução tampão. Isso porque,
como eu já disse, temos quantidades significativas
de ácido acético quando a sua base conjugada
(o ânion acetato) está na solução. Lembre-se de que o nosso objetivo
era calcular o pH da solução tampão. Então, primeiro
precisamos calcular a concentração de
ácido acético e de acetato. Para encontrar esta
primeira concentração aqui, pegamos o número de mols
de ácido acético, que é 0,050, e dividimos pelo
volume total da solução, que é algo que já calculamos
quando misturamos as duas soluções: o volume total é 150 ml,
que é igual a 0,150 L. Assim, 0,050 mol
dividido por 0,150 vai nos dar uma concentração
de ácido acético igual a 0,33 M. Agora, para o acetato,
também temos 0,050 mol e o volume total
é o mesmo. Portanto, a concentração
vai ser a mesma, de 0,33 M. E, para encontrar
o pH da solução tampão, podemos utilizar a equação
de Henderson-Hasselbalch. Ela nos diz que
o pH desta solução é igual ao pKa
do ácido fraco, mais o logaritmo da concentração
da base conjugada dividida pela concentração
do ácido fraco. Neste caso, o ácido fraco presente em
nossa solução tampão é o ácido acético, e, a 25 graus, o valor
do pKa dele é 4,74. O acetato é a nossa base conjugada,
e tem uma concentração molar de 0,33. Colocando isso
na equação e a concentração do ácido fraco,
que também é de 0,33 M, podemos cancelar
este M com este aqui. 0,33 dividido por 0,33
vai ser igual a 1. E o log de 1
é zero. Portanto, o pH
desta solução é 4,74. Note que, embora
eu tenha calculado a concentração do ácido fraco
e da base conjugada, eu nem precisei. Se você olhar para a equação
de Henderson-Hasselbalch, nós temos a concentração
dividida pela concentração. E, neste caso, a concentração
é a molaridade: é o número de mols
dividido pelo volume em litros. Então, o número de mols dividido por L,
dividido por mols dividido por L. Com isso, cancelaríamos
este L com este aqui, que é igual em
ambas as concentrações. E, com isso, podemos utilizar
apenas as concentrações. Neste caso
específico, deu 1. E o log de 1
é igual a zero. Logo, temos que o pH
é igual ao pKa, que é 4,74. E aqui temos outro método
para fazer uma solução tampão. Neste caso, vamos misturar
uma solução aquosa de uma base fraca com uma solução aquosa que contém
o ácido conjugado à base fraca. Neste exemplo aqui, a base fraca
é a amônia, que é NH₃. O ácido conjugado à amônia
é o íon amônio, NH₄⁺. Se temos uma solução aquosa
de cloreto de amônio, então, temos
íons de amônio NH₄⁺. E também temos uma
base fraca, que é o NH₃. O seu ácido
conjugado é o NH₄⁺. E, quando misturamos
as duas soluções aquosas, teremos uma
quantidade significativa da nossa base fraca
e de seu ácido conjugado. Portanto, teremos
uma solução tampão. Para calcular
o pH, de novo, podemos utilizar a equação
de Henderson-Hasselbalch. Este numerador é a nossa
base fraca, que é a amônia. E o nosso denominador é o ácido
conjugado à amônia, que é o NH₄⁺ Neste caso, a solução de amônia
tem uma concentração de 0,16 M. Misturamos um
total de 100 ml com outros 100 ml da solução
de cloreto de amônio. Com isso, o volume total
vai ser igual a 200 ml. Estamos reduzindo pela metade
a concentração de amônia. Então, aqui podemos
colocar a metade, que é 0,08 M. O cloreto de amônio
é um sal solúvel. Portanto, se inicialmente temos 0,20 M
para a concentração de cloreto de amônio, vamos ter 0,20 a mais para
a concentração inicial do NH₄⁺. Portanto, se temos
0,20 M inicialmente, vamos ter 0,20 a mais para
a concentração inicial deste NH₄⁺. E, como estamos dobrando o volume
quando misturamos as duas soluções, estamos reduzindo
a concentração pela metade. Portanto, a concentração de íons amônio
na solução vai ser de 0,10 M. E podemos substituir
esses valores na equação. Colocando as concentrações,
ficamos com isto aqui: 0,080 e 0,10. E, na equação de
Henderson-Hasselbach, o pKa para o íon amônio NH₄⁺
é 9,25, isso a 25 graus. Eu posso cancelar
este M com este aqui. E aí somamos o 9,25
com o log de 0,080 sobre 0,10, que, se você jogar em uma calculadora,
vai encontrar um pH igual a 9,15. Então, lembrando:
começamos com uma base fraca e um sal que tinha
o ácido conjugado à base fraca. E também é possível fazer
uma solução tampão começando com uma solução
aquosa de um ácido fraco e adicionando um sal que
contém a base conjugada a ele. Por exemplo, para fazer
uma solução tampão aqui, Poderíamos começar com uma solução
de um ácido fraco (o ácido acético) e a essa solução poderíamos adicionar
algo como o acetato de sódio. Lembrando que o acetato
de sódio é um sal solúvel. Com isso, ele se dissocia
completamente em uma solução para produzir cátions
de sódio e ânions acetato. E, como teríamos uma
quantidade significativa tanto do ácido fraco
quanto de sua base conjugada, teríamos uma
solução tampão. Eu espero que esta aula
tenha lhes ajudado, e até a próxima,
pessoal!