Solução Tampão

Solução Tampão

UNIVERSIDADE FEDERAL DO ACRE

CENTRO DE CIENCIAS BIOLOGICAS E DA NATUREZA

CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA

QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA

 Docente:Miguel Xavier

Discentes: Alexandre Alves de Souza

Douglas Leandro da Silva Chagas

SOULUÇÃO TAMPÃO

Rio Branco-AC- 2011-09-25

Introdução

Neste trabalho mostraremos os conceitos principais de solução tampão, suas propriedades, como ocorre e apresentando exemplos após concluirmos os conceitos fundamentais para melhor entendimento.

Por definição solução tampão é a resistência a variações no pH decorrentes da diluição ou da adição de ácidos ou bases, ou seja, acréscimo de ácido ou base que não fará diferença no pH. Geralmente as soluções tampão são preparadas a partir de um par ácido-base conjugado como ácido acético/acetato de sódio ou cloreto de amônio/amônia. Os químicos empregam as soluções tampão para manter o pH de soluções sob níveis predeterminados relativamente constantes.

As propriedades só comprovam que se houver variação no pH será pouca o suficiente para dizer que o pH continua intacto.

Ácido e base

  • Conceito de Arrhenius: Ácido é toda substância que em solução aquosa libera como cátion o íon hidrogênio H+. Ex.: HCl + H2O « H3O+ + Cl-

  • Conceito de Bronsted e Lowry: Ácido é um doador de prótons, uma substância que pode transferir um próton para outra.

  • Conceito de Arrhenius: Base é toda substância que em solução aquosa se dissocia liberando ânion hidroxila (OH)-. Ex.: NaOH + H2O « Na+ + OH-

  • Conceito de Bronsted e Lowry: Base é um receptor de prótons. Um ácido pode transferir um próton para uma base. Ex.: NH3 + H2O « NH4+ + OH-

Obs: A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de pH e a escala de pH varia de 1 até 14, uma vez que qualquer [H+] está compreendida na faixa de 100 a 10-14.

As espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não devem consumir umas às outras pela reação de neutralização.

Desenvolvimento

Solução Tampão

Solução tampão é uma solução na qual o pH resiste a mudança quando ácidos ou bases fortes são adicionadas. Tampões, os quais consistem de soluções mistas de ácido fraco e sal ou de base fraca e sal, são usados para calibrar pHmetro, em culturas de bactérias e para controlar o pH de soluções nas quais estão correndo reações químicas, são também administrados todos na forma intravenosa em pacientes gravemente doentes. Nosso plasma sanguíneo é tamponado a pH= 7,4; o oceano é tamponado em torno de pH= 8,4 por um processo tamponante complexo que depende da presença de carbonatos ácidos e silicatos.

As soluções tampão são usadas sempre que se necessita de um meio com pH aproximadamente constante. Elas são preparadas dissolvendo-se os solutos em água.

Dizemos que uma solução está tamponada quando ela ‘’resiste’’ às variações de pH. Soluções-tampão têm grande importância nos processos biológicos. Os fluidos que existem em nosso corpo, por exemplo, são todos tamponados com o auxílio de vários ácidos, bases e sais existentes no organismo.

  • Nosso sangue [e tamponada para manter o pH em torno de 7,3 a 7,5 (uma variação de 0,4 no pH do sangue, para mais ou para menos, causa morte);

  • O suco gástrico é tamponado para manter o pH entre 1,6 e 1,8;

  • As enzimas que catalisam as reações orgânicas que ocorrem em nosso organismo só funcionam em faixas muito estreitas de pH.

Também os microrganismos vivem melhor em determinadas faixas de pH. Por essa razão, os meios de cultura são tamponados em experiências cientificas, bem como o conteúdo dos tanques de fermentação da garapa, na fabricação do álcool comum.

Certos medicamentos são também tamponados para aumentar sua eficiência ou diminuir contra-indicações. Assim, por exemplo, o ácido acetilsalicílico (aspirina) é tamponado para amino-acetato de alumínio e carbonato de magnésio; com isso, procura-se torná-lo de absorção mais fácil pelo organismo, reduzindo-se efeitos de irritação gástrica.

Nos laboratórios, as soluções-tampão são em geral:

  • Ou uma solução de um ácido Graco e um sal correspondente a esse ácido;

  • Ou uma solução de uma base fraca e um sal correspondente a essa base;

  • Uma solução de ácido acético (0,1M) e cloreto de amônio (0,1M) tem pH= 9,3 (é um tampão básico).

Então, podemos definir solução tampão como uma solução que praticamente não sofre variação de pH quando adicionamos uma pequena quantidade de ácido ou base, mesmo que sejam fortes.

Ex.: a adição de pequenas quantidades de HCl (ácido forte) ou NaOH (base forte) altera rapidamente o pH da água pura e só altera lentamente o Ph dessas soluções tampão.

Por que as soluções-tampão resiste às variações de pH?

Exemplifiquemos, um exemplo bem básico é o funcionamento da solução tampão de ácido acético (CH3COOH), que é um ácido fraco, e um de seus sais, digamos, o acetato de sódio (CH3COONa):

  1. O ácido se ioniza pouco : CH3COOH  H+ + CH3COO

- CH3COOH – na solução predominam as moléculas inteiras

  1. O sal, por sua vez, está totalmente dissociado: CH3COONa  Na+ + CH3COO

- CH3COOé um íon comum

- Na+ + CH3COO – na solução predominam os íons.

Juntando um ácido qualquer a essa solução, seus H+ serão imediatamente consumidos pelo primeiro equilíbrio acima (1) que se deslocará para a esquerda. Desse modo, a acidez não aumenta e o pH não varia. Note que não faltará CH3COO para o equilíbrio CH3COOH  H+ + CH3COO se deslocar para a esquerda, porque a segunda reação (2) garante um bom estoque de CH3COO.

Por outro lado, juntando uma base qualquer à solução-tampão, seus OHserão imediatamente consumidos pelo H+ da ionização do CH3COOH, resultando H+ + OH H2O. Desse modo a basicidade não aumenta e o pH não varia. Note que também não faltará H+ para reagir com OHda base adicionada, pois o CH3COOH é um ácido fraco e, portanto, ainda existem muitas moléculas inteiras de CH3COOH que continuarão se dissociando e fornecendo mais e mais H+.

É claro que essa solução tampão somente resistirá as variações de Ph enquanto todo o CH3COOH (ou o seu sal, o CH3COONa) não tiver sido totalmente consumido.

Propriedades das Soluções Tampão

Agora, vejamos algumas propriedades a resistência de tampões a variações de pH produzidas pela diluição ou adição de ácidos ou bases fortes.

  1. O Efeito da Diluição

O pH de uma solução tampão permanece essencialmente independente da diluição até que as concentrações das espécies que ela contém sejam diminuídas a um ponto no qual as aproximações utilizadas para desenvolver tornem-se inválidas.

  1. O Efeito da Adição de Ácidos e Bases

Aqui é mais uma das propriedades, essa por sua vez apresenta sua resistência a variações no pH após a adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes.

  1. A Composição de Soluções Tampão em Função do pH

A composição de soluções tampão pode ser visualizada graficando-se as concentrações relativas no equilíbrio dos dois componentes de um par ácido-base conjugado como função do pH da solução. Essas concentrações relativas são chamadas de coeficientes alfa.

  1. Capacidade Tamponante

A habilidade de um tampão de prevenir uma variação significativa do pH está diretamente relacionada à concentração das espécies tamponantes, assim como da razão entre as suas concentrações.

Capacidade tamponante, beta (B), de uma solução é definida como o número de mols de um ácido forte, ou de uma base forte, que provoca uma variação de 1,00 unidade no pH em 1,00 L de um tampão. Matematicamente, a capacidade tamponante é dada por:

B= dCb/dpH = - dCa/dpH

Explicação da capacidade tamponante: o dcb é o número de mols por litro da base forte e dca é o número de mols por litro do ácido forte adicionado ao tampão. Dado que a adição do ácido forte a um tampão provoca uma diminuição no pH, dca/dpH é negativo e a capacidade tamponante é sempre positiva.

A capacidade de um tampão não depende apenas da concentração total dos dois componentes do tampão, mas também da razão entre suas concentrações. A capacidade tamponante diminui rapidamente à medida que a razão entre as concentrações do ácido e da base conjugada se torna maior ou menor que a unidade. Por essa razão, o pKa do ácido escolhido para uma dada aplicação deve estar entre uma unidade do pH desejado para que o tampão tenha uma capacidade razoável.

Por exemplo, o pH de uma porção contendo 400 mL de um tampão formado pela diluição de uma porção de 100 mL de NaOH 0,0500 mol/L e HCl 0,0500 mol/ L, por um fator de dez vezes variaria de cerca de 0,4 a 0,5 unidades quando tratada com 100 mL de hidróxido de sódio 0,0500 molar ou ácido clorídrico 0,0500 molar. A variação é de apenas 0,04 a 0,05 unidades para o tampão mais concentrado.

Exemplo do cotidiano:

A chuva ácida tem sido objeto de considerável controvérsia ao longo das últimas duas décadas. A chuva ácida é formada quando óxidos gasosos de nitrogênio e enxofre se dissolvem em gotas de água presentes no ar. Esses gases são formados a altas temperaturas em usinas termelétricas de geração de energia, automóveis e outras fontes de combustão. Os produtos da combustão passam para a atmosfera na qual reagem com a água para formar o ácido nítrico e o ácido sulfúrico como mostrado pelas equações:

4NO2(g) + 2H2O(l) _+O2(g) 4HNO3(aq)

SO3(g) + H2O(l)  H2SO4(aq)

Finalmente, as gotas combinam-se com outras para formar a chuva ácida. Os efeitos profundos da chuva ácida têm sido largamente divulgados. As construções e os monumentos feitos de rochas literalmente se dissolvem à medida que a chuva ácida lava suas superfícies. As florestas têm sido lentamente devastadas em algumas localidades. Para ilustrar os efeitos sobre a vida aquática, considere as variações no pH que têm ocorrido na área dos lagos das Montanhas Adirondack, em Nova York. A distribuição do pH nesses lagos, que foram primeiramente estudados nos anos 1930 e novamente em 1975. A variação no pH dos lagos ao longo de 40 anos é drástica. O pH médio dos lagos mudou de 6,4 para cerca de 5,1, o que representa uma variação de 20 vezes na concentração de íons hidrônio. Essas variações do pH têm um profundo efeito sobre a vida aquática, como apontado por um estudo sobre a população de peixes de lagos da mesma área.

Muitos aspectos contribuem para com as variações no pH de águas subterrâneas e de lagos em uma dada área geográfica. Esses aspectos incluem os padrões de vento e clima prevalecentes, tipos de solos, fontes de água, natureza do terreno, características das plantas, atividades humanas e características geológicas. A suscetibilidade de águas naturais à acidificação é fortemente determinada pela sua capacidade tamponante e o principal tampão de águas naturais são uma mistura contendo o íon bicarbonato e o ácido carbônico. Lembre-se de que a capacidade tamponante de uma solução é proporcional à concentração do agente tamponante. Assim, quanto maior a concentração de bicarbonato dissolvido, maior é a capacidade da água de neutralizar ácidos presentes na chuva ácida. A fonte mais importante de íons bicarbonato em águas naturais é o calcário, ou carbonato de cálcio, que reage com o íon hidrônio como mostrado na seguinte equação:

CaCO3(s) + H3O+(aq)  HCO3 - (aq) + Ca2+(aq) + H2O(l )

As áreas ricas em calcário têm lagos com concentrações relativamente elevadas de bicarbonato dissolvido e, portanto, baixa suscetibilidade à acidificação. Granito, arenito, argila e outras rochas que não contêm ou contêm pouco carbonato de cálcio estão associadas a lagos que possuem alta suscetibilidade à acidificação.

Um mapa dos Estados Unidos ilustrou de modo claro a correlação entre a ausência de rochas calcárias e a acidificação de águas subterrâneas. A área das Montanhas Adirondack, localizadas no nordeste do estado de Nova York, contém pouco calcário e exibe pHs na faixa de 4,2 a 4,4. A baixa capacidade tamponante dos lagos dessa região, combinada com o baixo pH da precipitação, parece ter provocado o declínio na população de peixes. Correlações similares entre a chuva ácida, capacidade tamponante dos lagos e o declínio na vida selvagem ocorrem por todo o mundo industrializado.

Embora as fontes naturais como vulcões produzam o trióxido de enxofre e os relâmpagos gerem o dióxido de nitrogênio, grandes quantidades desses compostos são produzidas a partir da queima de carvão contendo altos teores de enxofre e de emissões automotivas. Para minimizar as emissões desses poluentes, alguns estados têm promulgado leis impondo padrões restritivos aos automóveis vendidos e utilizados em seus limites territoriais. Alguns estados norte-americanos têm exigido a instalação de sistemas de abate para remover os óxidos de enxofre das emissões de usinas termelétricas movidas a carvão. Para minimizar os efeitos da chuva ácida sobre os lagos, o calcário em pó tem sido aplicado em suas águas para aumentar sua capacidade tamponante. As soluções para esses problemas requerem investimentos que envolvem tempo, recursos financeiros e energia. Algumas vezes tomamos decisões onerosas, em termos econômicos, para preservar a qualidade do meio ambiente e para reverter tendências que têm sido observadas por muitas décadas. As emendas do Código do Ar norte-americano (Clean Air Act), de 1990, forneceram uma nova maneira de regulamentar o dióxido de enxofre. O Congresso estabeleceu limites de emissão específicos para as usinas termelétricas, mas não foram propostos os métodos específicos para se atingir esses padrões. O Congresso norte-americano estabeleceu um sistema de bônus pelo qual as usinas de geração de energia compram, vendem e negociam direitos para poluir.

Embora uma análise científica e econômica detalhada dos efeitos dessas medidas políticas ainda esteja sendo realizada, está claro a partir dos resultados obtidos até o presente momento que as emendas do Clean Air Act têm provocado um profundo efeito positivo nas causas e efeitos da chuva ácida. A Figura 9D-4 mostra que as emissões de dióxido de enxofre têm diminuído drasticamente desde 1990 e que estão bem abaixo dos níveis recomendados pela EPA (Agência de Proteção Ambiental norte-americana) e dentro dos limites estabelecidos pelo Congresso dos Estados Unidos. Os efeitos dessas medidas sobre a chuva ácida mostram as mudanças porcentuais na acidez de várias regiões do leste dos Estados Unidos de 1983 até 1994. Os avanços significativos na questão da chuva ácida indicados no mapa têm sido atribuídos à flexibilidade dos estatutos normativos impostos em 1990. Outro resultado surpreendente dos estatutos é que aparentemente sua implementação tem sido muito menos onerosa financeiramente do que originalmente foi previsto. As estimativas iniciais dos custos necessários para alcançar os padrões de emissão eram de U$ 10 bilhões por ano, mas as pesquisas recentes indicam que os custos reais podem ser da ordem de U$ 1 bilhão ao ano.

Preparação de Tampões

A princípio, uma solução tampão de qualquer pH desejado pode ser preparada pela combinação de quantidades calculadas de um par ácido-base conjugado adequado. Na prática, porém, os valores de pH de tampões preparados a partir de receitas geradas teoricamente diferes dos valores previstos por conta das incertezas nos valores numéricos de muitas constantes de dissociação e das simplificações utilizadas nos cálculos. Em virtude dessas incertezas, preparamos tampões gerando uma solução cujo pH seja aproximadamente aquele desejado e então o ajustamos pela adição de um ácido forte ou base forte até que o pH requerido seja indicado por um pH-metro. Alternativamente, as receitas para a preparação de soluções tampão de pH conhecido geradas empiricamente estão disponíveis em manuais de laboratório e publicações de referência. Os tampões são de suma importância em estudos biológicos e bioquímicos nos quais uma concentração baixa mas constante de íons hidrônio (10-6 a 10-10 mol/L) precisa ser mantida durante a realização dos experimentos. Os fornecedores de produtos químicos e biológicos oferecem grande variedade desses tampões.

Exemplo:

Vejamos como você poderia preparar aproximadamente 500,0 mL de uma solução tampão com pH 4,5 a partir de ácido acético (HOAc) e acetato de sódio (NaOAc) 1,0 molar.

Solução:

É razoável considerar que ocorre uma variação desprezível de volume se adicionarmos acetato de sódio sólido à solução de ácido acético. Então podemos calcular a massa de NaOAc a ser adicionada a 500,0 mL de HOAc 1,0 molar.

Feito os cálculos teremos:

A concentração de H3O+ deve ser 3,16 x10-5 molar

A concentração de acetato deve ser [OAc-] = 0,5534 x 1,0 molar = 0,5534 molar

Então, massa de NaOAc necessária é 22,7 g de NaOAc

Após dissolver essa quantidade de NaOAc na solução de ácido acético, devemos verificar o pH com um pHmetro e, se necessário, ajustar ligeiramente o pH pela adição de uma pequena quantidade de ácido ou base.

Um tampão ácido consiste de um ácido fraco e sua base conjugada fornecida como sal. Ele tampona soluções no lado ácido da neutralidade (em pH < 7). Um exemplo de um tampão ácido é uma solução de ácido acético e acetato de sódio. Um tampão básico consiste de uma base fraca e seu ácido conjugado fornecido como um sal. Ele tampona soluções no lado básico da neutralidade (em pH > 7). Um exemplo de um tampão básico é uma solução de amônia e cloreto de amônio. Para preparar um tampão em um dado pH, estamos, por exemplo cultivando bactérias e precisamos manter um pH preciso. Para escolher o sistema tampão mais apropriado, precisamos saber o valor do pH no qual um dado tampão estabiliza a solução. Como solução tampão são simplesmente soluções mistas, podemos calcular seus pHs. Não há a necessidade de distinguir entre tampões ácidos e básicos no calculo porque os princípios são os mesmos para ambos.

Conclusão

Portanto, Uma solução tampão consiste de um par ácido fraco/base conjugado que resiste a variações no pH quando pequenas quantidades de ácidos ou bases lhe são adicionadas ou quando ocorre diluição, em seja, entende-se por solução tampão aquela que não sofre alteração quando em contato com soluções básicas e ácidas. Os químicos utilizam tampões toda vez que necessitam manter o pH de uma solução em um nível constante e pré-determinado. Os bioquímicos são particularmente interessados em tampões pois o funcionamento dos sistemas biológicos é criticamente dependente do pH. Os exemplos mostrados no trabalho serviram pra ilustrar a teoria, apesar de ter um pouco de complexidade no cálculo de pH, pois, nem tudo é obvio para todos, mas o objetivo foi concluído, que era se situar do que é uma solução tampão.

A equação central para as soluções-tampão é a equação de Henderson- Hasselbalch, a qual consiste meramente em um rearranjo da expressão da constante de equilíbrio Ka para a dissociação de um ácido, HA = H+ + A- . Vimos às propriedades como adição, diluição, tamponamento, e como preparar uma solução tampão.

Bibliografia

Skoog. West. Holler. Crouch- Fundamentos de química analítica-tradução 8º Ed. Norte-amaricana. Ed. Thomson.

FELTRE, Ricardo, 1928-. Química / Ricardo Feltre. — 6. Ed. — São Paulo: Moderna, 2004.

P. W. Atkins e L. Jones, Princípios de Química: questionando a vida

moderna e o meio ambiente, Bookman, Porto Alegre (2001). Ver Cap. 11.

www.lte.ib.unicamp.br/ tampões no organismo

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