Soluções tampão: características, preparação, exemplos - Ciência - 2023

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As soluções tampão ou buffers são aqueles que podem diminuir as mudanças de pH devido aos íons H₃OU⁺ e OH^–. Na ausência deles, alguns sistemas (como os fisiológicos) são prejudicados, pois seus componentes são muito sensíveis a mudanças bruscas de pH.

Assim como os amortecedores nos automóveis reduzem o impacto causado pelo seu movimento, os amortecedores fazem o mesmo, mas com a acidez ou basicidade da solução. Além disso, os tampões estabelecem uma faixa de pH específica dentro da qual são eficientes.

Caso contrário, os íons H₃OU⁺Eles irão acidificar a solução (o pH cai para valores abaixo de 6), trazendo como consequência uma possível alteração no rendimento da reação. O mesmo exemplo pode ser aplicado para valores básicos de pH, ou seja, maiores que 7.

Caracteristicas

Composição

Eles são essencialmente compostos por um ácido (HA) ou uma base fraca (B), e sais de sua base ou ácido conjugado. Conseqüentemente, existem dois tipos: tampões ácidos e tampões alcalinos.

Os tampões de ácido correspondem ao par HA / A^–, para onde^– é a base conjugada do ácido fraco HA e interage com íons - como o Na⁺- para formar sais de sódio. Sendo assim, o par permanece como HA / NaA, embora também possam ser sais de potássio ou cálcio.

Quando derivado do ácido fraco HA, ele protege as faixas de pH ácido (menos de 7) de acordo com a seguinte equação:

HA + OH^– => A^– + H₂OU

No entanto, por ser um ácido fraco, sua base conjugada é parcialmente hidrolisada para regenerar parte do HA consumido:

PARA^– + H₂O <=> HA + OH^–

Por outro lado, os tampões alcalinos consistem no par B / HB⁺, onde HB⁺ é o ácido conjugado da base fraca. Geralmente, HB⁺ forma sais com íons cloreto, deixando o par como B / HBCl. Esses buffers tamponam as faixas básicas de pH (maior que 7):

B + H₃OU⁺ => HB⁺ + H₂OU

E novamente, HB⁺ pode ser parcialmente hidrolisado para regenerar parte do B consumido:

HB⁺ + H₂O <=> B + H₃OU⁺

Eles neutralizam ácidos e bases

Enquanto os tampões ácidos tamponam o pH ácido e os tampões alcalinos o pH básico, ambos podem reagir com os íons H₃OU⁺ e OH^– por meio desta série de equações químicas:

PARA^– + H₃OU⁺ => HA + H₂OU

HB⁺ + OH^– => B + H₂OU

Assim, no caso do par HA / A^–, HA reage com íons OH^–, enquanto um^– -sua base conjugada- reage com H₃OU⁺. Em relação ao par B / HB⁺, B reage com íons H₃OU⁺, enquanto HB⁺ -seu ácido conjugado- com o OH^–.

Isso permite que ambos os tampões neutralizem as espécies ácidas e básicas. O resultado do acima versus, por exemplo, a adição constante de moles de OH^–, é a diminuição na variação do pH (ΔpH):

A imagem superior mostra o tamponamento do pH contra uma base forte (doador de OH^–).

Inicialmente o pH é ácido devido à presença de HA. Quando a base forte é adicionada, os primeiros moles de A são formados^– e o buffer começa a ter efeito.

No entanto, existe uma área da curva onde a inclinação é menos acentuada; ou seja, onde o amortecimento é mais eficiente (caixa azul).

Eficiência

Existem várias maneiras de entender o conceito de eficiência de amortecimento. Uma delas é determinar a segunda derivada da curva pH versus volume de base, resolvendo V para o valor mínimo, que é Veq / 2.

Veq é o volume no ponto de equivalência; Este é o volume de base necessário para neutralizar todo o ácido.

Outra maneira de entender isso é por meio da famosa equação de Henderson-Hasselbalch:

pH = pK_para + log ([B] / [A])

Aqui, B denota a base, A o ácido e pK_para é o menor logaritmo da constante de acidez. Esta equação se aplica tanto para a espécie de ácido HA quanto para o ácido conjugado HB⁺.

Se [A] é muito grande em relação a [B], o log () assume um valor muito negativo, que é subtraído do pK_para. Se, pelo contrário, [A] é muito pequeno em relação a [B], o valor de log () assume um valor muito positivo, que é adicionado a pK_para. No entanto, quando [A] = [B], o log () é 0 e o pH = pK_para.

O que tudo isso significa? Que o ΔpH será maior nos extremos considerados para a equação, enquanto será mínimo com um pH igual ao pK_para; e como o pK_para é característico de cada ácido, este valor determina a faixa de pK_para±1.

Os valores de pH dentro desta faixa são aqueles em que o tampão é mais eficiente.

Preparação

Para preparar uma solução tampão, as seguintes etapas devem ser mantidas em mente:

- Conheça o pH necessário e, portanto, aquele que deseja manter o mais constante possível durante a reação ou processo.

- Conhecendo o pH, procura-se todos os ácidos fracos, aqueles cujo pK_para está mais próximo desse valor.

- Uma vez que a espécie HA foi escolhida e a concentração do tampão calculada (dependendo de quanta base ou ácido precisa ser neutralizado), a quantidade necessária de seu sal de sódio é pesada.

Exemplos

O ácido acético tem um pK_para de 4,75, CH₃COOH; portanto, uma mistura de certas quantidades deste ácido e acetato de sódio, CH₃COONa, forma um tampão que protege eficientemente na faixa de pH (3,75-5,75).

Outros exemplos de ácidos monopróticos são os ácidos benzóicos (C₆H₅COOH) e fórmico (HCOOH). Para cada um desses seus valores de pK_para eles são 4,18 e 3,68; portanto, suas faixas de pH com maior tamponamento são (3,18-5,18) e (2,68-4,68).

Por outro lado, os ácidos polipróticos, como o fosfórico (H₃PO₄) e carbônico (H₂CO₃) têm tantos valores de pK_para como prótons podem liberar. Assim, o H₃PO₄ tem três pK_para (2,12, 7,21 e 12,67) e o H₂CO₃ tem dois (6.352 e 10.329).

Se você deseja manter um pH de 3 em uma solução, você pode escolher entre HCOONa / HCOOH (pK_para= 3,68) e NaH₂PO₄/ H₃PO₄ (pK_para= 2,12).

O primeiro tampão, o de ácido fórmico, está mais próximo de pH 3 do que o tampão de ácido fosfórico; portanto, os tampões HCOONa / HCOOH são melhores em pH 3 do que NaH₂PO₄/ H₃PO₄.

Referências

Day, R., & Underwood, A. Química Analítica Quantitativa (quinta edição). PEARSON Prentice Hall, páginas 188-194.
Avsar Aras. (20 de abril de 2013). Mini Choques. Obtido em 9 de maio de 2018, em: commons.wikimedia.org
Wikipedia. (2018). Solução de buffer. Obtido em 9 de maio de 2018, em: en.wikipedia.org
Assoc. Prof. Lubomir Makedonski, PhD. [Doc.]. Soluções tampão. Universidade Médica de Varna.
Chem Collective. Tutoriais de buffer. Obtido em 9 de maio de 2018, em: chemcollective.org
AskIITians. (2018). Solução de buffer. Obtido em 9 de maio de 2018, em: askiitians.com
Quimicas.net (2018). Exemplos de soluções tampão, tampão ou tampão. Obtido em 9 de maio de 2018, em: quimicas.net