Solução tampão

Soluções tampão resistem a mudança de pH por conta do equilíbrio químico entre um ácido fraco (HA) e sua base conjugada (A-). Quando algum ácido forte é colocado na solução, o equilíbrio é deslocado para a esquerda de acordo com o Princípio de Le Châtelier. Dessa forma, o aumento líquido da concentração de H+ é menor do que o esperado pela quantidade de ácido forte colocado, já que uma parte do H+ colocado foi usado para formar HA, assim retornando o equilíbrio químico. De forma semelhante, se for adicionado um álcali forte à mistura, a concentração de iões hidrogénio diminui numa quantidade inferior à esperada para a quantidade de álcali adicionada. O efeito é ilustrado pela titulação simulada de um ácido fraco com pKa = 4,7. A concentração relativa do ácido não dissociado é apresentada a azul e a da sua base conjugada a vermelho. O pH varia de forma relativamente lenta na região tampão, pH = pKa ± 1, centrada em pH = 4,7, em que [HA] = [A−]. A concentração de iões hidrogénio diminui menos do que o esperado porque a maior parte do ião hidróxido adicionado é consumido na reação:

Imagem: Marta Ferreira (MPCF) · BY-SA · Openverse

A reação de dissociação citada anteriormente (HA ⇌ H+ + A-) é caracterizada por sua constante de equilíbrio Keq, que é definida pela razão entre a concentração dos produtos (H+ + A-) e do reagente HA no estado de equilíbrio da reação. K e q = [ H + ] [ A − ] [ H A ] {\displaystyle K_{eq}={\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}}} Em uma reação ácido base, a constante de equilíbrio é conhecida como constante de dissociação e exprime o grau de dissociação ou ionização de um ácido ou de uma base. Essa constante é uma grandeza adimensional que representa a afinidade relativa do próton dos pares conjugados ácido-base. Quanto maior o Keq, maior é a tendência do composto HA de dissociar seus prótons. A constante de dissociação de ácidos, Ka, é usada para definir a força de um ácido. Já que a força dos ácidos é medida pela sua capacidade de ionização, ou seja, transferir prótons para a água. Aqueles que apresentam constantes de dissociação menores do que a do H3O+ (que, por definição, é igual a uma unidade), ionizam-se apenas parcialmente em soluções aquosas e são conhecidos como ácidos fracos (Ka<1). Já ácidos fortes ficam completamente ionizados em solução aquosa. Da mesma forma, não existe base que seja mais forte, em solução aquosa, que OH-, de modo que bases que se apresentam pouco dissociadas em água são as bases fracas.

A água é uma molécula neutra com leve tendência a ionizar-se. A ionização (dissociação) da água pode ser vista de forma simplificada no exemplo abaixo: Em uma solução, os prótons não ficam livres e sim associados a uma molécula de água sob a forma de íon hidrogênio, podendo originar estruturas com as fórmulas H3O+, H502+, H703+ e assim por diante. Simplificadamente, esses íons são representados por H+. Conforme visto no exemplo, outro produto de ionização da água são íons hidróxido (OH-). Portanto, quando ácidos fortes transferem seus prótons para a molécula de água, ocorre a formação de um ácido forte, por exemplo o H3O+. A ionização da água é descrita pela constante de dissociação (K). O valor do produto da constante de ionização da água (Kw) é de 10 -14 a 25 °C. A água pura contém quantidades equimoleculares de H+ e OH-, de forma que [H+]=[OH]= √(Kw) = 10 -7, e é considerada neutra. As soluções com [H+] > 10 -7 são chamadas de ácidas e as com [H+] < 10 -7 M são chamadas de básicas. Em 1909, foi elaborado por Søren Sørensen uma medida mais prática para medir os valores de [H+] das soluções, chamada de potencial hidrogeniônico (pH).

Considere uma reação química simples reversível: A+B ↔ C+D. A posição de equilíbrio dessa reação, ou seja, quando a formação de C+D é equivalente a formação de A+B, é determinada por um valor denominado constante de equilíbrio (K ou Keq), que é característica de cada reação. A constante de equilíbrio é calculada como: K e q = [ C ] [ D ] [ A ] [ B ] {\displaystyle K_{eq}={\frac {[C][D]}{[A][B]}}} Aonde [A],[B],[C] [D] representam as concentrações dos componentes da reação no estado de equilíbrio. Uma reação acido-básica pode ser descrita como HA ↔ H+ +A-. Nesse tipo de reação, o ácido (HA) se dissocia em íon (A-), também referido como base conjugada, e próton (H+ ou H3O+), também denominado ácido conjugado (pela definição de Johannes Bronsted e Thomas Lowry). Portanto, a constante de equilíbrio de uma reação ácido-básica é descrita da seguinte forma: K a = [ H + ] [ A − ] [ H A ] {\displaystyle K_{a}={\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}}}

Os microambientes biológicos são sítios onde ocorrem uma série de reações químicas que dependem de uma determinada concentração de íons H+. Pequenas alterações nessas concentrações são capazes de alterar a atividade de enzimas e o rendimento de reações, podendo ser nocivas para os sistemas biológicos que dependem desses eventos. Portanto, é de extrema importância considerar que sistemas biológicos precisam estar inseridos em ambientes refratários a alterações de pH. As curvas de titulação mostram a quantidade de um ácido fraco (ou base fraca) em um determinado meio, e como esse ácido se comporta com a adição de pequenas quantidades de uma base forte (ou ácido forte). Na figura abaixo, vemos o comportamento do ácido acético com a adição de quantidades crescentes da base forte NaOH, por exemplo: A adição de pequenas quantidades de base altera a relação entre ácido acético e acetato (base conjugada), de acordo com a constante de ionização do ácido. E relação entre as formas e o pH é descrita pela Equação de Henderson-Hasselbalch, e o intervalo em torno de uma unidade de pH acima ou abaixo do pKa do ácido é considerado o intervalo de tamponamento da solução.

O pH da água pura é 7,0, enquanto as soluções com o pH < 7,0 são classificadas em ácidas e as de pH > 7,0 de básicas. Onde para uma solução de 1 mol/L de um ácido forte temos pH = 0 e para uma solução de 1 mol/L de uma base forte temos pH = 14. Quando duas soluções diferem em uma unidade de pH, quer dizer que elas diferem na [H+] por um fator de 10. Se adicionarmos 1,0 mL de HCl 0,1 mol/L em 99,0 mL de água pura, observamos rapidamente que o seu pH passa de 7,0 para 3,0, ou seja, um aumento de 10 000 na [H+]. Se repetirmos a experiência, porém desta vez utilizando 1,0 mL de NaOH 0,1 mol/L, verificamos que o pH da água aumenta de 7,0 para 11,0, uma variação de 10 000 na [H+]. O mesmo experimento descrito acima, se realizado em uma solução tampão contendo íons fosfato monoácido (HPO42-) e fosfato diácido (H2PO4-) de pH = 7,0, resulta em uma observação completamente diferente do constatado com a água pura. Do contrário, observa-se que na adição tanto de 1,0 mL de HCl quanto de 1,0 mL de NaOH a 99 mL da solução tampão, não há alterações do pH da mesma, o qual permanece em 7,0.

É importante observar as características do tampão para determinar se o mesmo é aplicável ou não para o experimento em questão. Alguns tampões podem interferir no sistema de reação, como por exemplo os tampões citrato e fosfato que não são recomendados para sistemas que são dependentes de cálcio. O Tris (hidroximetil) aminometano também é conhecido por ser agente quelante de cálcio e outros metais essenciais. Misture 50 mL de glicina e o volume indicado de ácido clorídrico e complete o volume para 100 mL com água destilada. Ajuste o pH final utilizando um pHmetro. Misture as soluções de ácido cítrico e de citrato de sódio nas proporções indicadas e complete o volume para 100 mL com água destilada. Ajuste o pH final utilizando um pHmetro. Misture as soluções de fosfato monobásico e dibásico nas proporções indicadas e complete o volume para 200 mL com água destilada. Ajuste o pH final utilizando um pHmetro.

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