Solução Tampão

Química Experimental 2– Prática 1

SOLUÇÃO TAMPÃO: PREPARAÇÃO E PROPRIEDADES

Resumo

Na aula de hoje iremos preparar uma solução-tampão, a solução-tampão serve basicamente pra manter o pH estável na solução, mesmo se for adicionado um ácido ou uma base forte, o pH não varia, e também vamos ver quais os benefícios dessa solução.

Introdução

Soluções-Tampão

Soluções que contêm um par de ácido-base conjugado fraco, podem resistir drasticamente às variações de pH com a adição de pequenas quantidades de ácido ou base forte. Elas são chamadas soluções-tampão, o sangue humano, por exemplo, é uma mistura aquosa complexa com um pH tamponado a aproximadamente 7,4. Muito do comportamento químico da água do mar é determinado por seu pH, tamponado a aproximadamente 8,1 a 8,3 nas proximidades da superfície. As soluções- tampão têm muitas aplicações importantes no laboratório e na medicina.

Um tampão resiste às variações de pH porque ele contem tanto espécies ácidas para neutralizar os íons OH- quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+. Entretanto, ás espécies ácidas e básicas que constituem um tampão não devem consumir umas as outras pela reação de neutralização, essas exigências são preenchidas por um par ácido-base conjugado, assim os tampões são geralmente preparados pela mistura de um ácido fraco ou uma base fraca com um sal do ácido ou da base . Escolhendo os componentes apropriados e ajustando as respectivas concentrações relativas, podemos tamponar uma solução a virtualmente qualquer pH.

Duas importantes características de um tampão são capacidade e pH. A capacidade de tampão é a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar a um grau apreciável. A capacidade de tampão depende da quantidade de ácido e base do qual o tampão é feito. O pH do tampão depende de Ka para o ácido e das respectivas concentrações relativas de ácido e base que o tampão contém. Quanto mais as quantidades do par ácido-base conjugado, a razão de suas concentrações, e, consequentemente, o pH se torna mais resistente às mudanças.

Como os pares ácido-base conjugado compartilham um íon em comum, podemos calcular o pH de um tampão que usamos para tratar o efeito do íon comum, entretanto uma alternativa é algumas vezes tomada e baseada em uma equação, essa equação é conhecida como equação de Henderson-Hasselbalch , profissionais que trabalham frequentemente com tampões em geral usam essa equação para calcular o pH dos tampões. Ao fazermos cálculos de equilíbrio, temos visto que geralmente podemos desprezar a quantidade de ácido e base do tampão que ionizam, dessa forma, podemos usar as concentrações iniciais dos componentes ácidos e básicos do tampão diretamente na equação.

pH = pKa + log [base]/[ácido]

Vamos considerar agora de maneira mais quantitativa a resposta de uma solução tamponada à adição de um ácido ou base forte, é importante entender que as reações entre os ácidos fortes e as bases fracas prosseguem praticamente até se completarem, da mesma forma como acontece com as reações entre bases fortes e ácidos fracos. Portanto, desde que não excedamos a capacidade de tamponamento do tampão, podemos supor que o ácido forte ou a base forte é completamente consumido pela reação com o tampão.

Objetivos

Discutir a preparação, eficiência e aplicabilidades de uma solução tampão.

Materiais

- Acetato de sódio;

- Ácido acético (99,7%, densidade de 1,050g/mL);

- Ácido clorídrico (37%, densidade de 1,190g/mL);

- Hidróxido de sódio;

- pHmetros;

- 5 béqueres de 250 mL;

- 8 béqueres de 100 mL;

- 2 buretas de 50 mL;

- Suporte universal;

- 3 provetas de 50 mL;

- Micropipeta ajustável para 1 mL.

Procedimento experimental

I – Preparação de Soluções e medida de pH.

1- A turma se organizará em 3 a 5 equipes: cada equipe deverá descrever o procedimento para os demais alunos, incluindo todos os cálculos.

Equipe 1 - Irá preparar 250 mL de solução de ácido acético 1 mol L-1.

Equipe 2 - Irá preparar 250 mL de CH3COONa 1 mol L-1 (observe a variação da temperatura).

Equipe 3 - Irá preparar 100 mL de NaOH 1 mol L-1 (observe a variação da temperatura).

Equipe 4 - Irá preparar 100 mL de HCl 1 mol L-1 a partir de HCl concentrado. Equipe 5 - Calibrar pHmetro (seguir o manual).

OBS: dependendo do número de alunos serão somente 3 equipes e os procedimentos das equipes 4 e 5 já serão previamente efetuados.

A equipe 1 fez o o calculo a seguir e obteve o seguinte resulado:

Dados: H3CCOOH

Massa Molar: 60,05g/mol

Concentração: 99,7%

Densidade: 1,050 Kg/L

C=1mol/60,05g.1,050g/mL.(〖10〗^3 )mL/1L.99,7/100=17,43mol/L

V(mL)=(1mol.250mL)/█(17,43 mol L^(-1)@)=14,3 mL

A equipe 1 dilui 14,3 mL de ácido acético em 250mL de água e preparou uma solução de acido acético 1mol/L.

A equipe 2 precisava preparar 250mL de CH3COONa à 1mol/L e fez o seguinte cálculo:

g CH3COONa=136g/1mol .1mol/1L.0,25L/1mol=34g

Com o resultado acima de 34g a equipe foi até a balança e pesou 34 g de CH3COONa e foi lentamente dissolvendo em água o grupo notou que o Becker em que estava a solução esfriava um pouco, depois de totalmente dissolvido completou-se o volume de 250mL para finalizar a solução.

A equipe 3 fez o mesmo calculo acima, apenas com o composto diferente, o composto usado foi o NaOH, preparou-se uma solução de