Métodos de preparo de soluções tampão

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!