Buffers Soluções Características, Preparação e Exemplos

O soluções tampão ou tampões são aqueles que podem diminuir as alterações de pH devido a íons H₃O⁺ e OH^-. Na ausência destes, alguns sistemas (como os fisiológicos) são afetados, pois seus componentes são muito sensíveis a mudanças repentinas no pH.

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

Dependendo desses intervalos, aqueles que amortecem os valores de pH que merecem o meio são escolhidos. Por exemplo, se o meio de uma reação que produz íons H é necessário₃O⁺ mantenha um pH próximo em torno de 6, procure por um buffer que tenha esse valor dentro de sua faixa de maior eficiência.

Caso contrário, íons H₃O⁺ acidificar a solução (o pH cai para valores abaixo de 6), resultando em uma possível alteração no desempenho da reação. O mesmo exemplo pode ser aplicado para valores básicos de pH, isto é, maiores que 7.

Índice

• 1 caraterísticas
  • 1.1 Composição
  • 1.2 Neutralizar os ácidos e bases
  • 1.3 Eficiência
• 2 Preparação
• 3 exemplos
• 4 referências

Características

Composição

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

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

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

HA + OH^- => A^- + H₂O

No entanto, sendo um ácido fraco, sua base conjugada é parcialmente hidrolisada para regenerar parte do AH consumido:

Um^- + H₂O <=> HA + OH^-

Por outro lado, os tampões alcalinos consistem do par B / HB⁺, onde o HB⁺ é o ácido conjugado da base fraca. Geralmente, o HB⁺ forma sais com íons cloreto, deixando o par como B / HBCl. Esses buffers armazenam intervalos básicos de pH (maiores que 7):

B + H₃O⁺ => HB⁺ + H₂O

E, novamente, HB⁺ pode parcialmente hidrolizar para regenerar parte de B consumida:

HB⁺ + H₂O <=> B + H₃O⁺

Neutralizar os ácidos e bases

Embora tampões acídicos tamponam ácidos de pH e tampões alcalinos de pH básico, ambos podem reagir com íons H₃O⁺ e OH^- através destas séries de equações químicas:

Um^- + H₃O⁺ => HA + H₂O

HB⁺ + OH^- => B + H₂O

Assim, no caso do par HA / A^-, HA reage com íons OH^-enquanto A^- -o seu conjugado base-reage com o H₃O⁺. Quanto ao par B / HB⁺, B reage com os íons H₃O⁺enquanto HB⁺ -o seu ácido conjugado- com OH^-.

Isso permite que ambas as soluções tampão neutralizem as espécies ácidas e básicas. O resultado do acima exposto versus, por exemplo, a adição constante de moles de OH^-é a diminuição da variação do pH (ΔpH):

A imagem superior mostra o tamponamento do pH contra uma base forte (dador OH)^-).

Inicialmente o pH é ácido devido à presença de HA. Quando a base forte é adicionada, as primeiras moles de A são formadas^- e o buffer começa a fazer efeito.

No entanto, existe uma área da curva em que a inclinação é menos acentuada; isto é, onde o amortecimento é mais eficiente (quadro azulado).

Eficiência

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

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

Outra maneira de entender é através da famosa equação de Henderson-Hasselbalch:

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

Aqui B denota a base, A o ácido e pK_um é o logaritmo mais baixo da constante de acidez. Esta equação aplica-se tanto às espécies ácidas HA como ao conjugado ácido HB⁺.

Se [A] é muito grande com relação a [B], o log () recebe um valor muito negativo, que é subtraído de pK_um. Se, ao contrário, [A] é muito pequeno em relação a [B], o valor de log () tem um valor muito positivo, o que aumenta em pK_um. No entanto, quando [A] = [B], o log () é 0 e o pH = pK_um.

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

Os valores de pH dentro desse intervalo são aqueles em que o buffer é mais eficiente.

Preparação

Para preparar uma solução de buffer, é necessário ter em mente as seguintes etapas:

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

- Conhecendo o pH, procuramos todos os ácidos fracos, aqueles cujo pK_um aproxime-se desse valor.

- Uma vez que a espécie de HA tenha sido escolhida e a concentração do tampão calculada (dependendo da quantidade de base ou ácido que é necessária para neutralizar), a quantidade necessária de seu sal de sódio é pesada.

Exemplos

O ácido acético tem um pK_um de 4,75, CH₃COOH; Portanto, uma mistura de certas quantidades deste ácido e acetato de sódio, CH₃COONa, forma um tampão que absorve 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 deles, seus valores de pK_um eles são 4,18 e 3,68; portanto, suas faixas de pH de maior tamponamento são (3,18-5,18) e (2,68-4,68).

Por outro lado, os ácidos polipróticos, como o fosfórico (H₃PO₄) e carbono (H₂CO₃) tem muitos valores de pK_um como os prótons podem liberar. Então, o H₃PO₄ tem três pK_um (2.12, 7.21 e 12.67) e o H₂CO₃ tem dois (6,352 e 10,329).

Se você quiser manter um pH de 3 em uma solução, você pode escolher entre o buffer HCOONa / HCOOH (pK_um= 3,68) e NaH₂PO₄/ H₃PO₄ (pk_um= 2,12).

O primeiro tampão, o do ácido fórmico, está mais próximo do pH 3 do que o tampão do ácido fosfórico; portanto, HCOONa / HCOOH amortece melhor em pH 3 que NaH₂PO₄/ H₃PO₄.

Referências

1. Dia, R. e Underwood, A. Química Analítica Quantitativa (quinta ed.) PEARSON Prentice Hall, p. 188-194.
2. Avsar Aras. (20 de abril de 2013). Mini Choques Obtido em 9 de maio de 2018, de: commons.wikimedia.org
3. Wikipédia. (2018) Solução tampão. Retirado em 9 de maio de 2018, de: en.wikipedia.org
4. Assoc. Prof. Lubomir Makedonski, PhD. [Doc.] Soluções de buffer. Universidade Médica de Varna.
5. Coletivo Chem. Tutoriais de buffer. Retirado em 9 de maio de 2018, de: chemcollective.org
6. askIITians. (2018) Solução tampão. Retirado em 9 de maio de 2018, de: askiitians.com
7. Quimicas.net (2018). Exemplos de Soluções de Buffer, Buffer ou Buffer. Retirado em 9 de maio de 2018, de: quimicas.net