Por Robert Schrader Atualizado em 24 de março de 2022

Em química, um "tampão" é uma solução que você adiciona a outra solução para equilibrar seu pH, sua acidez relativa ou sua alcalinidade. Você cria um tampão usando um ácido ou base “fraco” e sua base ou ácido “conjugado”, respectivamente. Para determinar o pH de um tampão – ou extrapolar a partir de seu pH a concentração de qualquer um de seus componentes – você pode fazer uma série de cálculos baseados na equação de Henderson-Hasselbalch, também conhecida como “equação do tampão”.

Etapa 1

Use a equação tampão para determinar o pH de uma solução tampão ácida, dadas certas concentrações ácido-base. A equação de Henderson-Hasselbalch é a seguinte:pH =pKa + log ([A-]/[HA]), onde "pKa" é a constante de dissociação, um número único para cada ácido, "[A-]" representa a concentração de base conjugada em moles por litro (M) e "[HA]" representa a concentração do próprio ácido. Por exemplo, considere um tampão que combina ácido carbônico 2,3 M (H2CO3) com íon hidrogenocarbonato 0,78 M (HCO3-). Consulte uma tabela de pKa para ver que o ácido carbônico tem um pKa de 6,37. Inserindo esses valores na equação, você verá que pH =6,37 + log (0,78/2,3) =6,37 + log (0,339) =6,37 + (-0,470) =5,9.

Etapa 2

Calcule o pH de uma solução tampão alcalina (ou básica). Você pode reescrever a equação de Henderson-Hasselbalch para bases:pOH =pKb + log ([B+]/[BOH]), onde "pKb" é a constante de dissociação da base, "[B+]" representa a concentração do ácido conjugado de uma base e "[BOH]" é a concentração da base. Considere um tampão que combina 4,0 M de amônia (NH3) com 1,3 M de íon amônio (NH4+). Consulte uma tabela de pKb para localizar o pKb da amônia, 4,75. Usando a equação tampão, determine que pOH =4,75 + log (1,3/4,0) =4,75 + log (0,325) =4,75 + (-0,488) =4,6. Lembre-se que pOH =14 – pH, então pH =14 -pOH =14 – 4,6 =9,4.

Etapa 3

Determine a concentração de um ácido fraco (ou de sua base conjugada), dados seu pH, pKa e a concentração do ácido fraco (ou de sua base conjugada). Tendo em mente que você pode reescrever um "quociente" de logaritmos - ou seja, log (x/y) – como log x – log y, reescreva a equação de Henderson Hasselbalch como pH =pKa + log [A-] – log [HA]. Se você tiver um tampão de ácido carbônico com pH de 6,2 que você sabe que é feito com hidrogenocarbonato 1,37 M, calcule seu [HA] da seguinte forma:6,2 =6,37 + log(1,37) – log[HA] =6,37 + 0,137 – log[HA]. Em outras palavras, log[HA] =6,37 – 6,2 + 0,137 =0,307. Calcule [HA] tomando o "log inverso" (10 ^ x na sua calculadora) de 0,307. A concentração de ácido carbônico é, portanto, 2,03 M.

Etapa 4

Calcule a concentração de uma base fraca (ou seu ácido conjugado), dado seu pH, pKb e a concentração do ácido fraco (ou sua base conjugada). Determine a concentração de amônia em um tampão de amônia com pH de 10,1 e concentração de íon amônio de 0,98 M, tendo em mente que a equação de Henderson Hasselbalch também funciona para bases – desde que você use pOH em vez de pH. Converta seu pH para pOH da seguinte forma:pOH =14 – pH =14 – 10,1 =3,9. Em seguida, insira seus valores na equação do buffer alcalino "pOH =pKb + log[B+] – log [BOH]" da seguinte forma:3,9 =4,75 + log[0,98] – log[BOH] =4,75 + (-0,009) – log[BOH]. Como log[BOH] =4,75 – 3,9 – 0,009 =0,841, a concentração de amônia é o log inverso (10^x) ou 0,841, ou 6,93 M.

Coisas necessárias

• Calculadora científica
• tabela pKa

TL;DR (muito longo; não li)

Você poderá ver dois valores para o ácido carbônico ao consultar a tabela de pKa. Isso ocorre porque o H2CO3 possui dois hidrogênios – e portanto dois “prótons” – e pode se dissociar duas vezes, de acordo com as equações H2CO3 + H2O –> HCO3 – + H3O + e HCO3 – + H2O –> CO3 (2-) + H3O. Para efeitos de cálculo, basta considerar o primeiro valor.