Buffers: características, preparação e exemplos
As soluções tampão são aquelas que podem diminuir as alterações de pH devido aos íons H 3 O + 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 carros 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.
Caso contrário, os íons H 3 O + acidificam 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.
Funcionalidades
Composição
Essencialmente, são compostos de um ácido (HA) ou uma base fraca (B) e sais de seus conjugados de base ou ácido. Consequentemente, existem dois tipos: buffers de ácido e buffers alcalinos.
Os tampões ácidos correspondem ao par HA / A, onde A- é a base conjugada do ácido fraco HA e interage com os iões - como o Na + - para formar sais de sódio. Desta forma, o par permanece como HA / NaA, embora eles também possam ser sais de potássio ou cálcio.
Ao derivar do ácido fraco HA, ele diminui 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:
A + H 2 O HA + OH-
Por outro lado, os tampões alcalinos consistem no par B / HB +, onde HB + é o ácido conjugado da base fraca. Geralmente, HB + forma sais com íons cloreto, deixando o par como B / HBCl. Esses buffers armazenam intervalos básicos de pH (maiores que 7):
B + H 3 O + => HB + + H 2 O
E, novamente, o HB + pode parcialmente hidrolisar para regenerar parte do B consumido:
HB + + H 2 OB + H 3 O +
Neutralizar os ácidos e bases
Embora os tampões de ácido tamponam os ácidos de pH e os tampões básicos de pH alcalino, ambos podem reagir com os íons H 3 O + e OH- através dessas séries de equações químicas:
A + H 3 O + => HA + H 2 O
HB + + OH- => B + H 2 O
Assim, no caso do par HA / A-, o HA reage com os iões OH-, enquanto o conjugado A- - a sua base reage com o H3O +. Assim que o par B / HB +, B reage com os íons H 3 O +, enquanto HB + - seu ácido conjugado - com o 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 de pH (ΔpH):
A imagem superior mostra o amortecimento do pH contra uma base forte (doador de 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 a + log ([B] / [A])
Aqui, B denota a base, A é o ácido e pK a é o logaritmo mais baixo da constante de acidez. Esta equação aplica-se tanto à espécie ácida 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 a . Se, ao contrário, [A] é muito pequeno em relação a [B], o valor de log () recebe um valor muito positivo, que é adicionado ao pK a . No entanto, quando [A] = [B], o log () é 0 e o pH = pK a .
O que significa tudo isso acima? Que o ΔpH será maior nos extremos considerados para a equação, enquanto será menor com um pH igual a pK a ; e como pK a é característico de cada ácido, esse valor determina a faixa pK a ± 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, aquele que você deseja manter o mais constante possível durante a reação ou processo.
- Conhecendo o pH, procuramos todos os ácidos fracos, aqueles cujo pK a está mais próximo deste valor.
- Uma vez que a espécie 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 do seu sal de sódio é pesada.
Exemplos
O ácido acético possui um pKa de 4, 75, CH3COOH; portanto, uma mistura de certas quantidades deste ácido e acetato de sódio, CH 3 COONa, formam um tampão que absorve eficientemente na faixa de pH (3, 75-5, 75).
Outros exemplos de ácidos monopróticos são os ácidos benzóico (C6H5COOH) e fórmico (HCOOH). Para cada um deles, seus valores de pK a 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 (H 3 PO 4 ) e o carbônico (H 2 CO 3 ), possuem tantos valores de pK a quanto os prótons podem liberar. Assim, o H3PO4 tem três pKa (2, 12, 7, 21 e 12, 67) e o H2OCO3 tem dois (6, 352 e 10, 329).
Se você quiser manter um pH de 3 em uma solução, você pode escolher entre o tampão HCOONa / HCOOH (pK a = 3, 68) e NaH2PO4 / H3PO4 (pK a = 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 é melhor tamponado em pH 3 do que NaH2PO4 / H3PO4.
