conceito soluação tampão

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QUÍMICA NOVA NA ESCOLA N° 13, MAIO 2001

Histórico

O conceito original de açãotamponante surgiu de estu-dos bioquímicos e da necessi-

dade do controle do pH em diversosaspectos da pesquisa biológica, comopor exemplo em estudos com enzimasque têm sua atividade catalítica muitosensível a variações de pH. Nestecontexto, em 1900, Fernbach e Hubert,em seus estudos com a enzima amilase,descobriram que uma solução de ácidofosfórico parcialmente neutralizado agiacomo uma “proteção contra mudançasabruptas na acidez e alcalinidade”. Estaresistência à mudança na concentraçãohidrogeniônica livre de uma solução foientão descrita por estes pesquisadorescomo “ação tampo-nante” (do inglês buff-ering). Seguindo estaconstatação, em 1904,Fels mostrou que ouso de misturas de áci-dos fracos com seussais (ou de bases fra-cas com seus sais) permitia a obtençãode soluções cuja acidez (ou basicidade)não era alterada pela presença de traçosde impurezas ácidas ou básicas na águaou nos sais utilizados na sua prepara-ção, em decorrência de dificuldades ex-

perimentais tais como a ausência dereagentes e de água com elevado graude pureza.

O conceito de pH foi introduzido porSørensen em 1909, com o intuito dequantificar os valores de acidez e basi-cidade de uma solução. Ainda nesteano, Henderson apontou o papel fun-damental do íon bicarbonato (monoidro-genocarbonato, segundo a IUPAC) namanutenção da concentração hidroge-niônica do sangue, a qual podia serdefinida pela equação:

[H+] = K [H2CO3]/[HCO3–] (1)

onde K é a constante de equilíbrio dareação da primeira ionização do ácidocarbônico (H2CO3). Esta constante K é

a constante de equilí-brio químico a umadada temperatura efornece uma maneirade descrever quanti-tativamente os equilí-brios. K representa oquociente dos diferen-tes valores de concen-

tração das espécies, o qual tem umvalor, constante no equilíbrio, indepen-dente da concentração das espécies,mas dependente da temperatura. Estaconstante para a temperatura corpo-ral (37 °C) é diferente da padrão, para

25 °C, geralmente tabelada.Segundo estes estudos, a um

acréscimo de ácido carbônico (ou ou-tros ácidos, como o lático) na circula-ção, segue-se uma diminuição do pHsangüíneo, a menos que ocorra umaelevação proporcional de bicarbonato,de modo a manter constante a razão[H2CO3]/[HCO3

–].Em 1916, Hasselbach colocou em

forma logarítmica a equação de Hen-derson, simplificando a sua aplicabi-lidade na área clínica:

pH = pK + log ([HCO3–]/[H2CO3]) (2)

Tampões de ocorrência natural eindustrial: contextualização

Quase todos os processos biológi-cos são dependentes do pH; uma pe-quena variação na acidez produz umagrande variação na velocidade damaioria destes processos.

O pH do sangue de mamíferos é umreflexo do estado do balanço ácido-basedo corpo. Em condições normais, o pHé mantido entre 7,35 e 7,45 devido a umasérie de mecanismos complexos quecompreendem produção, tampona-mento e eliminação de ácidos pelo cor-po (Perrin e Dempsey, 1974). Um papelimportante neste equilíbrio é desem-penhado por sistemas inorgânicos, taiscomo H2PO4

–/HPO42–, CO2/H2CO3/

HCO3–, e grupos orgânicos ácidos e

básicos, principalmente de proteínas.

Antonio Rogério Fiorucci, Márlon Herbert Flora Barbosa Soarese Éder Tadeu Gomes Cavalheiro

Atualmente, os livros didáticos de química do ensino médio têm apresentado o conceito de solução tampãoinserido no contexto do equilíbrio químico. No entanto, um entendimento conceitual da capacidade tamponante nãoé alcançado plenamente, devido a ausência de uma associação com os conceitos de equilíbrio e do princípio de LeChatelier. Este artigo apresenta o desenvolvimento histórico do conceito de solução tampão, uma breve contextualizaçãoe uma discussão em termos de equilíbrio químico.

solução tampão, equilíbrio químico, capacidade tamponante

O conceito de solução tampão

O conceito de pH foiintroduzido por Sørensenem 1909, com o intuito de

quantificar os valores deacidez e basicidade de

uma solução

CONCEITOS CIENTÍFICOS EM DESTAQUE

A seção ‘Conceitos científicos em destaque’ tem por objetivo abordar, de maneira crítica e/ou inovadora, conceitoscientíficos de interesse dos professores de química.

Recebido em 23/10/00, aceito em 19/4/01

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Uma diminuição (acidose) ou aumento(alcalose) do pH do sangue pode causarsérios problemas e até mesmo ser fa-tal. A acidose metabólica é a forma maisfreqüentemente observada entre osdistúrbios do equilíbrio ácido-base. Podeser causada por diabetes grave, insufi-ciência renal, perda de bicarbonato pordiarréia e hipoxia ou isquemia, durante,por exemplo, exercício físico intenso.Uma compensação natural da acidosemetabólica pelo corpo é o aumento dataxa de respiração, fazendo com quemais CO2 seja expirado.

Tecidos vivos de plantas também sãotamponados, embora menos intensa-mente. O pH normal em tecidos vegetaisvaria entre 4,0 e 6,2. Nestes tecidos, osprincipais tampões são fosfatos, carbo-natos e ácidos orgânicos, como omálico, cítrico, oxálico, tartárico e algunsaminoácidos.

Dentre os fluidos biológicos, a salivatambém constitui uma solução tampão,com a função de neutralizar os ácidospresentes na boca, evitando o desen-volvimento de bactérias que formam aplaca bacteriana. O pH normal da sa-liva varia entre 6,4 e 6,9 no intervalo en-tre as refeições e de 7,0 a 7,3 enquantocomemos.

A capacidade tamponante em sis-temas biogeoquímicos pode ser fatordecisivo em impactos ambientais. Umestudo interessantesobre o impacto dachuva ácida sobre la-gos da região dasMontanhas Adiron-dack, área de NovaIorque, revelou quelagos sobre áreas ricasem calcário são menossuscetíveis a acidifi-cação devido à consi-derável capacidadetamponante das águas destes lagos(Skoog et al., 1996; Wright e Gjessing,1976). O carbonato de cálcio presenteno solo destas regiões reage com osíons hidrônio presentes na água, prove-nientes em grande parte da chuva ácida:

CaCO3(s) + H3O+(aq) →

Ca2+(aq) + HCO3-(aq) + H2O(l) (3)

levando à formação de um sistematampão HCO3

–/H2CO3/CO2.O solo também age como um tam-

pão e resiste às mudanças em pH, masa sua capacidade tamponante depen-de do seu tipo. Tal propriedade advémda capacidade de trocar cátions com omeio. Esta troca é o mecanismo peloqual K+, Ca2+, Mg2+ e metais essenciais,a níveis de traço, são disponibilizadosàs plantas. O processo de absorção deíons metálicos do solo pelas raízes dasplantas e sua conseqüente troca poríons H+, aliado à lixiviação de cálcio,magnésio e outros íons do solo por águacontendo ácido carbônico, tende atornar ácido o solo (Manahan, 1994):

solo}Ca2+ + 2CO2 + 2H2O →solo}(H+)2 + Ca2+(raiz) + 2HCO3

–(4)

O balanço de H+ no solo (produçãoatravés das raízes contra o consumopelo intemperismo) é delicado e podeser afetado pela deposição ácida. Se ataxa de intemperismo iguala-se ou exce-de a taxa de liberação de H+ pelas plan-tas, como seria o caso de um solocalcáreo, o solo manterá um tampão emcátions básicos (Ca2+, K+, NH4

+, Al3+) ealcalinidade residual (HCO3

–, H2PO4–

etc.). Por outro lado, em solos “ácidos”,a taxa de liberação de H+ pelas plantaspode exceder a taxa de consumo de H+

pelo intemperismo e causar uma acidifi-cação progressiva do solo (Stumm,1992; Stumm e Schnoor, 1995).

Na indústria de alimentos, algunsácidos e bases (ácidocítrico, ácido adípico,bicarbonato de sódio,ácido lático, tartaratoácido de potássio, áci-do fosfórico) são usa-dos como agentes deprocessamento para ocontrole da acidez ealcalinidade de muitosprodutos alimentícios.Dependendo da quan-

tidade desses aditivos e da acidez oualcalinidade do alimento antes da adi-ção destes compostos, pode ocorrer aformação de sistemas tampões ou es-tes simplesmente funcionam comoagentes neutralizantes. Estes tipos deaditivos são usados em gelatinas, fer-mento, processamento de queijo e embebidas refrigerantes (Snyder, 1995).

Em alguns casos, a própria soluçãotampão (ácido lático/lactato de sódio) éadicionada ao alimento, com a função

de agente conservante, evitando a dete-rioração por bactérias e outros micror-ganismos (Zeitoun e Debevere, 1992).Neste caso, as substâncias do tampãosão utilizadas como agentes anti-microbiais mantendo o alimento com opH baixo e conseqüentemente evitandoo desenvolvimento de microrganismos,como fungos e bactérias.

Solução tampão: definiçãocontemporânea

Hoje, o conceito de tampão é apli-cado nas diversas áreas do conheci-mento. Bioquímicos utilizam tampõesdevido às propriedades de qualquersistema biológico ser dependente dopH; além disso, em química analítica eindustrial, o controle adequado do pHpode ser essencial na determinação dasextensões de reações de precipitaçãoe de eletrodeposição de metais, na efe-tividade de separações químicas, nassínteses químicas em geral e no controlede mecanismos de oxidação e reaçõeseletródicas.

Uma definição mais abrangente foiapresentada, recentemente, por Harris(1999): uma solução tamponada resistea mudanças de pH quando ácidos oubases são adicionados ou quando umadiluição ocorre.

Embora haja outros tipos de soluçãotampão, estas soluções são constituídasgeralmente de uma mistura de um ácidofraco e sua base conjugada (exemplo:ácido acético e acetato de sódio), ou damistura de uma base fraca e seu ácidoconjugado (exemplo: amônia e cloretode amônio).

Solução tampão: equilíbrio químico eprincípio de Le Chatelier

Uma solução tampão pode ser pre-parada misturando-se uma solução deácido fraco com uma solução do seusal (base conjugada). Analisemos o queocorre, em termos de equilíbrio químico,após esta mistura.

Quando misturamos A mols de áci-do fraco (ou de base fraca) com B molsde sua base conjugada (ou de ácidoconjugado), a quantidade de matéria doácido (ou base) permanecerá, no equi-líbrio químico, próximo de A e a quan-tidade de matéria da base conjugada(ou ácido conjugado) próximo de B.

Para entender porque isto ocorre


Dentre os fluidosbiológicos, a saliva também

constitui uma soluçãotampão, com a função de

neutralizar os ácidospresentes na boca,

evitando odesenvolvimento de

bactérias que formam aplaca bacteriana

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desta forma, analisemos como exemploas reações de ionização de um ácidofraco e de hidrólise de sua base conjuga-da em termos do princípio de Le Chate-lier.

Consideremos um ácido fraco (ex.:ácido acético, HAc, com Ka = 1,74 x 10-5)e sua base conjugada (ex.: íon acetato,Ac– com Kh = Kb = Kw/Ka = 5,75 x 10–10).O baixo valor de Ka equivale a dizer quequando se prepara uma solução 0,2 molL–1 de ácido acético a 25 °C, para cada1000 moléculas de ácido acético,apenas 9 estão ionizadas de acordocom a reação abaixo:

HAc(aq) + H2O(l) H3O

+(aq) + Ac–(aq) (5)Ka = 1,74 x 10–5

Portanto, o ácido acético ioniza-semuito pouco, e a adição de um sal deacetato à solução fará com que a ioni-zação do ácido acético seja aindamenor, devido ao efeito do íon comum(acetato), que deslocará o equilíbrio dedissociação do ácido acético no senti-do de formação do mesmo, e não daionização.

O mesmo raciocínio pode ser apli-cado para o íon acetato (Ac–), quandose prepara uma solução 0,10 mol L-1

destes íons. Nestas condições, devidoao baixo valor de sua constante dehidrólise (Kh), a solução apresenta 75ânions Ac- hidrolisados para cada10000 ânions Ac- em solução, a 25 °C,de acordo com a reação:

Ac–(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH–(aq) (6)

Ka=5,75 x 10–10

Similarmente, o íon acetato reagemuito pouco com a água e a adiçãode ácido acético fará com que o ace-tato reaja ainda menos devido ao des-locamento da reação de hidrólise nosentido de formação do acetato, ouseja, reprimindo a hidrólise.

Portanto, se por exemplo 0,10 molde acetato de sódio + 0,2 mol de ácidoacético forem dissolvidos em 1 L deágua, a solução resultante apresentaráaproximadamente uma concentraçãode 0,10 mol L–1 de acetato de sódio e0,2 mol L–1 de ácido acético emequilíbrio químico na solução.

pH de uma solução tampãoO pH de uma solução tampão pode

ser estimado pela equação de Hender-son-Hasselbalch, que é uma formarearranjada da expressão de equilíbriode ionização de um ácido fraco (HA)ou de hidrólise de um ácido conjugado(BH+) de uma base fraca (B). Respec-tivamente, representamos os equilí-brios químicos destas soluções tam-pão pelas equações químicas:

HA(aq) + H2O(l) H3O

+(aq) + A–(aq) (7)

BH+(aq) + H2O(l) H3O

+(aq) + B(aq) (8)

E pelas suas respectivas constan-tes de equilíbrio:

(9)

Rearranjando as expressões ante-riores, temos as concentrações hidro-geniônicas definidas como:

(10)

Aplicando o logaritmo negativo emambos os lados, temos:

(11)

(12)

Aplicando a definição de pH, obte-mos finalmente a equação de Hender-son-Hasselbalch para os dois tipos desoluções tampão:

(13)

Estas expressões fornecem o pHde uma solução tampão, sabendo-sea razão entre as concentrações daespécie ácida (ácido fraco, HA, ouácido conjugado de uma base fraca,BH+) e da espécie básica (baseconjugada de um ácido fraco, A–, oubase fraca, B).

Pode-se estimar, por exemplo, o pHdo sangue em uma situação de acido-se respiratória descompensada, atra-vés das concentrações em equilíbrio,de HCO–

3 e H2CO3 (resultante da as-sociação de gás carbônico e água emplasma sangüíneo). Nestas condições,o plasma sangüíneo apresenta0,027 mol L–1 de HCO3

– e 0,0025 mol L–1

de H2CO3 (DEF, 2000/2001). Aplicando-se estes valores na equação:

(14)

teremos que a espécie básica, repre-sentada por A– corresponde neste casoao íon HCO3

– e a espécie ácida repre-sentada por HA refere-se ao H2CO3.Uma vez que o valor de Ka (constantede dissociação do ácido) é de 4,45 x10-7, pKa = -log Ka = 6,10, à temperaturacorporal. Finalmente, substituindo-seos valores citados na equação apre-sentada, teremos que o pH do sangueno caso apresentado é 7,13, típicocaso de acidose.

É importante enfatizar que no casoda ionização da espécie ácida (HA ouHB+), pKa = -log Ka, e no caso do ácidoconjugado de base fraca (HB+), Ka =Kw/Kb; conseqüentemente, pKa = pKw -pKb, e Kb refere-se à ionização de umabase fraca B. Assim, para um tampãoNH3/NH4Cl, a espécie básica represen-tada por B corresponde à NH3 e seuácido conjugado representado porBH+ corresponde ao cátion NH4

+ oriun-do do sal de cloreto. Sabendo-se queo pKb da base NH3 é igual a 4,76, po-demos concluir que o pKa do seu ácidoconjugado NH4

+ é igual a pKw - pKb,que a 25 °C equivale a 14,00 - 4,76 =9,24.

Considerando uma solução tam-pão NH3 /NH4Cl, em que ambas asespécies têm concentração de0,10 mol L–1, pode-se calcular o pHdesta solução de acordo com a equa-ção abaixo:

(15)

Lembrando-se que [B] = [NH3] =0,10 mol L–1, que [BH+] = [NH4

+] =0,10 mol L–1, e que pKa do íon amônioé 9,24, como obtido anteriormente,teremos o valor de pH desta soluçãotampão: pH = 9,24 + log 1 = 9,24.


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Verifica-se que quando a razão en-tre as espécies básica e ácida é iguala 1, o pH da solução tampão é idênticoao pKa, e quando a razão é menor oumaior que 1, o pH é, respectivamente,menor ou maior que o pKa.

A capacidade tamponante de umasolução

A capacidade tamponante de umasolução tampão é, qualitativamente, ahabilidade desta solução de resistir amudanças de pH frente a adições deum ácido ou de uma base. Quantitati-vamente, a capacidade tampão deuma solução é definida como a quanti-dade de matéria de um ácido forte ouuma base forte necessária para que1,00 L de solução tampão apresenteuma mudança de uma unidade no pH(Skoog et al., 1996).

Esta habilidade em evitar uma mu-

dança significativa no pH é diretamenterelacionada à concentração total dasespécies do tampão (ácidas e bási-cas), assim como à razão destas. Éverificado que um tampão é mais efeti-vo a mudanças no pH quando seu pHé igual ao pKa, ou seja, quando as con-centrações das espécies ácida e bá-sica são iguais. A região de pH útil deum tampão é usualmente consideradacomo sendo de pH = pKa ± 1.

A razão fundamental de uma solu-ção tampão resistir a mudanças de pHresulta do fato de que íons hidroxônioou hidroxila quando adicionados a estetipo de solução, reagem quantitativa-mente com as espécies básicas eácidas presentes, originando o ácidofraco e a base fraca, respectivamente.

Intuitivamente, é fácil constatar quequanto maior a concentração das es-pécies do tampão, maior será a quan-

tidade de íons hidroxônio ou íons hi-droxila necessários para a conversãocompleta dessas espécies a ácidosfracos e bases fracas. Ao final destaconversão, a razão entre a espécie pre-dominante e a de menor quantidadedo tampão torna-se elevada e a solu-ção deixa de ser um tampão.

Cabe salientar que para o entendi-mento do conceito de solução tampãoé necessário o conhecimento do con-ceito de ácido e base de Brønsted-Lowry.

Antonio Rogério Fiorucci, licenciado/bacharel em quí-mica e mestre em química analítica pela UniversidadeFederal de São Carlos (UFSCar), é doutorando na áreade química analítica na UFSCar. Márlon Herbert FloraBarbosa Soares, licenciado em química pela UniversidadeFederal de Uberlândia e mestre em química pela UFSCar,é doutorando em química na UFSCar. Éder Tadeu GomesCavalheiro, licenciado/bacharel pela USP-Ribeirão Pretoe doutor em química analítica pela USP-São Carlos, édocente no Departamento de Química da UFSCar.


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Na internetSobre a importância da capacidade tam-

pão da saliva, consulte os sítios:http://www.sosdoutor.com.br/sosodonto/

escova_oqueecarie.htm.http://www.medisa.pt/cd/cap05.htm.Sobre aditivos em alimentos de uma for-

ma geral e a função de ácidos e bases co-mo agentes de processamento, consulte o

artigo Food addditives: what are they? nosítio da Universidade Estadual de Iowa:

http://www.oznet.ksu.edu/library/fntr2/ncr438.pdf.

Um glossário sobre os termos utilizadospara aditivos alimentares e uma descriçãoda função e ação de várias substâncias co-mo aditivos é descrita no sítio da Univer-sidade de Illinois:

http://www.foodsafety.ufl.edu/consumer/il/il002.htm.

Ainda sobre aditivos em alimentos, in-cluindo a importância de ácidos e basescomo conservantes em alimentos, consul-te QMCWEB - Revista Eletrônica do Depar-tamento de Química da UFSC, n. 39:

http://www.qmc.ufsc.br/qmcwem/artigos/aditivos.html

Em relação aos equilíbrios do sistematampão bicarbonato/ácido carbônico/gáscarbônico e seus deslocamentos nas di-versas situações de acidose e alcalose,consulte a versão em português do Pro-jeto Biológico da Universidade do Arizona,no sítio:

http://www.projeto-biologico.arizona.edu /b iochemis t r y /p rob lem_se ts /medph.html.

Informações sobre os diversos sistemastampão envolvidos no controle do pH dosangue podem ser obtidos no sítio daUniversidade de Sydney, Austrália:

http://www.usyd.edu.au/su/anaes/lec-tures/acidbase_mjb/control.html

Abstract: The Concept of Buffer Solution – Currently, high-school chemistry textbooks present the concept of buffer solution in the context of chemical equilibrium. However, a conceptual understandingof buffering capacity is not completely reached due to the absence of an association with the concepts of equilibrium and the Le Chatelier principle. This paper presents the historical development of theconcept of buffer solution, a brief contextualization and a discussion involving chemical equilibrium.

Keywords: buffer solution, chemical equilibrium, buffering capacity

conceito soluação tampão

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