A solução tampão do laboratório escolar
Um grupo prepara uma solução aquosa dissolvendo 0,10 mol de ácido acético (CH₃COOH, Ka ≈ 1,8 × 10⁻⁵) e 0,10 mol de acetato de sódio (CH₃COONa) em água até completar 1,0 L. O professor pede que o grupo preveja o pH e o comportamento da solução ao receber 0,01 mol de HCl gasoso, considerando volume constante. Um estudante afirma que, como o ácido acético é fraco, a adição de HCl «não altera o pH, porque o ácido já está pouco ionizado». Outro sugere que o pH será 7, pois ácido e base «se neutralizam».
1. Estime o pH inicial da solução e explique o papel de cada componente.
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Temos um tampão ácido: ácido fraco e sua base conjugada em concentrações iguais (0,10 mol/L cada). Pela equação de Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([base conjugada]/[ácido]) = −log(1,8 × 10⁻⁵) + log(1) ≈ 4,74. O ácido acético é o reservatório de prótons; o íon acetato é a base conjugada que consome H⁺ adicionado. O pH não é 7 porque a solução é ácida: a presença do ácido fraco, mesmo pouco ionizado, fixa a [H⁺] em torno de 1,8 × 10⁻⁵ mol/L. O cálculo também pode ser feito por Ka = [H⁺][A⁻]/[HA], com [HA] ≈ [A⁻], o que leva ao mesmo resultado - bom teste de consistência para o candidato.
2. Calcule o novo pH após a adição de 0,01 mol de HCl e avalie a afirmação do primeiro estudante.
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O HCl (ácido forte) converte acetato em ácido acético: A⁻ + H⁺ → HA. Novo [HA] = 0,10 + 0,01 = 0,11 mol/L; novo [A⁻] = 0,10 − 0,01 = 0,09 mol/L. pH = 4,74 + log(0,09/0,11) = 4,74 + log(0,818) ≈ 4,74 − 0,087 ≈ 4,65. A variação é de apenas ≈ 0,09 unidade, mas não é nula: a afirmação do estudante é falsa. O tampão resiste à variação, não a impede. Sem o acetato, 0,01 mol de HCl em 1 L daria pH 2 - diferença enorme. O erro conceitual é confundir «pouco ionizado» com «insensível à adição de ácido»: justamente por ser fraco, o ácido acético forma um par conjugado capaz de absorver H⁺.
3. O que aconteceria se fosse adicionado 0,10 mol de HCl em vez de 0,01 mol? Discuta o limite do tampão.
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0,10 mol de HCl consumiria praticamente todo o acetato (0,10 mol), convertendo-o em ácido acético: restaria [A⁻] ≈ 0 e [HA] ≈ 0,20 mol/L. O tampão é destruído - a capacidade tamponante é limitada pela quantidade de base conjugada disponível. Depois do ponto de equivalência, o excesso de HCl (se houver) passaria a determinar o pH, que despencaria. Com exatamente 0,10 mol, o pH seria o de uma solução de ácido acético 0,20 mol/L, ≈ 2,7 (cálculo aproximado por Ka). A lição é que a equação de Henderson–Hasselbalch só vale enquanto as duas espécies coexistem em quantidades apreciáveis; usá-la após o consumo total da base conjugada é erro grave.