Por que o pH primeiro muda devagar e depois cai de modo brusco?

O trecho plano é a região tampão: os H⁺ adicionados são neutralizados pelo A⁻ e passam a HA, por isso log([A⁻]/[HA]) muda pouco. Quando a base quase se esgota, os novos H⁺ ficam na solução e o pH despenca — é o limite da capacidade tamponante.

O que significa pH = pKa?

Aí log([A⁻]/[HA]) = 0, ou seja [HA] = [A⁻]. Nesse ponto a capacidade tamponante é máxima: a solução segura melhor o pH tanto na adição de ácido quanto na de base.

E se eu adicionar base forte em vez de ácido?

A reação é outra: OH⁻ + HA → A⁻ + H₂O. O ácido fraco se consome, a base conjugada se acumula; o pH sobe devagar na região tampão, pela mesma equação de Henderson–Hasselbalch. Aqui só se trata a adição de ácido.

Os ícones de «mol» são moléculas de verdade?

Não. Cada ícone é um lote grande de matéria (por exemplo, um milimol). Água e íons estranhos não aparecem, para ficar visível a estequiometria: um mol de H⁺ retira um mol de A⁻.

Solução tampão

Equação de Henderson–Hasselbalch e curva de pH ao se adicionar ácido forte à mistura HA/A⁻.

Sobre o modelo

A solução tampão — mistura de um ácido fraco HA e de sua base conjugada A⁻ — resiste a uma variação brusca de pH quando se adiciona ácido forte ou base forte. O pH na região tampão vem da equação de Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]). Os H⁺ adicionados ligam-se à base: H⁺ + A⁻ → HA; a razão [A⁻]/[HA] muda devagar enquanto não se esgota a capacidade tamponante. Na tela, a estequiometria em mol e a curva de pH contra o ácido forte adicionado; ao lado, os mesmos mol de H⁺ em água sem tampão. Solução ideal, temperatura constante, volume que não muda com o titulante; o ácido forte entra como fonte de H⁺ livres.

Para quem: Ensino médio e química geral: equilíbrios ácido-base, soluções tampão, curvas de titulação.

Conceitos-chave

equação de Henderson–Hasselbalch
capacidade tamponante
par conjugado ácido–base
pH
pKa
curva de titulação
região tampão

Como funciona

O tampão segura o pH porque os prótons adicionados são absorvidos pela base conjugada A⁻. Enquanto HA e A⁻ existem em quantidades apreciáveis, pH ≈ pKa + log([A⁻]/[HA]). Quando A⁻ se esgota, a capacidade acaba e o pH cai para o valor de um ácido forte. No gráfico a curva azul é o tampão; a vermelha, os mesmos mol de H⁺ em água.

Fórmulas principais

pH = pKa + log₁₀([A⁻]/[HA])

Perguntas frequentes

Por que o pH primeiro muda devagar e depois cai de modo brusco?: O trecho plano é a região tampão: os H⁺ adicionados são neutralizados pelo A⁻ e passam a HA, por isso log([A⁻]/[HA]) muda pouco. Quando a base quase se esgota, os novos H⁺ ficam na solução e o pH despenca — é o limite da capacidade tamponante.
O que significa pH = pKa?: Aí log([A⁻]/[HA]) = 0, ou seja [HA] = [A⁻]. Nesse ponto a capacidade tamponante é máxima: a solução segura melhor o pH tanto na adição de ácido quanto na de base.
E se eu adicionar base forte em vez de ácido?: A reação é outra: OH⁻ + HA → A⁻ + H₂O. O ácido fraco se consome, a base conjugada se acumula; o pH sobe devagar na região tampão, pela mesma equação de Henderson–Hasselbalch. Aqui só se trata a adição de ácido.
Os ícones de «mol» são moléculas de verdade?: Não. Cada ícone é um lote grande de matéria (por exemplo, um milimol). Água e íons estranhos não aparecem, para ficar visível a estequiometria: um mol de H⁺ retira um mol de A⁻.

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