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Histórico
O
conceito original de ação tamponante surgiu de estu- dos bioquímicos e da necessi- dade do controle do pH em diversos aspectos da pesquisa biológica, como por exemplo em estudos com enzimas que têm sua atividade catalítica muito sensível a variações de pH. Neste contexto, em 1900, Fernbach e Hubert, em seus estudos com a enzima amilase , descobriram que uma solução de ácido fosfórico parcialmente neutralizado agia como uma “proteção contra mudanças abruptas na acidez e alcalinidade”. Esta resistência à mudança na concentração hidrogeniônica livre de uma solução foi então descrita por estes pesquisadores como “ação tampo- nante” (do inglês buff- ering ). Seguindo esta constatação, em 1904, Fels mostrou que o uso de misturas de áci- dos fracos com seus sais (ou de bases fra- cas com seus sais) permitia a obtenção de soluções cuja acidez (ou basicidade) não era alterada pela presença de traços de impurezas ácidas ou básicas na água ou nos sais utilizados na sua prepara- ção, em decorrência de dificuldades ex-
perimentais tais como a ausência de reagentes e de água com elevado grau de pureza. O conceito de pH foi introduzido por Sørensen em 1909, com o intuito de quantificar os valores de acidez e basi- cidade de uma solução. Ainda neste ano, Henderson apontou o papel fun- damental do íon bicarbonato (monoidro- genocarbonato, segundo a IUPAC) na manutenção da concentração hidroge- niônica do sangue, a qual podia ser definida pela equação: [H +] = K [H 2 CO 3 ]/[HCO 3 – ] (1)
onde K é a constante de equilíbrio da reação da primeira ionização do ácido carbônico (H 2 CO 3 ). Esta constante K é a constante de equilí- brio químico a uma dada temperatura e fornece uma maneira de descrever quanti- tativamente os equilí- brios. K representa o quociente dos diferen- tes valores de concen- tração das espécies, o qual tem um valor, constante no equilíbrio, indepen- dente da concentração das espécies, mas dependente da temperatura. Esta constante 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 pH sangüíneo, a menos que ocorra uma elevação proporcional de bicarbonato, de modo a manter constante a razão [H 2 CO 3 ]/[HCO 3 –^ ]. Em 1916, Hasselbach colocou em forma logarítmica a equação de Hen- derson, simplificando a sua aplicabi- lidade na área clínica: pH = p K + log ([HCO 3 – ]/[H 2 CO 3 ]) (2)
Tampões de ocorrência natural e
industrial: contextualização
Quase todos os processos biológi- cos são dependentes do pH; uma pe- quena variação na acidez produz uma grande variação na velocidade da maioria destes processos. O pH do sangue de mamíferos é um reflexo do estado do balanço ácido-base do corpo. Em condições normais, o pH é mantido entre 7,35 e 7,45 devido a uma série de mecanismos complexos que compreendem produção, tampona- mento e eliminação de ácidos pelo cor- po (Perrin e Dempsey, 1974). Um papel importante neste equilíbrio é desem- penhado por sistemas inorgânicos, tais como H 2 PO 4 –^ /HPO 4 2–^ , CO 2 /H 2 CO 3 / HCO 3 – , e grupos orgânicos ácidos e básicos, principalmente de proteínas.
Antonio Rogério Fiorucci, Márlon Herbert Flora Barbosa Soares e Éder Tadeu Gomes Cavalheiro
Atualmente, os livros didáticos de química do ensino médio têm apresentado o conceito de solução tampão inserido no contexto do equilíbrio químico. No entanto, um entendimento conceitual da capacidade tamponante não é alcançado plenamente, devido a ausência de uma associação com os conceitos de equilíbrio e do princípio de Le Chatelier. Este artigo apresenta o desenvolvimento histórico do conceito de solução tampão, uma breve contextualização e uma discussão em termos de equilíbrio químico.
solução tampão, equilíbrio químico, capacidade tamponante
O conceito de pH foi introduzido por Sørensen em 1909, com o intuito de quantificar os valores de acidez e basicidade de uma solução
C ONCEITOS CIENTÍFICOS EM DESTAQUE
A seção ‘Conceitos científicos em destaque’ tem por objetivo abordar, de maneira crítica e/ou inovadora, conceitos científicos de interesse dos professores de química.
Recebido em 23/10/00, aceito em 19/4/
Uma diminuição (acidose) ou aumento (alcalose) do pH do sangue pode causar sérios problemas e até mesmo ser fa- tal. A acidose metabólica é a forma mais freqüentemente observada entre os distúrbios do equilíbrio ácido-base. Pode ser causada por diabetes grave, insufi- ciência renal, perda de bicarbonato por diarréia e hipoxia ou isquemia, durante, por exemplo, exercício físico intenso. Uma compensação natural da acidose metabólica pelo corpo é o aumento da taxa de respiração, fazendo com que mais CO 2 seja expirado. Tecidos vivos de plantas também são tamponados, embora menos intensa- mente. O pH normal em tecidos vegetais varia entre 4,0 e 6,2. Nestes tecidos, os principais tampões são fosfatos, carbo- natos e ácidos orgânicos, como o málico, cítrico, oxálico, tartárico e alguns aminoácidos. Dentre os fluidos biológicos, a saliva também constitui uma solução tampão, com a função de neutralizar os ácidos presentes na boca, evitando o desen- volvimento de bactérias que formam a placa 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 enquanto comemos. A capacidade tamponante em sis- temas biogeoquímicos pode ser fator decisivo em impactos ambientais. Um estudo interessante sobre o impacto da chuva ácida sobre la- gos da região das Montanhas Adiron- dack, área de Nova Iorque, revelou que lagos sobre áreas ricas em calcário são menos suscetíveis a acidifi- cação devido à consi- derável capacidade tamponante das águas destes lagos (Skoog et al. , 1996; Wright e Gjessing, 1976). O carbonato de cálcio presente no solo destas regiões reage com os íons hidrônio presentes na água, prove- nientes em grande parte da chuva ácida:
CaCO 3 (s) + H 3 O+(aq) → Ca2+(aq) + HCO 3 - (aq) + H 2 O(l) (3)
levando à formação de um sistema tampão HCO 3 – /H 2 CO 3 /CO 2. O solo também age como um tam-
pão e resiste às mudanças em pH, mas a sua capacidade tamponante depen- de do seu tipo. Tal propriedade advém da capacidade de trocar cátions com o meio. Esta troca é o mecanismo pelo qual K+, Ca2+, Mg2+^ e metais essenciais, a níveis de traço, são disponibilizados às plantas. O processo de absorção de íons metálicos do solo pelas raízes das plantas e sua conseqüente troca por íons H +, aliado à lixiviação de cálcio, magnésio e outros íons do solo por água contendo ácido carbônico, tende a tornar ácido o solo (Manahan, 1994): solo}Ca2+^ + 2CO 2 + 2H 2 O → solo}(H+) 2 + Ca2+(raiz) + 2HCO 3 –^ (4)
O balanço de H+^ no solo (produção através das raízes contra o consumo pelo intemperismo) é delicado e pode ser afetado pela deposição ácida. Se a taxa de intemperismo iguala-se ou exce- de a taxa de liberação de H+^ pelas plan- tas, como seria o caso de um solo calcáreo, o solo manterá um tampão em cátions básicos (Ca2+, K+, NH 4 +, Al3+) e alcalinidade residual (HCO 3 – , H 2 PO 4 – etc.). Por outro lado, em solos “ácidos”, a taxa de liberação de H+^ pelas plantas pode 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, alguns ácidos e bases (ácido cítrico, ácido adípico, bicarbonato de sódio, ácido lático, tartarato ácido de potássio, áci- do fosfórico) são usa- dos como agentes de processamento para o controle da acidez e alcalinidade de muitos produtos alimentícios. Dependendo da quan- tidade desses aditivos e da acidez ou alcalinidade do alimento antes da adi- ção destes compostos, pode ocorrer a formação de sistemas tampões ou es- tes simplesmente funcionam como agentes neutralizantes. Estes tipos de aditivos são usados em gelatinas, fer- mento, processamento de queijo e em bebidas refrigerantes (Snyder, 1995). Em alguns casos, a própria solução tampão (ácido lático/lactato de sódio) é adicionada 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 tampão são utilizadas como agentes anti- microbiais mantendo o alimento com o pH baixo e conseqüentemente evitando o desenvolvimento de microrganismos, como fungos e bactérias.
Solução tampão: definição
contemporânea
Hoje, o conceito de tampão é apli- cado nas diversas áreas do conheci- mento. Bioquímicos utilizam tampões devido às propriedades de qualquer sistema biológico ser dependente do pH; além disso, em química analítica e industrial, o controle adequado do pH pode ser essencial na determinação das extensões de reações de precipitação e de eletrodeposição de metais, na efe- tividade de separações químicas, nas sínteses químicas em geral e no controle de mecanismos de oxidação e reações eletródicas. Uma definição mais abrangente foi apresentada, recentemente, por Harris (1999): uma solução tamponada resiste a mudanças de pH quando ácidos ou bases são adicionados ou quando uma diluição ocorre. Embora haja outros tipos de solução tampão, estas soluções são constituídas geralmente de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada (exemplo: ácido acético e acetato de sódio), ou da mistura de uma base fraca e seu ácido conjugado (exemplo: amônia e cloreto de amônio).
Solução tampão: equilíbrio químico e
princípio de Le Chatelier
Uma solução tampão pode ser pre- parada misturando-se uma solução de ácido fraco com uma solução do seu sal (base conjugada). Analisemos o que ocorre, em termos de equilíbrio químico, após esta mistura. Quando misturamos A mols de áci- do fraco (ou de base fraca) com B mols de sua base conjugada (ou de ácido conjugado), a quantidade de matéria do ácido (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 fluidos biológicos, a saliva também constitui uma solução tampão, com a função de neutralizar os ácidos presentes na boca, evitando o desenvolvimento de bactérias que formam a placa bacteriana
Verifica-se que quando a razão en- tre as espécies básica e ácida é igual a 1, o pH da solução tampão é idêntico ao p K a , e quando a razão é menor ou maior que 1, o pH é, respectivamente, menor ou maior que o p K a.
A capacidade tamponante de uma
solução
A capacidade tamponante de uma solução tampão é, qualitativamente, a habilidade desta solução de resistir a mudanças de pH frente a adições de um ácido ou de uma base. Quantitati- vamente, a capacidade tampão de uma solução é definida como a quanti- dade de matéria de um ácido forte ou uma base forte necessária para que 1,00 L de solução tampão apresente uma mudança de uma unidade no pH (Skoog et al. , 1996). Esta habilidade em evitar uma mu-
dança significativa no pH é diretamente relacionada à concentração total das espécies do tampão (ácidas e bási- cas), assim como à razão destas. É verificado que um tampão é mais efeti- vo a mudanças no pH quando seu pH é igual ao p K a, ou seja, quando as con- centrações das espécies ácida e bá- sica são iguais. A região de pH útil de um tampão é usualmente considerada como sendo de pH = p K a ± 1. A razão fundamental de uma solu- ção tampão resistir a mudanças de pH resulta do fato de que íons hidroxônio ou hidroxila quando adicionados a este tipo de solução, reagem quantitativa- mente com as espécies básicas e ácidas presentes, originando o ácido fraco e a base fraca, respectivamente. Intuitivamente, é fácil constatar que quanto maior a concentração das es- pécies do tampão, maior será a quan-
tidade de íons hidroxônio ou íons hi- droxila necessários para a conversão completa dessas espécies a ácidos fracos e bases fracas. Ao final desta conversão, a razão entre a espécie pre- dominante e a de menor quantidade do tampão torna-se elevada e a solu- ção deixa de ser um tampão. Cabe salientar que para o entendi- mento do conceito de solução tampão é 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 Universidade Federal de São Carlos (UFSCar), é doutorando na área de química analítica na UFSCar. Márlon Herbert Flora Barbosa Soares, licenciado em química pela Universidade Federal de Uberlândia e mestre em química pela UFSCar, é doutorando em química na UFSCar. Éder Tadeu Gomes Cavalheiro, licenciado/bacharel pela USP-Ribeirão Preto e doutor em química analítica pela USP-São Carlos, é docente no Departamento de Química da UFSCar.
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Para saber mais
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Na internet
Sobre 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? no sítio da Universidade Estadual de Iowa: http://www.oznet.ksu.edu/library/fntr2/ ncr438.pdf. Um glossário sobre os termos utilizados para aditivos alimentares e uma descrição da 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 bases como 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 sistema tampão bicarbonato/ácido carbônico/gás carbônico 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. e d u / b i o c h e m i s t r y / p r o b l e m _ s e t s / medph.html. Informações sobre os diversos sistemas tampão envolvidos no controle do pH do sangue podem ser obtidos no sítio da Universidade 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 understanding of 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 the concept of buffer solution, a brief contextualization and a discussion involving chemical equilibrium. Keywords: buffer solution, chemical equilibrium, buffering capacity
