Soluções de Tampão

Soluções tamponadas
Considere um recipiente contendo uma solução aquosa diluída de ácido fluorídrico. A equação que representa o equilíbrio de ionização desse ácido é:
HF ↔ H+ + F-
Se adicionarmos a essa solução uma pequena quantidade de fluoreto de sódio (NaF) sólido, que é solúvel em água, a presença dos íons fluoreto (F-) liberados dissociação desse sal fará com que o equilíbrio representado se desloque para a esquerda, de modo a consumir um pouco destes íons, de acordo com o princípio de Le Chatelier. Esse deslocamento é chamado efeito do íon comum.Assim, a edição de NaF fará com que a concentração dos íons H+ diminua e, conseqüentemente, o pH da solução aumente.
Considere um segundo recipiente contendo uma solução aquosa diluída de ácido fluorídrico. Se adicionarmos a essa solução um ácido forte (HCl, por exemplo), mesmo em pequena quantidade, observaremos que a concentração de H+aumentará por causa da grande diferença entre os valores de Ka dos dois ácidos. Observe:
Ka(HF) ~ 3,5 . 10-4
Ka(HCl) ~ 107
Considere agora um terceiro recipiente contendo uma solução aquosa de ácido fluorídrico e de fluoreto de sódio juntos em concentrações iguais (0,01 mol/L, por exemplo). Como vimos, a presença dos íons H+ dessa solução seja menor do que se tivéssemos apenas ácido fluorídrico 0,01 mol/L.

Se adicionarmos uma pequena quantidade de HCl a essa solução, pode-se observar, experimentalmente, que a concentração de H+ e, conseqüentemente, o pH dessa solução permanecem praticamente constantes. Isso acontece porque a dissociação do fluoreto de sódio fornece uma quantidade de íons F- suficiente para remover os íons H+adicionados, formando HF.

De forma similar, a adição de uma base forte a essa solução também não provoca variações muito grandes no pH.
Nesse caso, porém, são as moléculas de HF presentes que removem os íons OH-, por meio de uma reação de neutralização.
Soluções que, como essa solução de HF e NaF, apresentam uma resistência a mudanças no pH quando