Por que uma solução tampão apresenta muito menor variação de pH ao receber prótons do que água pura?

Porque a base conjugada do tampão reage com os prótons, formando o ácido conjugado, e assim limita o aumento da [H⁺].

Explicação: a capacidade tampão vem do par ácido fraco/base conjugada, que consome H⁺ segundo H⁺ + A^- → HA, reduzindo a variação de pH. O pH obedece à equação de Henderson‑Hasselbalch, \( \mathrm{pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[HA]}} \), logo pequenas mudanças relativas em [A^-] e [HA] provocam variações pequenas no pH.

Exemplo:
Considere um tampão acetato 0,10 M / ácido acético 0,10 M (pK_a = 4,76), pH inicial = 4,76. Adiciona-se 0,010 mol de H⁺ em 1 L: então [A^-] = 0,09 M e [HA] = 0,11 M, e
\( \mathrm{pH = 4{,}76 + \log\frac{0{,}09}{0{,}11} = 4{,}76 + \log(0{,}818) \approx 4{,}67} \), variação ≈ −0,09.
Em água pura, adicionar 0,010 mol H⁺ em 1 L dá [H⁺] = 0,010 M e pH = \( -\log(0{,}01) = 2{,}00 \), variação de 7,00 → 2,00, muito maior.