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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Goiás

Campus Uruaçu

Licenciatura Plena em Química

Disciplina: Química Inorgânica

Experimento: Determinação de Ácido Acético em Vinagre

Discente: Edjaine Carriel Rosa Prado

Doscente: Alécia Maria Gonçalves

Uruaçu, Abril de 2013

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2 - Sumário

1. Capa ---------------------------------------------------------------------------------------012. Sumário -----------------------------------------------------------------------------------023. Introdução---------------------------------------------------------------------------------034. Materiais e métodos --------------------------------------------------------------------05

4.1. Materiais Utilizados--------------------------------------------------------------- 05 4.2. Reagentes Utilizados --------------------------------------------------------------054.3. Procedimento Experimental -----------------------------------------------------05

5. RESULTADOS e DISCUSSÃO ---------------------------------------------------076. CONCLUSÕES ------------------------------------------------------------------------10

7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS-----------------------------------------------11

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3 - Introdução

Nesse experimento procurou-se determinar o teor de ácido acético encontrado em uma amostra de vinagre comum comercial, adquirido em supermercado. Vale ressaltar que a escala de medida no final será expressa em porcentagem. Pela razão do ácido acético ser um ácido fraco (Ka = 1,753 x 10-5 ), foi utilizada a técnica de titulação com uma solução padronizada de NaOH (Hidróxido de sódio) base forte, usando fenolftaleína como indicador. Alguns conhecimentos serão abordados a fim de estabelecermos uma ponte ao resultado final, tais como, concentração molar e estequiometria das reações envolvidas.

O vinagre é um condimento de largo uso produzido pela fermentação de matérias amilosas. O vinagre comestível é uma solução aquosa diluída onde predomina o ácido acético proveniente da oxidação bacteriana do etanol da cana, das uvas ou de outras frutas. Embora o vinagre contenha outros ácidos orgânicos o teor de acidez é expresso em termos de ácido acético. A solução contém de 4 a 8% m/v de ácido acético.

O ácido acético, bem como a maioria dos ácidos orgânicos, é um ácido fraco e deve ser determinado por reação com uma base forte com a qual reage rápida e completamente sendo, portanto, compatível com o método volumétrico. O titulante geralmente usado é a solução padronizada de hidróxido de sódio com concentração em torno de 0,1 mol/L.

O produto da reação é a base conjugada CH3COO-(acetato). O pH de uma solução 0,1 mol/L de acetato de sódio é 8,7 e o de uma solução 0,01 mol/L é 8,2. Isto implica que o indicador usado deverá ter a zona de viragem em torno desse valor; a fenolftaleína é perfeitamente adequada para esse propósito uma vez que a sua zona de transição é de 8,0 a 10,0.

A teoria ácido e base de Bronsted-Lowry diz que a característica essencial de uma reação ácido-base é a transferência de um proton de uma espécie a outra. Nesse contexto, um proton é um íon hidrogênio, H+¿¿.

Ácido é toda a espécie química (molécula ou íon ) capaz de ceder (doar ) protons.

Base é toda a espécie química (molécula ou íon ) capaz de receber proton.

Exemplo de um ácido de Bronsted é o fluoreto de hidrogênio, HF, que pode doar um próton a outra molécula tal como a água, quando ele dissolve em água:

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HF (g) + H 2O (l)

H 3O+¿¿ +

F−¿¿ (aq)

Um exemplo de uma base de Bronsted é a ammonia, NH 3, que pode aceitar um proton de um doador de proton:

NH 3 (g) + H 2

O (l) NH 4

+¿¿ (aq) + OH−¿ ¿ (aq)

Nota –se que a água é um exemplo de uma substância anfiprótica, uma substância que pode atuar tanto como ácido quanto como base de Bronsted.

Como as reações de transferência de protons ocorrem me ambas às direções, o comportamento de ácidos e bases é mais adequadamente representado como um equílibrio dinâmico.

HF (aq) + H 2O (l)

H 3O+¿¿ (aq) +

F−¿¿ (aq)

H 2O (l) + NH 3

(aq) NH 4

+¿¿ (aq)+ OH−¿ ¿ (aq)

Este equilíbrio fornece uma descrição mais complete do comportamento do ácido HF e da base NH 3 em água do que somente a reação direta.

A simetria de cada uma das reações direta e inversa, que dependem da transferência de proton de um ácido para uma base, é expressa escrevendo o equilíbrio de Brnsted geral como:

Ácido1

+ Base2

Ácido2

+ Base1

A espécie Base1 é chamada de base conjugada do Ácido1 .

A espécie Ácido2 é chamada de ácido conjugado da Base2 .

A base conjugada de um ácido é a espécie gerada após a perda de um proton.

O ácido conjugado de uma base é a espécie formada quando um proton é ganho.

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4 - Materiais e métodos

4.1. Materiais Utilizados:

1 Bureta de 25mL;

3 Pipetas volumétrica de 10mL;

3 Erlenmeyer de 250mL;

2 Béquer de 50mL;

1 Balão volumétrico de 100mL

1 Proveta de 50mL

1 Bastão de vidro

4.2. Reagentes Utilizados:

NaOH

Solução alcoólica de fenolftaleína 1%

Amostras de vinagre

4.3. Procedimento Experimental:

Preparação de solução de hidróxido de sódio 0,1mol.L-1

Pesou-se 4,0 g de NaOH 0,1 mol.L-1 . Foi dissolvido a massa de soluto NaOH em água

destilada e transferido para o balão volumétrico e aferido o volume.

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Utilizando a pipeta volumétrica, foi transferido uma amostra de 3,00 mL de vinagre para

um erlenmeyer de 250 mL. Adicionado aproximadamente 50 mL de água destilada e 3 a

4 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína 1% (m/v).

Procedimento de Análise

A solução de NaOH 0.1 mol L-1 foi transferida para uma bureta de 25 ml da solução usada na titulação, com auxílio de um béquer de 50 ml. Em seguida foram retiradas as bolhas formadas na solução durante sua adição na bureta, para assim evitar erros na leitura do volume gasto, o qual fora ajustado a marca de 50 ml. Da solução de ácido acético a 10%, foram pipetados 5 ml, para um Erlenmeyer de 250 ml e adicionou-se aproximadamente 50 ml de água destilada e 4 gotas da solução indicadora de fenolftaleína 1% alcoólica. A amostra foi titulada adicionando-se a solução de NaOH da bureta gota a gota no Erlenmeyer, que ficou o tempo todo em movimento de homogeneização segundo o esquema ilustrado na Figura-1 abaixo até que a solução apresentasse uma coloração rosa indicando o ponto de equivalência (ponto de viragem). Após alguns segundos, foi verificado se a solução haveria voltado a ficar incolor e foi anotado o volume gasto de solução de NaOH 0,1 mol L-1 :

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5 - Resultados e discussão

Conforme a reação, podemos observar que a relação estequiométrica será de 1:1, sendo assim o número de mols do ácido acético, será igual ao número de mols do hidróxido de sódio. Segue a reação abaixo:

CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l)

1 mol 1 mol 1 mol 1 mol

A partir da observação do ponto final da titulação, foi anotado o volume gasto de solução de NaOH, para efeito de otimização de resultados e realização dos cálculos. Após o resultado final em % de cada amostra foram obtidos os valores médios e o desvio padrão conforme tabela-1 ilustrada abaixo.

       

Marca do Vinagre

Acidez teorica

Vol de NaOH gasto

Qdt % de CH3COOH por L de

vinagre   Ibiá escuro 4,20% 20 ml 4,00%Castelo escuro 4,00% 20,7 ml 4,10%Castelo limão 4,00% 25 ml 4,90%

Cálculos realizados:

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Vinagre Ibiá escuro

Determinação da concentração de ácido acético

CA = Concentração de ácido acético

VA = Volume vinagre

CB = Concentração NaOH

VB = Volume gasto NaOH (da bureta)

CA . VA = CB . VB

CA . 3 mL = 0,1 mol/L . 20 mL

CA = 0,67 mol/L

Determinação da massa

Peso molecular do ácido acético : 60g/mol

1 mol ------------ 60g

0,67 ------------- X

X = 40,2 g/ L

C =MV

Porcentagem do ácido ácetico

# Considerando a densidade = 1g/mol

40,2g1 L

. 1 L1000mL

= 0,0402 g/ mL

Transformando em %

0,0402. 100 = 4,02%

Vinagre Castelo escuro

Determinação da concentração de ácido acético

CA = Concentração de ácido acetico

VA = Volume vinagre

CB = Concentração NaOH

VB = Volume gasto NaOH (da bureta)

CA . VA = CB . VB

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CA . 3 mL = 0,1 mol/L . 20,7 mL

CA = 0,69 mol/L

Determinação da massa

Peso molecular do ácido acetico : 60g/mol

1 mol ------------ 60g

0,69 ------------- X

X = 41,4 g/ L

C =MV

Porcentagem do ácido ácetico

# Considerando a densidade = 1g/mol

41,4 g1L

. 1 L1000mL

= 0,0414 g/Ml

Transformando em %

0,0414 . 100 = 4,14%

# Se a densidade for = 1,053 g/ml

0,043 . 100 = 43%

Vinagre Castelo limão

Determinação da concentração de ácido acético

CA = Concentração de ácido acetico

VA = Volume vinagre

CB = Concentração NaOH

VB = Volume gasto NaOH (da bureta)

CA . VA = CB . VB

CA . 3 mL = 0,1 mol/L . 25 mL

CA = 0,83 mol/L

Determinação da massa

Peso molecular do ácido acetico : 60g/mol

1 mol ------------ 60g

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0,83 ------------- X

X = 49,8 g/ L

C =MV

Porcentagem do ácido ácetico

# Considerando a densidade = 1g/mol

49,8 g1L

. 1 L1000mL

= 0,0498 g/ mL

Transformando em %

0,0498. 100 = 4,98%

6.CONCLUSÕES

Foi possível concluir que os indicadores ácido-base apresentamdiferentes colorações dependendo do meio em que se apresentam (ácido oubásico). Entendeu-se também que, para que ocorra a neutralização de umácido é necessário que esse, seja misturado a uma base. Se ao ácido foradicionado um indicador ácido-base, no momento em que esse ácidoneutralizar totalmente, o mesmo mudará de cor. E finalmente que, para realizaro cálculo da concentração em quantidade de matéria é necessário efetuara divisão entre o número de mols do soluto e o volume total da solução.(a unidade de medida para expressar essa concentração é mol/ L).

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7.REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Maia, D. Práticas de química para engenharias. 1. ed. Campinas: Átomo, 2008. 87 p.

2. HARRIS, D. C. “Análise Química Quantitativa”. 8. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2012. 217p.

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