INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO RIO GRANDE DO NORTE – CAMPUS MACAU

Curso Técnico Subsequente em Química

Disciplina: Físico-Química Experimental

Professor: Antonio César Nobre de Abrantes

Alunos: Jaks Anchieta de Sena, Nara Poliana Meneses de Oliveira, Robert Patrick Santos, Wellington Pinheiro Lopes Júnior e Whakson Kleber de Souza Ferreira.

DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO MOLAR DO ÁCIDO ACÉTICO EM VINAGRE COMERCIAL

Macau/RN

Junho/2015

1 – INTRODUÇÃO

A volumetria de neutralização envolve a titulação de espécies químicas ácidas com

uma solução padrão alcalina (alcalimetria) e titulação de espécies químicas básicas com uma

solução padrão ácidas (acidimetria). O ponto de final é determinado por um indicador

químico, indicador ácido-base, ou um método instrumental. A solução padrão sempre será um

ácido forte ou uma base forte (BACCAN, 1979).

A maneira como o pH varia nas imediações do ponto de equivalência (PE) é

importante para a escolha do indicador adequado, pois cada indicador possui um intervalo de

valores de pH que ocorre variação da coloração “zona de transição”. Nesta prática, o

indicador usado foi a fenolftaleína que possui zona de transição de cor entre pH 8,2 e 9,8.

Esse indicador assumiu a forma incolor em meio ácido e violeta avermelhado em meio

alcalino. (BACCAN, 1979). Se a concentração do indicador for particularmente forte, pode

tomar uma cor carmim ou fúcsia. Por esta propriedade e sua destacada e intensa cor, é também

um componente em indicador universal, uma solução consistindo de uma mistura de

indicadores de pH (normalmente fenolftaleína, vermelho de metila, azul de bromotimol e azul

de timol, entre outros em variações. [1]

Pela teoria da dissociação de Ostwald, os indicadores de pH mostram cores diferentes

quando estão na forma molecular ou dissociada. Considerando um indicador ácido HIn, em

equilíbrio com seus íons H+ e In-com cor “A” forma de HIn e com cor “B” na forma

dissociada. Quando esse indicador for posto em solução ácida, pelo efeito do íon comum, sua

ionização é reprimida e ele mostrará a cor “A”. Quando for posto em solução alcalina ele

mostrará a cor “B” porque as OH- se combinam com H+ provenientes da dissociação,

formando H2O e para repor o equilíbrio mais indicador se dissocia. Na volumetria de

neutralização a concentração crítica variável no decorrer da titulação é a espécie H 3O+. A

curva de titulação representa a variação logarítmica da concentração de H3O+ em função do

volume da solução padrão adicionada (VOGEL, 2011).

O ácido acético e um ácido fraco, Ka de 1,8 x 10-5, apresenta-se como um líquido

incolor, com odor característico de vinagre. É totalmente solúvel em água, álcool etílico e na

maioria dos solventes orgânicos, amplamente usado em química industrial na forma de ácido

acético glacial 99,8% (m/m) densidade 1,053 g/mL ou em soluções de diferentes

concentrações. Na indústria alimentícia é consumido como vinagre, que é uma solução diluída

de ácido acético glacial (3,5 a 8% m/v) (SKOOG, 2010).

2 - OBJETIVO

O objetivo do experimento foi o de determinar o teor de ácido acético, ou seja, sua

concentração molar, por meio de uma titulação utilizando uma solução padronizada de

hidróxido de sódio (NaOH) a 0,1 M, em uma amostra de vinagre comercial.

3 – MATERIAIS E MÉTODOS

3.1 Materiais utilizados:

Bureta 25 mL

Erlenmeyer 250 mL

Pipeta graduada de 5 mL

Béquer 100 mL

Suporte universal

Agarradores de metal.

3.2 Reagentes usados:

Solução de NaOH 0,1M

Amostra de Vinagre comercial (C2H4O2)

Fenolftaleína (C20H14O4)

3.3 Procedimento Experimental

1. Colocar a solução de NaOH 0,1M na bureta até completar o volume total

(marca 0mL). Verificar se não existe vazamento do hidróxido.

2. Pipetar 5 mL de vinagre no frasco e colocar no erlenmeyer, de 250mL, e

adicionar umas 5 gotas de fenolftaleína.

3. Abrir a torneira da bureta, fazendo com que o NaOH goteje levemente. Quando

houver mudança de coloração persistente no liquido contido no erlenmeyer,

fechar a torneira e anotar o volume de NaOH gasto. Descarte o conteúdo do

erlenmeyer na pia e a seguir lave erlenmeyer.

4. Devolva a solução de NaOH contida na bureta no recipiente adequado indicado

pelo professor ou pelos monitores.

5. Lave a bureta na pia com detergente.

6. Coloque novamente a bureta na bancada.

7. Ao terminar deixe sua bancada limpa!

Primeiro preparou-se a bureta, colocando-a no suporte universal e depois encheu-se a

mesma com a solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 M até completar o volume total. Em

seguida pipetou-se do frasco (1) uma alíquota de 5 mL de vinagre e passou-se o para um

Erlenmeyer. Depois adicionou-se 5 gotas de fenolftaleína. Seguindo com o experimento

deixou-se cair gota a gota de solução de NaOH na solução de vinagre, até que a solução ácida

atingiu-se o ponto de viragem onde a mesma mudou-se de cor para o rosa claro.

4 – RESULTADOS E DISCUSSÕES

Na prática realizada, com um ácido fraco (CH3COOH) e uma base forte (NaOH), as

espécies reagem completamente, pois a constante de equilíbrio envolvida na reação é grande.

No Ponto de Equivalência, quando ocorre a viragem do indicador, a quantidade de base forte

adicionada foi suficiente para reagir com todo o ácido fraco presente na solução, produzindo

um sal de ácido fraco e base forte e água. Após o Ponto de Equivalência, excesso de base

forte é adicionado a solução do sal de ácido fraco e base forte. O vinagre contém ácido acético

como seu principal constituinte ácido. A determinação da concentração deste ácido é feita por

titulação com solução de NaOH. O processo de titulação é descrito pela reação:

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

Para encontrar o valor da concentração do ácido acético presente no vinagre,

realizaram-se cálculos de concentração em quantidade de matéria a partir dos valores do

volume da amostra de vinagre contendo o CH3COOH, a concentração do NaOH, igula a 0,1

mol/L, assim como seu volume de 34,4 mL consumido na titulação após a diluição e,

utilizando a estequiometria, encontramos:

Equação balanceada: CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l)

Proporção estequiométrica: 1 mol 1 mol → 1 mol 1mol

Concentração das espécies: x 0,1 mol/L

Volume de amostra e titulante: 5 mL 34,4 mL

Cálculo da concentração do CH3COOH

0,1 mol/L = n n = 0,00344 mol x = 0,00344 mol x = 0,688 mol/L de CH3COOH 0,0344 L 0,005 L

Sendo então, o valor da concentração de ácido acético presente no vinagre aproximadamente

igual a 0,7 mol/L.

5 – CONCLUSÕES

Nesta prática, que objetivou a determinação do teor de ácido acético em uma amostra

de vinagre comercial para fins práticos e didáticos, compreendemos um pouco mais sobre os

processos envolvidos na realização das reações de neutralização. Na ocasião, foram

retomados vários conceitos como o de hidrolise salina, solução-tampão e constante de

equilíbrio, temas esses que bem abordados na disciplina de Química qualitativa.

Contudo, a revisão bibliográfica sobre os temas relacionados à prática experimental,

também trouxe uma melhor compreensão da aplicabilidade, problemática e das informações

técnicas referentes à determinação do teor do CH3COOH presente em amostra de vinagre

comercial. Consideramos que a descrição da atividade realizada e as discussões feitas em

grupo foram importantes e que se configuram como o início das experiências e bagagem que

um futuro técnico em Química tem que adquirir para se tornar um bom profissional.

6 – REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS

[1] Universal Indicator ISCID Encyclopedia of Science and Philosophy. Disponível em: <

http://www.iscid.org/encyclopedia/Universal_Indicator> Acesso em: 20 abr. 2013.

FIGURA 1. Disponível em: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Phenolphthalein_

Synthesis.svg> Acesso em: 20 abr. 2013.

BACCAN, Nivaldo et al. Química analítica quantitativa. São Paulo: Edgard Blücher,

Campinas: Universidade Estadual de Campinas, 1979.

SKOOG, Douglas A. et al. Fundamentos de química analítica. 8. ed. São Paulo: Cengage

Learning, 2010.

VOLGEL, Arthur Israel. Análise Quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2011.