Relatório VOLUMETREIA DE NEUTRALIZAÇÃO: Determinação da Acidez Total do Vinagre

Relatório VOLUMETREIA DE NEUTRALIZAÇÃO: Determinação da Acidez Total do Vinagre Disciplina: Química Analítica II. Professora: Mayara de Sousa Oliveira.

Dhion Meyg da Silva Fernandes, Acadêmico do Curso de Licenciatura em Química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Ceará – IFCE campus Quixadá, Quixeramobim, fevereiro de 2014.

Sumário INTRODUÇÃO ..............................................................................................................1 Ácido Etanóico ...........................................................................................................4 Volumetria de Neutralização ...................................................................................6 OBJETIVO.....................................................................................................................11 MATERIAIS E MÉTODOS .......................................................................................11 Materiais e Reagentes ..............................................................................................11 Procedimentos ..........................................................................................................11 RESULTADOS E DISCUSSÕES ..............................................................................12 CONCLUSÕES.............................................................................................................13 PÓS-LABORATÓRIO ................................................................................................13 REFERÊNCIAS.............................................................................................................14

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VOLUMETREIA DE NEUTRALIZAÇÃO: Determinação da Acidez Total do Vinagre

1 INTRODUÇÃO É comum associar o termo ácido a compostos altamente perigosos, letais, corrosivos, de extrema periculosidade. Até certo ponto isto está correto, mas vale ressaltar que, não obstante da realidade científica, isto não é uma verdade absoluta. Existem ácidos altamente perigosos à saúde animal (inclusive humana), vegetal e ao equilíbrio ecológico. Exemplos destes ácidos são ácido sulfúrico, H2SO4, (que mesmo de acordo com algumas teorias químicas pode ser considerado como um ácido moderado) que corrói rapidamente materiais como plástico e metais e agride, de modo até letal, tecidos biológicos; ácido nítrico, HNO3, que reage fortemente com metais liberando gases tóxicos como óxido nítrico, NO, e agride “insanamente” órgãos e tecidos orgânicos; ácido clorídrico, HCl, considerado um ácido forte, corrói facilmente tecidos vivos, plástico e reage com metais de modo a oxidá-los. Mas como esta verdade (periculosidade total dos ácidos) não considerada absoluta, existem ácidos que possuem propriedades e funções que, ao contrário do que comumente se pensa a respeito desta função química, são de fundamental importância à existência da vida. A título de exemplos tem-se: o próprio HCl, supracitado como ácido forte, está presente no sulco gástrico da maioria dos animais, inclusive o ser humano, é de fundamental importância para a digestão de alimentos e prevenção de contaminações bacterianas oriundas fonte oral (água e alimentos), neste ponto percebe-se a relatividade que permeia sob o conceito de ácido, este pode ser ao mesmo tempo “bom” ou “ruim” à saúde. Outros tipos de ácidos fundamentais à existência vital são os ácidos graxos que estão presentes nos lipídios, umas de suas aplicações mais importantes é a formação da membrana plasmática (bicamada fosfolipídica) que envolve todo conteúdo celular, mantendo assistência à funcionalidade da célula. Um outro ácido bem comum é o chamado ácido acético, o qual é denominado, segundo a IUPAC, como ácido etanóico, CH3COOH, é um ácido orgânico presente no 3

vinagre e largamente utilizado na indústria de plásticos, mais especificamente, na fabricação de polietereftalato de etileno (PET). 1.1 Ácido Etanóico Trata-se de um ácido carboxílico, composto por 2 átomos de Carbono (o que lhe confere o prefixo et) 4 átomos de Hidrogênio (3 ligados ao carbono mais distante dos oxigênios – formando a metila – e 1 ligado a um dos oxigênio – formando a hidroxila) e dois átomos de Oxigênio (ligados ao mesmo cabono, um ligado dupla e covalentemente e o outro ligado por ligação covalente simples – formando a carboxila). Veja a imagem a seguir.

δ Metila

-

Carboxila

δ+

Figura 1 - Molécula de Ácido Etanóico, CH3COOH.

Na molécula deste ácido, tem-se a formação de um dipolo elétrico, ou seja, uma diferença de carga eletromagnética no decorrer da molécula. Isto confere o caráter polar do ácido etanóico. Como os átomos de Oxigênio são bem mais eletronegativos que átomos de Carbono e Hidrogênio, ele consegue atrair mais fortemente os elétrons compartilhados nas ligações covalentes, assim torna-se com maior probabilidade de presença de elétrons em seus orbitais, segundo as funções de onda para que os descrevem, assim, mais probabilidade de encontrar elétrons em seus orbitais lhe dão maior período de presença destes elétrons em seus orbitais, como a carga elétrica do elétron é negativa, a parte da molécula que possui os átomos de Oxigênio torna-se parcialmente negativa. Em contraposição, a parte mais orgânica, a metila, é “perde” densidade eletrônica para a carboxila e assim torna-se parcialmente positiva. Algumas propriedades do ácido acético ou etanóico estão tabeladas a seguir.

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Propriedades Físicas e Químicas do Ácido Etanóico Massa Molar Constante de acidez - Ka Função do logaritmo negativo de Ka - pKa Grau de ionização - α Densidade no estado líquido Densidade no estado sólido Ponto de fusão Ponto de ebulição Ponto de fulgor Momento dipolar (estado gasoso) Dose Letal de 50% - DL50 Tabela 1.

60,04 g.cm-1 1,8x10-5 4,75 3% 1,049 g. cm-1 1.266 g. cm-1 16.5 °C, 290 K, 62 °F 118.1 °C, 391 K, 245 °F 43 °C 1,74 D 3310 mg/kg, via oral

O conhecimento a respeito do ácido acético dá-se desde a Antiguidade, os antigos filósofos da Grécia Antiga, em especial Theophrastos, reconheciam fenômenos ocorridos entre o vinagre e alguns metais. O filósofo Theophrastos discorreu sobre pigmentos utilizados nas artes feitos a partir de reações entre o vinagre e metais, um tipo de reação comum entre os ácidos. Até certo período, após grandes alquimistas como Geber e Libavius sintetizarem o ácido acético por processos de destilação seca, pensava-se que o ácido presente no vinagre não era o mesmo sintetizado pela destilação, isso pensou-se até que o químico francês Pierre Adet provasse ser o mesmo composto. O ácido acético glacial é uma de suas formas mais encontradas em âmbito laboratorial, diz respeito ao ácido etanóico isento de água. Vale ressaltar que nesta forma ele é altamente corrosivo e inflamável, sua denominação de ácido fraco não diminui a necessidade de equipamentos de segurança para seu manuseio, posto que em sua forma pura é bastante concentrado e reativo. O ácido etanóico é um dos ácidos mais utilizados na indústria, suas reações com bases, chamadas reações de neutralização e produzem sais e água (como toda reação de neutralização ácido-base), esses sais são, geralmente, produtos desejados pela indústria, exemplos são: acetato de celulose, empregado em películas fotográficas e o acetato de polivinil, utilizado em materiais de limpeza.

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A concentração dos ácidos e de qualquer outras substâncias com que se trabalha, quando se tem objetivos estruturais químicos ou físico é extremamente fundamental. Para os ácidos, levando em consideração suas características reacionais com as bases e levando em consideração a estequiometria envolvida pode conhecer a concentração de um ácido ao realizar uma reação de neutralização acido-base com caráter investigativo e atentado-se ao volume gasto de base para que a reação chegue a cessar. Este tipo de procedimento investigativo é a chamada volumetria de neutralização. 1.2 Volumetria de Neutralização É essencial saber a concentração de espécies químicas em solução para que sua utilização prática tenha valor significativo. A volumetria de neutralização é uma técnica bastante utilizada em Química Analítica para quantificação de ácidos ou bases em soluções. Essa técnica também é chamada volumetria ácidobase. O termo volumetria é decorrente do fato de utilizar-se o volume das substâncias para se conhecer a concentração real de um ácido ou uma base tendo auxílio de uma solução titulante padrão, a qual é conhecida a molaridade e tem-se nota do volume utilizado para completar a reação de neutralização. A solução titulante é a que será adicionada a uma bureta e gotejada à substância com concentração desconhecida que estará presente em um erlenmeyer, o sistema conta com auxílio de um suporte universal e garras para fixação da bureta. A solução padrão é a qual tem-se conhecimento de sua molaridade real (concentração em mol.L-1) esta será adicionada à bureta e deve ser atentado o volume total utilizado para completar a reação com a solução de concentração desconhecida que estará presente no erlenmeyer. Quando a solução titulante é um ácido, a solução desconhecida a ser titulada será uma base, este tipo de volumetria de neutralização é dita acidimetria, em casos em que a espécie titulante é uma base, tem-se uma alcalimetria. Esta técnica de volumetria baseia na reação entre os íons H3O+ e OH-, conforme a reação (1).

H3O+ + OH-

2 H2O

(1)

Visto a relação entre os íons característicos de ácidos e bases a formar água, é necessário considerar a relação estequiométrica ácido-base, isto é necessário pelo fenômeno poliprótico de alguns ácidos, como ácido sulfúrico, 6

H2SO4, ácido fosfórico, H3PO4 e o ácido sulfídrico, H2S, e pelo caráter polibásico (mais de uma unidade de hidroxílas), como trihidróxido de aluminho, Al(OH)3. Outro fato a ser considerado é a força das espécies envolvidas, ácidos e bases. Para volumetria de neutralização entre ácidos fortes e bases fortes, podese calcular o pH antes, durante e depois do ponto de equivalência molar, isto significa o ponto em que a quantidade de mols de ácido e base são exatamente a mesma, logo a reação cessa e a solução titulada está totalmente neutralizada. A seguir um explicação matemática para o ponto de equivalência.

n ácido = n base Onde n é o número de mols, considerando que Onde M é molaridade e V o volume da solução ácida ou básica tem-se que Logo o ponto de equivalência entre ácido e base será: (2) Assim, para determinar a concentração de solução titulada (de concentração desconhecida) a partir da volumetria de neutralização, utiliza-se a equação (2). Um exemplo é a titulação de 25 mL de ácido clorídrico, HCl, de concentração desconhecida, com a utilização de meia bureta de 100 mL de solução de hidróxido de sódio, NaOH, de molaridade igual a 1,0 M. Utilizando a equação (2) tem-se a descoberta da concentração de HCl.

Vale atentar-se ao fato de a proporção estequiométrica ácido-base é de 1:1, posto que o ácido é monoprótico e a base é um monohidróxido. Para calcular o pH antes do início da titulação basta calcular o a função logarítma negativa na base 10 da concentração de H+ (-log10 [H+]), mas neste caso é necessário conhecer a concentração do ácido previamente. Após o início da titulação, mas ainda antes do ponto de equivalência o pH é calculado a partir da quantidade de ácido que ainda não fora neutralizado pela quantidade de base já adicionada, assim tem-se: 7

[H+]

[H+]

(3a)

Resolvida a equação (3) basta calcular a função logarítica negativa na base 10 da [H+]. Quando a solução a ser titulada for a base e não o ácido como mostrado na equação (3), basta troca os lados da subtração da seguinte forma, e acharás a [OH-]:

[OH-]

(3b)

[OH-]

No ponto de equivalência, como a quantidade de mols de ácido e base serão iguais, o pH será 7, visto que toda [H+] reagirá com toda a [OH-] formando água, a qual possui uma Kw = 1.10-14, que confere uma [H+] = 1.10-7, o que implica em pH = 7,00. Após o ponto de equivalência o pH será dado após a descoberta da [OH -] que será dado pela divisão da subtração dos número de mols da base (excesso) pelo número de mols do ácido (consumidos totalmente) pelo volume total da solução. Isto pode ser descoberto pela equação supracitada (3b). Em casos de volumetria de neutralização entre ácidos fortes e bases fracas e bases fortes com ácidos fracos, tem-se uma diferenciação do tipo de neutralização com ácidos e bases fortes, pelo fato de o sal formado nesse segundo tipo de reação de neutralização sofrer hidrólise e alterar o pH. Antes do início da titulação o pH é expresso pela [H+], considerando o um ácido fraco, deve-se atentar à sua constante ácida, Ka. Vide a dedução a seguir para a equação (4). A partir daqui considera-se as deduções para titulações entre ácidos francos e bases fortes.

HA

H+ + A-

Ka

[H+].[A-] Como a [H+] = [A-] pode-se considera o produto diretamente proporcional ao Ka como [H+]², assim tem-se:

[H+]²

[H+]²

(4)

[H+]

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Depois de iniciada a titulação haverá a formação de sal que sofrerá hidrólise, e alterará o pH. A esquematização a seguir mostra a dedução para a equação da determinação do pH para este momento da titulação. BA + H2O HA + BOH Ácido Água Base Sal

[H+].[A-]

Considerando que a concentração do sal, Cs, será dada pela concentração de base adicionada, a qual será o reagente limitante para a produção de sal, e a [HA], Cs, será dada pelo número restante de mols de ácido não reagidos com a base tem-se:

Substituindo as novas expressões das concentrações na equação de Ka, tem-se a equação (5).

[H+].Cs

(5)

[H+]

No ponto de equivalência deste tipo de titulação não tem-se o pH = 7, pelo fato do sal sofrer hidrólise, isso ocorre em função da força do ácido e da base. Como estamos considerando que o ácido é fraco e está sendo titulado com uma base forte, basta relembrar os conceitos de ácidos e bases conjugados de Bronsted-Lowry, para um ácido fraco há sempre a formação de uma base conjugada forte, e para uma base forte há sempre a formação de um ácido fraco, assim o ácido fraco em questão forma uma base conjugada, A-, forte. Como as bases fortes de Bronsted-Lowry são ótimas capturadoras de H+, rapidamente, o sal dissociado em B+ e A- passa a reagir com a água que possui prótons, esta reação acaba por formar ácido pela captura de H+ da água pela base conjugada forte, e havendo a formação de OH- que causará um pH básico no ponto de equivalência, como a base, BOH, é forte seu ácido conjugado, B+, é fraco e não reage o suficiente com o OH- para produzir novamente BOH, o que causaria o pH neutro, 7,00. Vide as reações a seguir.

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BA + H2O Água Sal

HA + BOH Ácido Base

B + + A-

BA

Sal dissociado

Hidrólise do sal -> Kh HA + OH-

A- + H2O

Reação com água

Percebe-se que [HA] = [OH-] e a Ka será dado em função [A-] que será usada para formar [HA] em reação com água, implicando que Cs = [A-], logo tem-se: (6)

Após o ponto de equivalência, basta calcular o excesso de base e dividir pelo volume total de solução, encontrando [OH-], basta considerar pH + pOH = 14 e encontrar o pH.

Para titulações com bases fracas e ácidos fortes segue-se o mesmo pensamento, porém utilizando Kb e encontrando-se o OH- inicialmente à titulação e o ponto de equivalência, em contraposto ao tipo de volumetria supracitada. Pode se encontrar a massa do ácido e/ou da base a serem utilizadas e como consequência, encontrar seu percentual em solução, ou até dados como %m/m, %m/v, %v/v, ppm, ppb etc. Para isto basta considerar que o ponto de equivalência

na

=

nb,

e que

n=massa/massa

molar (m/MM), para considerar

um resultado em M (molar) basta dividir o volume por 1000, assim pode ser expresso da seguinte forma: (7)

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2 OBJETIVO Determinar a acidez do ácido acético, verificando sua quantidade, em gramas, presentes em 100 mL da amostra. 3 MATERIAIS E MÉTODOS 3.1 Materiais e Reagentes Materiais/Quantidades

Material de Segurança

Balança semianalítica Balão volumétrico 250 mL (02); 100 mL (01) Bastão de vidro

01

Luvas de Látex

03

Reagentes

Béquer 50 mL

01

Bureta 10 mL

01

Espátula

01

01

Água Destilada Amostra de Vinagre Fenolftaleína Hidróxido de sódio

3.2 Procedimentos 3.2.1

Pesou-se 0,4 g de hidróxido de sódio, NaOH, P.A. com auxílio de

uma espátula metálica e um béquer de 50,0 mL em balança semianalítica. 3.2.2

Adicionou-se

uma

pequena porção

de água destilada à

quantidade pesada e agitou-se com auxílio de um bastão de vidro até a homogeneização; 3.2.3

Adicionou-se ao balão volumétrico de 100 mL e aferiu-se até ao

menisco; 3.2.4

Pipetou-se 25 mL de vinagre para um balão volumétrico de 250

mL e dilui-se até o menisco com água destilada. Agitou-se a solução até a completa homogeneização; 3.2.5

Retirou-se duas alíquota de 25 mL para diferentes erlenmeyers de

250 mL, tendo em vista a prática em duplicata; 3.2.6

Acrescentou-se duas gotas de fenolftaleína aos erlenmeyers e

titulou-se com hidróxido de sódio 0,1 M até a primeira coloração rósea permanente.

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4 RESULTADOS E DISCUSSÕES Utilizou-se a fórmula da molaridade do ponto de equivalência para calcular a massa de NaOH necessárias para prepara 100 mL de solução de NaOH 0,1 M, este calculo está expresso a seguir.

Na primeira alíquota de solução de vinagre gastou-se 27,25 mL de NaOH 0,1 M para que a titulação chegasse ao ponto de viragem identificado pela primeira mudança de cor permanente para róseo, identificando que a reação de neutralização cessara e a fenolftaleína reagira com o OH- tornando-se rósea, sua cor característica em meio básico. Isso remete à consideração de que pode se usar a fórmula (7) do ponto de equivalência supracitado para encontrar a massa de ácido acético presente na alíquota titulada, a seguir o cálculo citado.

Relacionando-se a massa e o volume totais de ácido acético na alíquota para calcular seu percentual na composição total tem-se: 250 mL de Solução -----------25 mL de vinagre 25 mL de Solução ---------- 2,5 mL de vinagre

2,5 mL de vinagre ------------------- 0,1635 g 100 mL --------------------------------------- X X=6,54 % de ácido acético compõe a alíquota. Percebe-se que 6,54 % da solução de vinagre é composta por ácido acético.

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Na segunda alíquota fora necessário utilizar 42,5 mL de NaOH 0,1 M para que houvesse a primeira mudança de cor permanente em função a reação da fenolftaleína com OH-. Assim tem-se:

2,5 mL de vinagre ------------------- 0,255 g 100 mL --------------------------------------- X X=10,2 % de ácido acético compõe a alíquota.

Os resultados foram bem diferentes entre as duas alíquotas, o desvio padrão está expresso a seguir, logo após o cálculo da média.

O desvio padrão fora bastante grande o que implica em uma dispersão nos resultados. 5 CONCLUSÕES O objetivo fora alcançado. Percebeu-se que no vinagre há uma quantidade significativa, que de acordo com os cálculos e considerando os erros e dispersão dos resultados não deve ultrapassar os 6%. Calculou-se o desvio padrão e percebeu-se uma dispersão com 2,58 de desvio da média, isto deve ter sido causado por erros de equipamento, com possível descalibração da bureta ou vidrarias aquecidas em momentos anteriores causando alteração no volume e erros na análise realatada; pode ter havido erro pessoal na preparação das soluções. 6 PÓS-LABORATÓRIO Relatório Pronto.

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7 REFERÊNCIAS  Ácido Etanóico. Wikipédia. Disponível em: . Código fonte: . Acesso em 15 fev. 2014.  BACCAN, N; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S., Química Analítica Quantitativa Elementar. Vol. Único, Ed. 1. São Paulo: Edgard Blücher, 1979.  BONI, L. A. B. de; GOLDANI, E., Introdução Clássica à Química Geral. vol. único. Versão baseada em v. 0.98 – A.2 – C.1. Porto Alegre: Tchê Química Cons. Educ. LTDA, 2007. 294 p. ilust.  BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E., Química Geral. vol. 2. 2 ed. Brasil: LTC, 1986.  Estudo da Volumetria de Neutralização. Cola da Web. Disponível em: . Acesso em 14 fev. 2013.  LORENA, Susana. Ácido Acético. InfoEscola. Disponível em: . Acesso em 14 fev. 2014.  MATOS, Maria Auxiliadora Costa. Volumetria de Neutralização. Publicado em 2011. Disponível em: . Acesso em 14 fev. 2014.

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