Determinação Titulável do Ácido Acético

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    Relatório de Introdução às

   Práticas Laboratoriais.

DISCENTES: Karolyne Campos, Lise Rossi e Priscila Corrêa.

DOCENTE: Fernando Aguiar.

AULA: Determinação da porcentagem de Ácido Acético no vinagre.

MACAÉ - 2018

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INTRODUÇÃO

O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético (CH3COOH), produzido por um processo fermentativo, muito utilizado como condimento em saladas. Mais corretamente o vinagre é um condimento obtido por fermentação alcoólica de matérias primas açucarada, seguida de fermentação acética. O vinagre que encontramos no mercado é resultante da fermentação de vinho, contudo outros materiais podem ser utilizados para a sua obtenção. Como exemplo tem vinagres de sucos de frutas, de tubérculos, de cereais e até vinagre de álcool. A legislação brasileira considera que o vinagre de vinho deve conter 40 gramas de ácido acético por litro de solução ou 4% m/v.  Já a soda cáustica, também conhecida como Hidróxido de sódio (NaOH) é uma base forte, usada na indústria, principalmente como base química, na fabricação de papel, tecidos e detergentes. Apresenta uso doméstico para a desobstrução de encanamentos e sumidouros, pois dissolve gorduras e sebos. É altamente corrosivo e pode produzir queimaduras, cicatrizes e cegueira devido à sua elevada reatividade. O termo "análise de titulação" refere-se à análise química quantitativa levada por a determinação do volume de uma solução, de forma no qual precisa conhecer a concentração que é necessária para reagir quantitativamente com um volume medido de uma solução da substância a ser determinada. A solução no qual se conhece com precisão a força é chamada de solução padrão. A análise ácido-base de uma solução de concentração desconhecida é geralmente feita por um procedimento conhecido como titulação. Na titulação de uma solução de um ácido de concentração desconhecida, um volume medido do ácido é adicionado a um frasco e um titulante, uma solução de concentração conhecida de base, é adicionada com uma bureta até o ponto de equivalência, que é o ponto onde números iguais de equivalentes de ácido e base foram adicionados.

OBJETIVO

O objetivo da experiência é determinar a porcentagem de ácido acético em amostra comercial de vinagre através da titulação de um ácido forte e uma base fraca (neutralização), utilizando a solução padronizada previamente (na Prática 4) de hidróxido de sódio.

PARTE EXPERIMENTAL

- Materiais e reagentes:

ITEM	QUANTIDADE
Bureta (25 mL)	1
Suporte Universal	1
Garras	1
Proveta 50 mL	1
Erlenmeyer 125 mL	3
Béquer 100 mL	2
Pipeta Pasteur	1
Balão Volumétrico 100 mL	1
Balança analítica	1
Água Destilada	Quanto necessário
Pisseta para água destilada	1
Fenolftaleína (Indicador)	2 gotas nas 3 pesagens
Pipeta volumétrica de 25 mL	1
Pêra de sucção	1
Pipeta Volumétrica de 5 mL	1
Solução padrão de NaOH 0,1eq/L	100 mL

- Procedimento:

A solução de ácido acético comercial foi preparada pipetando-se com uma pipeta volumétrica de 5 ml e com a Pêra de sucção, 5 mL da amostra de vinagre para balão volumétrico de 100 mL completando o volume com água destilada até a marca (menisco) e homogeneizamos a solução. Sendo assim manipulou-se uma solução de 10% (V/V).

Dessa solução de ácido acético, transferimos aproximadamente 80 mL para um béquer de 100 mL e com a pipeta volumétrica de 25 mL pipetamos uma vez nos três erlenmeyers diferentes e os identificamos. Com a ajuda da proveta, transportamos 25 mL de água destilada e colocamos nos três béqueres, e gotejamos 2 gotas do indicador fenolftaleína.

Com a solução do ácido pronto, pegamos na capela a solução de NaOH que preparamos na última aula pratica e enchemos o outro béquer de 100 mL. Lavamos com água e ambientamos a bureta com o titulante NaOH até o menisco do 0, verificamos se houve vazamento e descartamos o titulante no lugar adequado. Prendemos a garra no suporte universal e fixamos a bureta de 25 mL. Enchemos com NaOH a bureta para retirar as bolhas da ponta (elas ocupam volume, causando um erro), e completamos até o menisco do 0.

Logo após, foi feito o preparo do padrão primário, que deve ser barato, estável e fornecer estequiometria bem definida. Temos então a estequiometria da seguinte forma:
NaOH + HAc → ← NaAc + H20

Dito isto, começamos a titulação, deixando gotejar a base no ácido que estava em cada Erlenmeyer, um de cada vez, até que chegasse em seu ponto de equivalência e a solução mudasse de cor para um tom rosa bem clara. Quando alcançasse esse ponto, fechamos a torneira da bureta e anotamos o quanto do titulante foi gasto. Após completaríamos a bureta até o menisco do 0 e realizaríamos novamente todo esse processo de titulação com os erlenmeyers que faltavam. Para então, em seguida, realizar os cálculos.

RESULTADOS E DISCURSSÕES

Na 1° amostra da titulação utilizamos 10,2 mL do titulante; na 2° amostra gastamos 9,8 mL do titulante e na 3° amostra consumimos 9,7 mL, ambos até chegarem ao ponto de equivalência (mudança de cor).

No frasco de NaOH, mostrava que sua concentração era de 0,0964 mol/L. Primeiro começamos transformando em litro a quantidade de titulante que foi necessário em cada amostra.

1° amostra – 10,2 mL / 1000 = 0,0102 L
2° amostra – 9,8 mL / 1000 = 0,0098 L
3° amostra – 9,7 mL / 1000 = 0,0097 L