O Acidez do Vinagre
Por: 35ramone • 20/5/2015 • Relatório de pesquisa • 1.331 Palavras (6 Páginas) • 591 Visualizações
SUMÁRIO
• OBJETIVO......................................................................................... 4
• INTRODUÇÃO................................................................................... 5
• MATERIAIS E REAGENTES............................................................. 6
• PROCEDIMENTOS........................................................................... 7
• CONCLUSÃO.................................................................................... 8
• REFERÊNCIAS BIBIOGRÁFICAS.................................................... 9
• ANEXO - FUNÇÃO DA FENOLFTALEÍNA....................................... 10-13
• ANEXO - APLICAÇÕES DO ÁCIDO ACÉTICO................................ 14-15
OBJETIVO
Determinar a acidez total do vinagre com o ácido acético, por meio de titulação.
INTRODUÇÃO
Este experimento será realizado com o objetivo de determinar a porcentagem de ácido acético que existe no vinagre, ou seja, determinar o seu teor de acidez, realizando uma titulação de um ácido forte em uma base fraca.
Materiais e Reagentes
1- Bureta
2- Suporte Universal
3- Garra
4- Becker 2
5- Funil
6- Pisseta
7- Proveta 10 ml
8- Erlenmeyer
9- Pipeta 2 ml
10- Pera
11- Água Destilada
12- Vinagre
13- Solução de Hidróxido de Sódio 0,1M (fc = 0,970)
PROCEDIMENTOS
• Com o auxílio da pipeta e da pera, pipetamos 1,0 ml de vinagre e transferirmos para o erlenmeyer.
• Utilizando a pisseta, foram medidos 15 ml de água destilada na proveta, em seguida foi transferido para o becker.
• Foram adicionados no becker 3 gotas de fenolftaleína, sendo que já possuía bico dosador, dispensando o auxílio do conta gotas.
• Usando o suporte universal, a bureta foi fixada com a ajuda da garra.
• Enchemos a bureta com a solução de Hidróxido de Sódio 0,1M.
• Gotejamos a solução da bureta no erlenmeyer, agitando constantemente.
• Observamos que a substância mudava a coloração, tornando-se cada vez mais clara, após chegar ao resultado esperado, fechamos a torneira da bureta.
• Valor gasto na bureta 34,5 ml.
CONCLUSÃO
Concluímos que a solução ácida atingiu o ponto de viragem e a solução mudou de cor (rosa claro). Quando essa mudança ocorre, à titulação se conclui por completo.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
• Operação Básica em Laboratório
• http://formatacaoabnt.blogspot.com.br/search?updated-max=2011-10-07T19:29:00-07:00&max-results=6&start=18&by-date=false
• http://www.brasilescola.com/quimica/Acido-acetico.htm
• http://www.mundoeducacao.com/quimica/indicadores-acido-base.htm
ANEXO
Função da Fenolftaleína
A fenolftaleína é um exemplo de indicador ácido-base sintético que fica rosa em meio básico e incolor em meio ácido.
Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio.
O pH é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H+] ( ou H3O+) em uma solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução.
Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico.
A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um meio neutro, os valores abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio.
Abaixo temos alguns exemplos de soluções do cotidiano com o pH próximo ao indicado pela escala, a 25ºC. No entanto, geralmente os valores de pH e pOH (potencial hidroxiliônico – indica a concentração de íons OH-, sendo que quanto maior, mais básico é o meio) são decimais.
Assim, os indicadores ácido-base são também usados para indicar os valores aproximados de pH.
O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido fraco ou uma base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, que apresenta coloração diferente. Veja um exemplo:
Indicador ácido + H2O ↔ H3O+ + Base conjugada
(cor A) (cor B)
Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir com os íons H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B.
Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas unidades
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