7 - PREPARAÇÃO - PADRONIZAÇÃO E DENSIDADE DO VINAGRE docx

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Laboratório de Química
PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES ÁCIDA E ALCALINA,
PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ÁCIDA E ALCALINA e
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE E ACIDEZ DO VINAGRE
ACADÊMICOS :
TURMA : 033 PROFESSOR :
MARINGÁ
PARANÁ – BRASIL
2018
1. INTRODUÇÃO
O presente relatório envolve o estudo de três práticas referentes à:
preparação de soluções ácida e alcalina, padronização de soluções ácida e
alcalina e determinação da densidade e acidez total do vinagre.
1.1. Preparação de soluções ácida e alcalina
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; HCl, considerado um ácido forte, corrói facilmente tecidos
vivos, plástico e reage com metais de modo a oxidá-los.
Todavia, 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 etanoico, CH3COOH, é um ácido
orgânico presente no vinagre e largamente utilizado na indústria de plásticos,
mais especificamente, na fabricação de polietereftalato de etileno (PET).
Em suma, o objetivo do experimento é preparar soluções ácidas e
básicas de concentração aproximadamente 0,10 mol/L.
1.2. Padronização de solução ácida e alcalina
A padronização consiste em tornar uma solução padrão. A análise da
amostra é determinada através das reações desta espécie química com outra
substância em solução, chamada solução padrão, cuja concentração é
exatamente conhecida. O processo pelo qual a solução padrão é introduzida
em meio reagente é conhecido como titulação. A amostra que está sendo
analisada deve : ser extremamente rápida; se completar no ponto de
equivalência; possuir uma equação química bem definida; permitir o uso de
meios alternativos para detecção do ponto de equivalência.
Tem-se também que a substância a ser utilizada para preparar a
solução padrão a ser utilizada deve: possuir um bom grau de pureza, ser
estável e possuir uma quantidade padrão de água na sua estrutura, não sendo
higroscópica. O ponto final da titulação corresponde ao momento físico e
químico em que o ponto de equivalência foi alcançado. O meio mais simples
que permite identificar o ponto final é uma mudança física, ou química. Em
geral, para estudos analíticos de ácidos e bases usam-se os indicadores
coloridos que mudam de cor com o pH.
Em suma, o objetivo do experimento é determinar a concentração real
(corrigida) das soluções de ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH).
1.3. Determinação da densidade e acidez total do vinagre
A mistura pode ser definida como homogênea, um composto de dois ou
mais componentes que apresentam apenas uma fase visível, ou heterogênea,
um composto de dois ou mais componentes que apresentam duas ou mais
fases visíveis. Ademais, uma solução pode ser definida como uma mistura
homogênea de duas ou mais substâncias. A solução pode ser acidas, básicas
(alcalinas) ou neutras. Portanto, para a diferenciação dos três tipos de soluções
é necessário a realização a medição de seu pH, no qual varia de 0 a 14, sendo
o pH menor do que 7 soluções ácidas, pH maiores do que 7 soluções alcalinas
e pH igual a 7 soluções neutras.
A concentração da mistura é necessária para a realização do
experimento, pela definição concentração é a relação entre soluto e o solvente
(ou a solução). Podendo ser expressas de diferentes formas:
● Relação massa do soluto/volume da solução em porcentagem m/v:
(%)
𝐼 ) 𝐶 = 𝑚(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)𝑉(𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜) ×100
● Relação volume/volume em porcentagem v/v, entre dois líquidos: (%)
𝐼𝐼) 𝐶 = 𝑉(𝑙𝑖𝑞𝑢í𝑑𝑜 1)𝑉(𝑙𝑖𝑞𝑢í𝑑𝑜 2) ×100
● Relação quantidade de matéria (mol)/volume de solução: (mol/l)
𝐼𝐼𝐼) 𝐶 = 𝑛 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)𝑉(𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜) =
𝑚(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)
𝑀𝑀 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜( )×𝑚(𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒)
● Relação quantidade de matéria (mol)/massa do solvente: (mol/Kg)
𝐼𝑉) 𝑀 = 𝑛(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)𝑚(𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒) =
𝑚(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)
𝑀𝑀(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)×𝑚(𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒)
● É válido ressaltar também a equação da densidade:
𝑉) 𝑑 = 𝑚 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜( )𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜( )
Em suma, o objetivo do experimento consiste em determinar a
densidade do vinagre além da acidez total de uma amostra de vinagre.
2. PROCEDIMENTOS
2.1.1 Preparação de 250,0 mL de solução 0,10 mol/L de Hidróxido de
sódio (NaOH)
No começo do experimento, a massa de reagente necessária para
preparar a solução foi calculada a partir das informações disponíveis no rótulo
do frasco de hidróxido de sódio. Com o cálculo feito, pesou-se a quantidade
necessária de reagente em um béquer de 100,0 mL. Neste recipiente, foram
adicionados cerca de 50 mL de água destilada com o auxílio de um bastão de
vidro que auxiliou na solubilização do soluto. Feito isso, foi necessário aguardar
o estabelecimento do equilíbrio térmico com o ambiente.
Após o intervalo de tempo, transferiu-se a solução com o auxílio de um
funil e um bastão de vidro, para um balão volumétrico de 250,0 mL. É válido
ressaltar que para adicionar completamente a solução no balão volumétrico,
lavou-se com água destilada o béquer, o funil e o bastão de vidro. Com isso,
adicionou-se água destilada até que o menisco inferior do líquido ficasse
tangenciado a marca de aferição do mesmo. Logo após, para homogeneizar a
solução, o balão foi tampado e invertido para que esta fosse transferida para
um frasco estoque de polietileno limpo e seco. Por fim, rotulou-se o frasco para
identificação.
2.1.2. Preparação de 250,0 mL de solução 0,10 mol/L de Ácido
clorídrico (HCl)
Para o início da preparação, utilizou-se informações disponíveis no rótulo do
frasco de ácido concentrado para calcular o volume de solução de HCl
concentrado. Em um béquer de 100,0 mL foram adicionados cerca 50,0 mL de
água destilada. Feito isso, o volume necessário de ácido concentrado foi
medido na capela com o auxílio de uma pipeta graduada de 5,00 mL e um
pipetador. Então, transferiu-se lentamente o ácido para o béquer, agitando a
solução utilizando um bastão de vidro. Por fim, foi necessário esperar o
equilíbrio térmico com o ambiente.
2.1.3. Preparação de 250,0 mL de solução 0,10 mol/L de Ácido
oxálico (H2C2O4)
No início do experimento, calculou-se a massa de ácido oxálico necessária
para preparar a solução a partir de informações disponíveis no rótulo do frasco
do ácido oxálico. Com isso, em um béquer de 100,0 mL pesou-se a quantidade
necessária de reagente. Então, foram adicionados cerca de 50 mL de água
destilada para solubilizar o soluto com o auxílio de um bastão de vidro.Feito
isso, transferiu-se a solução com um funil e um bastão de vidro para um balão
volumétrico.
A água destilada foi adicionada ao balão volumétrico até que o menisco
inferior do líquido tangenciasse a marca de aferição do mesmo. Logo após, o
balão foi tampado e invertido para homogeneizar a solução. A mesma foi
transferida para um frasco estoque de vidro e por fim, rotulou-se o frasco para
identificação.
2.2.1. Padronização de solução de ácido clorídrico (HCl)
Para o início do experimento, foi necessário lavar a bureta duas ou três
vezes com pequenas quantidades de ácido clorídrico (HCl), escoando todo o
líquido antes da adição do novo volume. Com isso, em um suporte universal
com garra metálica, fixou-se a bureta de 25,00 mL que estava preenchida até
um pouco acima do zero da escala, com a solução titulante. Para preencher a
extremidade da bureta, abriu-se a torneira de modo que a base do menisco do
líquido tangenciasse a marca zero. Caso a bureta apresentasse bolhas, estas
deveriam ser eliminadas. Logo após, a massa de carbonato de sódio, Na2CO3,
foi transferida para um erlenmeyer de 250,0 mL. Então, acrescentou-se cerca
de 50 mL de água destilada e duas gotas de indicador alaranjado de metila e
homogeneizou-se a solução.
Para atingir a mudança de coloração, colocou-se o erlenmeyer sob a bureta
de modo que a solução titulante caísse gota a gota. Durante o processo de
titulação, foi necessário controlar a torneira com a mão esquerda e agitar o
erlenmeyer continuamente com a outra mão. É válido ressaltar que as paredes
do erlenmeyer foram lavadas com pequenas quantidades de água destilada,
principalmente na parte superior, na qual pode ter restado titulante. Feito isso, o
valor do volume titulante gasto na neutralização foi lido com exatidão. Por fim, a
concentração real em mol/L da solução de HCl foi calculada.
2.2.2. Padronização da solução de hidróxido de sódio (NaOH)
Para o início do experimento, foi necessário lavar a bureta duas ou três
vezes com pequenas quantidades de ácido clorídrico, HCl, de acordo com o
padrão secundário, escoando todo líquido antes da adição do novo volume.
Feito isso, em um suporte universal com garra metálica, fixou-se a bureta de
25,00 mL que estava preenchida até um pouco acima do zero da escala, com a
solução titulante (padrão secundário). Para preencher a extremidade da bureta,
abriu-se a torneira de modo que a base do menisco do líquido tangenciasse a
marca zero. Com o auxílio de uma pipeta volumétrica de 10,0 mL da solução
de NaOH de concentração aproximadamente 0,10 mL/L, foram transferidos
para um erlenmeyer de 250,0 mL. Neste recipiente, acrescentou-se 50 mL de
água destilada e três gotas de indicador fenolftaleína. Esta solução foi
homogeneizada.
Logo após, colocou-se o erlenmeyer sob a bureta para que a solução
titulante fosse escoada gota a gota, até a mudança de coloração. Durante o
processo de titulação, foi necessário controlar a torneira com a mão esquerda e
agitar o erlenmeyer continuamente com a outra mão. É válido ressaltar que as
paredes do erlenmeyer foram lavadas com pequenas quantidades de água
destilada, principalmente na parte superior, na qual pode ter restado titulante.
Por fim, a concentração geral e corrigida em mol/L da solução de hidróxido de
sódio foi calculada.
2.3.1. Densidade do vinagre
A massa de um balão volumétrico de 25,00 mL, limpo e seco deve ser
determinada para dar início ao experimento. Após o procedimento anterior,
adicionou-se a amostra de vinagre ao balão volumétrico até que o menisco
inferior do líquido tangenciasse a marca de aferição do mesmo. Com isso,
determinou-se a massa do balão volumétrico com a amostra de vinagre. A
partir da nova massa obtida, foi possível calcular a massa de vinagre presente
em 25,00 mL da amostra de vinagre. Por fim, calculou-se a densidade em g/
mL, da amostra de vinagre.
2.3.2. Acidez total do vinagre
Para o início do experimento, foi necessário lavar a bureta duas ou três
vezes com pequenas quantidades de hidróxido de sódio (NaOH), de acordo
com o padrão secundário, escoando todo líquido antes da adição do novo
volume. Feito isso, em um suporte universal com garra metálica, fixou-se a
bureta de 25,00 mL que estava preenchida até um pouco acima do zero da
escala, com a solução titulante (padrão secundário). Para preencher a
extremidade da bureta, abriu-se a torneira de modo que a base do menisco do
líquido tangenciasse a marca zero. Com o auxílio de uma pipeta volumétrica,
foram transferidos 2,00 mL de uma amostra de vinagre para um erlenmeyer de
250,0 mL. Acrescentou-se ao recipiente cerca de 50 mL de água destilada e
três gotas de indicador fenolftaleína. Esta solução foi homogeneizada.
Logo após, colocou-se o erlenmeyer sob a bureta para que a solução
titulante fosse escoada gota a gota, até a mudança de coloração. Durante o
processo de titulação, foi necessário controlar a torneira com a mão esquerda e
agitar o erlenmeyer continuamente com a outra mão. É válido ressaltar que as
paredes do erlenmeyer foram lavadas com pequenas quantidades de água
destilada, principalmente na parte superior, na qual pode ter restado titulante. O
volume gasto de titulante na neutralização foi lido com exatidão. Por fim,
calculou-se a porcentagem (m:v) de ácido acético no vinagre para que o valor
seja comparado com o valor teórico.
3. RESULTADOS E DISCUSSÃO
3.1.1. Preparação de solução de hidróxido de sódio (NaOH)
A equação da reação é dada por:
𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑞( ) + 𝐻
2
𝑂 𝑙( ) → 𝐻
3
𝑂+ 𝑎𝑞( ) + 𝑁𝑎𝑂 (𝑎𝑞)
A preparação da solução possuía concentração de 0,10 mol/L e volume
de 250,0 mL ou 0,25 L. Com base nesses valores, é possível calcular a massa
de NaOH na solução a partir da equação III e IV:
𝐶 = 𝑚𝑀𝑀𝑥𝑉
0, 1 = 𝑚40𝑥0,25
𝑚 = 1𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
No rótulo de NaOH concentrado, é informado que está a 99% visto que
possui 1% de impureza. Portanto, a massa de hidróxido de sódio em uma
solução 100% pode ser calculada a partir de uma regra de três:
1𝑔 → 100%
𝑥 → 99%
𝑥 = 1, 18𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
3.1.1. Preparação de solução de ácido clorídrico (HCl)
A equação da reação é dada por :
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻
2
𝑂(𝑙) → 𝐻
3
𝑂+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
No rótulo do ácido clorídrico concentrado, alguns valores são
informados. Com isso, o valor da massa molar (mm) é 36,46 g, a densidade
é dada por 1,18 g/mol e a concentração é 37% m/m. Deste modo, a massa
de HCl pode ser encontrada a partir das equações III e IV:
𝐶 = 𝑚𝑀𝑀𝑥𝑉
0, 1 = 𝑚36,46𝑥0,25
𝑚 = 0, 91𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
Porém, este dado corresponde a 37% m/m. A partir de uma regra de três é
possível obter o valor da massa de HCl para 100% m/m.
100𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 → 37𝑔 𝐻𝐶𝑙
𝑥 → 0, 91𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
𝑥 = 2, 46𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑛𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
Logo, para determinar o volume de ácido clorídrico utiliza-se a equação
I:
𝐶 = 𝑚𝑉
1, 18 = 2,46𝑉
𝑉 = 2, 08 𝑚𝑙 
3.2.1 Padronização do Ácido clorídrico (HCl)
A equação da reação é dada por : +2𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) 1𝐶𝑂
3
−2 (𝑎𝑞)→ 𝐻
2
𝐶𝑂
3
(𝑎𝑞)
A partir do processo de titulação com a adição do indicador na solução, é
possível definir o volume de HCl necessário para o consumo total dos
reagentes.
Com isso, a equação da reação equilibrada torna-se :
2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
−2(𝑎𝑞)→𝐻
2
𝐶𝑂
3
−2(𝑎𝑞)
Durante o experimento, a massa de obtida foi de m = 0,0602 g e a𝐶𝑂
3
−2
massa molar de 105,8 g. Determinou-se o número de mols de CH3COOH a
partir da equação IV:
𝑛 = 𝑚𝑀𝑀
𝑛 = 0,0602105,8
𝑛 = 5, 68𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
Sabe-se que por estequiometria para 2 mols de ácido clorídrico há 1 mol
de carbonato de sódio. Portanto o número de mols de HCl é 1,13 x 10-3.
Calculando a concentração do HCl a partir da equação III obtemos:
𝐶 = 1,13𝑥10
−3
9,3𝑥10−3
𝐶 = 0, 121 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
3.2.2. Padronização do Hidróxido de sódio (NaOH):
A equação da reação equilibrada é dada por:
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝐻
2
𝑂(𝑙) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞)A partir da titulação é possível verificar a concentração real da solução
de NaOH preparada. Sabe-se que a concentração do HCl é de 0,121 mol/L e
que o volume necessário para a titulação foi de 13,6 mL. Logo, a partir da
equação III, é possível obter o número de mols:
0, 121 = 𝑛
13,6 𝑥10−3
𝑛 = 1, 64 𝑥10−3 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
Sabe-se que por estequiometria para 1 mols de ácido clorídrico há 1 mol
de hidróxido de sódio. Portanto o número de mols de NaOH é 1,64 x 10-3.
Por fim, a partir da equação III substitui-se o volume de L e o10𝑥10−3
número de mols de NaOH encontrado anteriormente, para assim encontrar a
𝑐 = 1,64𝑥10
−3
10𝑥10−3
𝑐 = 0, 164 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
3.3. Acidez total do vinagre
Para determinar a acidez do vinagre, é necessário que a densidade da
amostra seja encontrada. Com a realização do experimento, obteve-se a
massa do vinagre (m = 23,43 g) e o volume (25,0 mL). A partir disso,
utilizou-se a equação V para o cálculo da densidade de CH3COOH:
𝑑 = 23,4325
𝑑 = 0, 929 𝑔𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
A equação da reação balanceada é dada por:
𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) →𝐻2𝑂(𝑙)
Neste experimento, a titulação para aferição da porcentagem de acidez
do vinagre foi utilizada. O volume de vinagre correspondia a 2 mL e durante o
procedimento, o volume escoado de NaOH para a titulação foi de 10,10 mL.
Atribuiu-se o valor de 0,164 mol/L à concentração de hidróxido de sódio vide o
rótulo da solução padronizada.
A partir dos dados apresentados anteriormente, determinou-se o número
de mol de NaOH utilizando a equação III:
𝐶
𝑁𝑎𝑂𝐻
= 𝑛𝑣
0, 16 = 𝑛
 11,1𝑥10−3
𝑛 = 1, 77𝑥10−3𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻
Sabe-se que por estequiometria para 1 mols de hidróxido de sódio há 1
mol de ácido etanoico. Portanto o número de mols de CH3COOH é .1, 77𝑥10
−3
A massa molar de CH3COOH corresponde a 60,10 g/mol. Logo, é
possível obter a massa de ácido acético a partir da equação IV:
1, 77𝑋10−3 = 𝑚60,01
𝑚 = 0, 106𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
Com o valor da densidade do vinagre encontrada e o volume e massa
do vinagre determinados experimentalmente, calcula-se a massa de
CH3COOH.
0, 929 = 𝑚
2𝑥10−3
𝑚 = 1, 85 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
Por fim, a porcentagem de acidez do vinagre foi calculada por regra de
três:
1, 85 𝑔 __ 100%
0, 106 𝑔 __ 𝑥 
1, 85𝑥 = 10, 6
𝑥 = 5, 72% 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧
4. CONCLUSÃO
Com o conjunto experimental, foi preparar soluções ácidas e básicas de
concentração aproximadamente 0,10 mol/L e determinar a concentração
real de ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH). Ademais, a
densidade e acidez do vinagre foram determinadas a partir dos dados
obtidos. Com isso, conclui-se que os objetivos foram atingidos com êxito.
5.REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
LENZI,ERVIM [et al.] / Química geral experimental – Rio de Janeiro;
Freitas Bastos, 2004.