apostila de química analítica experimental- analexp:parte 3 ( Experimento 2-Alcalimeria)

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EXPERIMENTO N2. ALCALIMETRIA. 
DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ EM AMOSTRAS DE LEITE, 
VINAGRE E PUREZA DE ÁCIDO CÍTRICO. 
 
1 OBJETIVO 
 
- Padronizar a solução de NaOH 0,1mol/L. 
- Determinar a acidez em vinagre. 
- Determinar a acidez em leite. 
- Determinar a pureza de amostra sólida de ácido cítrico. 
 
 
2 FUNDAMENTO 
 
A determinação da acidez baseia-se na neutralização dos ácidos orgânicos 
(substâncias a serem analisadas) presentes em uma amostra por uma solução 
titulante básica. 
 
 
3 RESUMO 
 
O controle da acidez de determinados produtos é de grande importância do ponto de 
vista de sua fabricação, conservação e garantia de qualidade e de identidade. Para a 
determinação da acidez titulável de qualquer amostra, que pode ser expressa em 
diferentes unidades de concentração, torna-se necessário uma solução básica sendo 
a mais comum a de NaOH. Esta solução, porém, tem que ser padronizada antes de 
seu uso o que será feito com solução padrão de biftalato de potássio (padrão 
primário). 
 
Biftalato de potássio 
 
O biftalato de potássio, C6H6(COOH)(COOK), é um sal anfiprótico (sal proveniente da 
reação entre um ácido fraco poliprótico com uma base forte, possuindo característica 
de ácido ou de base fraca). Em contato com o NaOH, ele reage assumindo o seu 
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caráter de ácido fraco e produz o ftalato de sódio e potássio, C6H6(COONa)(COOK). O 
pH no PEQ será básico devido ao caráter básico deste sal formado. 
 
Vinagre 
 
O vinagre comercial é um produto obtido pela fermentação acética do vinho, através 
da ação de microrganismos especiais, selecionados para este fim. Após a 
fermentação do álcool etílico (CH3CH2OH), abundante no vinho, tem-se o ácido 
acético (CH3COOH) como componente ácido principal do vinagre. Este ácido orgânico 
apesar de fraco é o grande responsável pelo paladar ácido do vinagre. 
A acidez é, então, expressa em ácido acético, sendo um parâmetro de identidade (de 
caracterização) do vinagre, cuja variação, de 3% m/v (0,5 mol/L) a 6% m/v (1mol/L), é 
regulamentada pela legislação brasileira. Valores de acidez fora da faixa 
descaracterizam o produto não podendo ser comercializado com a denominação 
comercial de vinagre. 
 
Leite 
 
O leite é um líquido branco produzido pelas glândulas mamárias dos mamíferos. A 
composição do leite é complexa e pode ser representada pelo equilíbrio entre uma 
solução aquosa, uma emulsão fina de glóbulos de gordura e uma suspensão coloidal 
de proteínas com algumas partículas gasosas - gás carbônico e oxigênio. É a principal 
fonte de nutrição para mamíferos jovens, antes de serem capazes de digerir outros 
tipos de alimentos. O leite mais produzido e distribuído para o consumo humano é o 
de vaca. Desde o começo de sua utilização (há aproximadamente 5000 A.C.) o 
homem aprendeu a transformar o leite com o objetivo de aumentar sua durabilidade. 
Hoje existem vários processos de conservação pelo frio ou pelo calor para obtenção 
higiênica do leite. 
 
O principal ácido existente no leite é o ácido lático (CH3CHOHCOOH) e a sua 
determinação mostra o estado de conservação do leite. O leite torna-se 
indesejavelmente “azedo” devido à fermentação lática não controlada da lactose (o 
açúcar mais abundante no leite) pela ação de microrganismos contaminantes. 
A fermentação da lactose produz o ácido lático. Dependendo de sua quantidade deste 
ácido orgânico fraco no leite, além de alterar o sabor original, reduz o pH a ponto de 
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coagular este. A acidez do leite é, então, representada pelo ácido lático, e a 
determinação do teor de ácido lático é um parâmetro utilizado para garantir a sua 
qualidade e identidade. 
O leite adequado para consumo (estabelecida pela legislação brasileira) deve ter sua 
acidez entre (0,15%(m/v) (15oDornic) e 0,20%(m/v) (20oDornic). 
Nas indústrias de beneficiamento de leite a acidez é expressa em Grau Dornic. Esta 
expressão de resultado foi proposta por Dornic, que utilizou uma bureta especial 
(denominada Bureta Dornic) para a dosagem da acidez do leite. Esta bureta especial é 
bem mais delgada do que as buretas comuns (para visualização da queda gradual do 
volume de titulante dentro da bureta), com capacidade total de 5,000mL (±0,001mL) 
tendo divisões principais de 0,100mL e subdivisões de 0,050mL estando na terceira 
casa decimal o algarismo duvidoso. Com o uso da bureta Dornic tem-se uma leitura 
direta, sem cálculos, onde cada 1°D corresponde a 0,10mL adicionado de solução de 
NaOH 1/9 mol L-1, para neutralizar o ácido lático contido em alíquota de 10,0mL de 
leite. Então, nestas condições especiais, basta um volume inferior ou superior a, 
respectivamente, 1,50mL e 2,00mL para que o leite seja considerado impróprio. Nem 
todo laboratório de análise, porém, possui esta bureta especial, assim, pode-se fazer 
uma correspondência com outras formas de expressar a acidez. Por exemplo: 
1°D=0,100mLNaOH1/9 mol L-1/10,00mL leite 
1°D=0,100/9mmol NaOH/10,00mL leite 
- Mas como mmolNaOH=mmol ácido lático, tem-se: 
1°D=0,100/9mmol ácido lático/10,00mL leite, 
- Como MM(ácido lático)= 90g/mol=0,090g/mmol, tem-se: 
1°D=(0,100/9mmol x 0,090g/mmol) ácido lático /10,00mL leite 
1°D=0,001g ácido lático/10,00mL leite 
- Para 100,0mL leite, tem-se que: 
1°D=0,01g ácido lático/100,0mL leite 
- Para 1,0 Litro de leite tem-se que: 
1°D=0,1g ácido lático/L leite 
 
A acidez do leite pode ser calculada após análise utilizando bureta comum, solução de 
NaOH 0,1mol L-1 e alíquota de leite, de 25,00mL a 50,00mL (como realizada no 
laboratório de Química Analítica da UFRRJ). Após, faz-se a correspondência para 
grau Dornic (oD). 
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Valores abaixo de 15°D representam um laudo de leite impróprio para o consumo, por 
ter tido sua identidade adulterada pela presença de alcalinizantes e/ou diluído com 
água e/ou presença de algum fator adverso à sua integridade. Acima do valor máximo, 
a acidez também já não é mais normal para leite bem conservado (qualidade 
comprometida) tornando-se também impróprio para o consumo, por ser um fator de 
risco á saúde. 
 
Ácido cítrico 
O ácido cítrico tem aspecto de um sólido cristalino incolor e é comercialmente 
encontrado com pureza de aproximadamente 98 %(m/m). Isto significa que 100 g do 
ácido cítrico comercial possuem 98 g de ácido cítrico puro. O ácido cítrico é um ácido 
triprótico (H3C6H5O7) com constantes de ionização Ka1=8,3x10
-4; Ka2=2,2x10
-5; 
Ka3=4,0x10
-7. Porém, mesmo sendo um ácido triprótico, é titulado como se fosse um 
ácido monoprótico, pois como suas constantes de ionização possuem ordem de 
grandeza tão próximas, os 3 prótons são neutralizados simultaneamente. O indicador 
utilizado nesta titulação só muda de cor após a neutralização do terceiro próton. 
Frutas cítricas, tais como, laranja, acerola e limão, dentre outras, são ricas em ácido 
cítrico. Deste modo a acidez titulável do suco destas frutas é comumente expressa em 
ácido cítrico (%m/v) e quando se deseja determiná-la utiliza-se também a titulação 
com solução padronizada de NaOH (alcalimetria) em alíquotas do suco previamente 
diluído. 
 
Calcáreo 
Na correção da acidez dos solos utilizam-se materiais que contêm em sua composição 
química óxidos, hidróxidos, carbonatos e silicatos de cálcio e/ou magnésio. Dentre 
esses materiais o mais utilizado como corretivo é o calcário - rocha calcária moída - 
por ser um material que ocorre com muita frequência e abundância na natureza. Em 
sua composição predomina o carbonato de cálcio (CaCO3), geralmente associado a 
carbonato de magnésio. As características que influenciam a qualidade de um 
corretivo tal como o calcáriosão o tamanho da partícula (granulometria), e o poder de 
1D = 0,01 % (m/v) = 0,1 (g/L) 
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neutralizar a acidez do solo. O fator que prejudica a qualidade de um corretivo é o alto 
teor de materiais inertes. O calcário é um material muito pouco solúvel, assim, quanto 
menor a granulometria maior será a superfície de contato entre o corretivo e o solo e 
maior também será a sua eficiência. O poder de neutralização (PN) de um calcário 
nada mais é que a quantidade de carbonatos presentes no material. O poder 
neutralizante normalmente é expresso em % (m/m) CaCO3 (gCaCO3/100g calcário). 
Outra forma comum de expressar o valor neutralizante do calcário é em % (m/m) CaO 
(gCaO/100g calcário). O método de determinação do valor neutralizante do calcáreo 
consiste na determinação indireta do carbonato, através da adição de HCl em 
excesso. Uma parte do HCl adicionado reage com o carbonato, e o HCl residual é, 
então, titulado por uma solução de NaOH (alcalimetria). 
 
5 EQUAÇÕES ENVOLVIDAS 
 
5.1 Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L 
HA+NaOHNaA+H2O 
NHA=nNaOH 
 
5.2 Determinação da acidez em vinagre 
HA+NaOHNaA+H2O 
NHA=nNaOH 
 
5.3 Determinação da acidez em leite 
HA+NaOHNaA+H2O 
NHA=nNaOH 
 
5.4 Determinação da pureza de ácido cítrico 
H3A+3NaOHNa3A+3H2O 
3NH3A=nNaOH 
 
Observação: HA é a denominação genérica para os ácidos desse experimento. A 
saber: biftalato de potássio, ácido acético e ácido lático. H3A é a denominação 
genérica para ácido cítrico. 
 
5.5 Determinação do valor neutralizante do calcário 
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CaCO3(s)+2HClreageCaCl2+CO2(g)+H2O 
HCl excesso+NaOHNaCl+H2O 
nHCl(adicionado)=MHClxVHCl 
nNaOH=nHCl excesso 
nHCl(adicionado) -nHCl(excesso) = n HCl(reage com CaCO3) 
nCaCO3/nHClque reagiu=1/2 
nCaCO3=1/2nHCl (reage com CaCO3) 
6 Parte Experimental 
 
6.1 Padronização da solução de NaOH 0,1 mol L-1. 
a) Pesar em balança analítica uma massa de padrão de biftalato de potássio em 
erlenmeyer de 250mL. Calcular a massa necessária para que se gaste em torno 
de 25 mL de NaOH 0,1mol L-1. Adicionar 25,0mL de água destilada para 
solubilizar o sólido. 
b) Adicionar 3 a 4 gotas de fenolftaleína 0,1%(m/v). A solução permanece incolor. 
c) Titular com solução de NaOH 0,1mol L-1, gota a gota, até que a solução se torne 
levemente rosada. 
d) Anotar o volume gasto de solução de NaOH (V1) e determinar a concentração 
molar exata da solução de NaOH. 
 
6.2 Determinação da acidez em vinagre comercial 
 
6.2.1 Diluição da amostra de vinagre 
a) Pipetar 10,00mL da amostra de vinagre para balão volumétrico de 100,00mL. 
b) Completar o volume com água destilada. Homogeneizar a solução. 
c) Calcular o fator de diluição (FD). 
 
6.2.2 Determinação de ácido acético na solução diluída de vinagre 
a) Pipetar 25,00mL da amostra diluída 1:10 (preparada no item 6.2.1) para o 
erlenmeyer de 250mL 
b) Adicionar 3 a 4 gotas de fenolftaleína a 0,1 %(m/v). A solução diluída de vinagre 
permanece incolor. 
c) Titular com solução de NaOH de concentração molar exata e conhecida, gota a 
gota, até que a solução se torne levemente rosada. 
d) Anotar o volume gasto de solução de NaOH (V2) e determinar a % (m/v) de ácido 
acético no vinagre comercial. 
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6.3 Determinação de acidez em leite 
a) Pipetar 25,00mL de leite para o erlenmeyer de 250mL. 
b) Adicionar 40mL de água destilada, com auxílio de proveta. 
c) Juntar 10 gotas de fenolftaleína a 0,1%(m/v). A cor do leite permanece branca. 
d) Titular com solução de NaOH de concentração molar exata e conhecida, gota a 
gota, até que a solução se torne levemente rosada. (Comparar com a amostra de 
leite original para facilitar a visualização da mudança de cor). 
e) Anotar o volume gasto de solução de NaOH (V3) e determinar a %(m/v) de ácido 
lático no leite. 
f) Expressar também a acidez em grau Dornic (oD). 
 
6.4 Determinação de ácido cítrico na amostra comercial em solução 
a) Pipetar 25,00mL da solução-amostra de ácido cítrico comercial (T=9,00g/L) já 
preparada para o erlenmeyer de 250mL. 
b) Juntar 3 a 4 gotas de indicador azul de timol 0,1%(m/v) [(amarelo)8,0 - 9,0(azul)]. A 
solução ficará amarela, pois o titulado é ácido. 
c) Titular com solução de NaOH de concentração molar exata e conhecida, gota a 
gota, até que pela adição de apenas uma gota a solução se torne levemente 
azulada (pH>9,0). 
d) Anotar o volume gasto de NaOH (V4) e determinar a % (m/m) de ácido cítrico na 
amostra de ácido cítrico comercial). 
 
6.5 Determinação do valor neutralizante de amostra de calcário 
a) Pesar 0,4g ± 0,01g (balança semi-analítica) de calcário no erlenmeyer de 
250mL. 
b) Adicionar, em pequenos volumes, 10,00 mL de HCl 1,0 mol/L (de 
concentração exatamente conhecida - padronizado previamente) com 
auxílio de uma pipeta volumétrica, até cessar a produção de efervescência. 
Aquecer brandamente. 
c) Adicionar cerca de 20 mL de água destilada. 
d) Adicionar 4 – 5 gotas de fenolftaleína 0,1 % (m/v) (solução incolor). 
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e) Titular com solução de NaOH de concentração molar exata e conhecida, 
gota a gota, até que pela adição de apenas uma gota a solução passe do 
incolor para levemente rosado. 
f) Anotar o volume gasto de NaOH (V5). 
g) Determinar o valor neutralizante do calcário, em %(m/m) CaCO3. 
h) Determinar o valor neutralizante do calcário em % (m/m) CaO. 
7 CÁLCULOS 
 
7.1 Padronização da solução titulante (NaOH) 
nNaOH=nBIFK 
(MV1)NaOH = mBifK/MMBIFK 
 
7.2 Determinação de acidez 
7.2.1 Cálculo da acidez no vinagre 
 
– Cálculo do fator de diluição (FD): 
FD = Vdiluído/Vconcentrado 
Proporção da diluição é: 1:FD 
 
– Acidez, em molaridade de ácido acético: 
nHAc= nNaOH 
No vinagre diluído: (MV)HAc diluído=(MV2)NaOH 
No vinagre real: M=MHAc iluído xFD 
 
– Acidez, em título de ácido acético: 
T(g/L) = M(mol/L)xMM(g/mol) onde: MM = massa molar do ácido acético 
 
– Acidez, em %(m/v) de ácido acético: 
%(m/v)=T(g/L)x10
-1
(L/100mL) 
 
7.2.2 – Cálculo da acidez no leite 
 
– Acidez, em molaridade de ácido lático: 
nácido lático = nNaOH 
(MV)ácido lático=(MV3)NaOH 
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– Acidez, em título de ácido lático: 
T(g/L)=M(mol/L)xMM(g/mol) onde: MM = massa molar do ácido lático 
 
– Acidez, em %(m/v) de ácido lático: 
%(m/v)=T(g/L) x10
-1
(L/100mL) 
 
– Acidez, em grau Dornic: oD=%(m/v)x100 
7.2.3 Determinação da pureza de ácido cítrico 
– Título da solução-amostra preparada 
T(g/L)(amostra) =m(g) /V(L) 
Onde: m(g) = massa pesada de amostra e V(L) = volume, em Litros, da solução 
preparada em balão volumétrico. 
– Acidez, em molaridade de ácido cítrico (na solução-amostra) 
nácido cítrico=1/3 nNaOH 
(MV)ácido cítrico=1/3(MV4)NaOH 
– Acidez, em título de ácido cítrico (na solução-amostra) 
T(g/L)(real) = M(ácidocítrico)(mol/L)xMM(g/mol) onde: MM = massa molar do ácido cítrico 
– Acidez, em %(m/m) de ácido cítrico (pureza da amostra original) 
Pureza (g/100g)=[T(g/L)(real)/T(g/L)(irreal)]x100%(m/m) 
 
7.2.4 Poder neutralizante de calcário (PN) 
nCaCO3=1/2 nHCl(reage com calcário) 
 
– Poder neutralizante (PN), em %(m/m)CaCO3 na amostra de calcário 
mCaCO3(g)=nCaCO3(mmol)x M.M.CaCO3 (g/mmol) 
%(m/m)=(mCaCO3(g)/mcalcário)x100 
 
– Poder neutralizante (PN), em %(m/m)CaO na amostra de calcário 
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Como: nCaCO3=n CaO 
nCaO=n CaCO3=1/2 nHCl (reage com calcário) 
mCaO(g)=nCaO(mmol)x M.M.CaO (g/mmol) 
%(m/m)=(mCaO(g)/mcalcário)x100 
 
8 Massa molar das substâncias envolvidas nos cálculos 
Biftalato de potássio = 204,24 g/mol Ácido acético= 60 g/mol 
Ácido lático = 90 g/mol Ácido cítrico = 192 g/mol 
Carbonato de cálcio = 100 g/mol 
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Observação: Fórmulas químicas dos compostos orgânicos utilizados nesse 
experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ácido cítrico Biftalato de potássio 
 
 
 
 
Ácido lático Ácido acético