AULA PRÁTICA - DETERMINAÇÃO DA ÁCIDEZ DE UM VINAGRE

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– AULA PRÁTICA 06: DETERMINAÇÃO DA ÁCIDEZ DE UM VINAGRE 
 
 
6.1 – OBJETIVOS 
 
 Essa aula prática tem como objetivo habilitar o aluno ao emprego da 
titulometria de neutralização enquanto técnica de análise. Os seguintes pontos 
podem ser citados como objetivos específicos: 
- Reconhecer as situações onde a volumetria de neutralização pode ser 
utilizada enquanto técnica analítica. 
- Relacionar a teoria da titulometria de neutralização com as observações 
experimentais realizadas durante a determinação da acidez de um ácido fraco. 
- Efetuar os cálculos necessários para a determinação da concentração do 
analito, usando a técnica de titulação direta. 
 
6.2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
6.2.1 – Titulometria de neutralização 
 
 Como já foi abordado na aula prática 03, podemos classificar as técnicas 
de análise titulométrica em quatro tipos: titulometria de neutralização, 
titulometria de precipitação, titulometria de complexação e titulometria de oxi-
redução. 
 A titulometria de neutralização (ou titulometria ácido-base) é o tipo de 
titulometria baseado em reações de neutralização que ocorrem entre um ácido e 
uma base. Essa técnica é então usada na análise quantitativa de analitos que se 
comportem como ácidos ou bases. 
 A reação iônica que realmente tem lugar em solução aquosa, quando da 
realização de uma titulometria de neutralização é a reação entre os íons H+ (H3O+) 
e os íons OH-: OH-(aq) + H+(aq) H2O 
 Essa reação é limitada pelo equilíbrio de auto-ionização da água, de forma 
que : Kw = [H+][OH-] 
 
 Assim, ao longo de uma titulação de neutralização o parâmetro que sofre 
variação durante a adição do titulante é a concentração de íons H+ (e igualmente 
a de OH-) na solução do titulado. 
 
6.2.2 – Curvas de titulação ácido-base 
 
 Uma curva de titulação ácido-base é um gráfico onde se registra no eixo 
das abscissas o volume de titulante (ácido ou base) adicionado à solução do 
titulado, e no eixo das ordenadas o pH do titulado. O formato da curva de 
titulação dependerá do tipo de titulação realizado. O quadro a seguir resume os 
principais tipos de curvas de titulação encontradas para sistemas monopróticos: 
 
Quadro 01 – Curvas de titulação ácido-base 
TIPO DE TITULAÇÃO 
ÁCIDO-BASE 
CURVA DE TITULAÇÃO 
Titulação de ácido forte 
com base forte 
 
 
EXEMPLO: CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de uma solução de ÁCIDO FORTE 
0,01 mol/L c/ uma solução de BASE FORTE 0,02 mol/L. 
Titulação de base forte 
com ácido forte 
 
 
EXEMPLO: CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de uma solução de BASE FORTE 
0,01 mol/L c/ uma solução de ÁCIDO FORTE 0,02 mol/L 
0
1
2
3
4
5
6
7
8
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13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
p
H
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
0
1
2
3
4
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0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
p
H
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
0
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
1
2
3
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p
H
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
0
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
1
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3
4
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6
7
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p
H
1
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14
p
H
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
 
TIPO DE TITULAÇÃO 
ÁCIDO-BASE 
CURVA DE TITULAÇÃO 
Titulação de ácido fraco 
com base forte 
 
 
EXEMPLO: CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de uma solução de ÁCIDO FRACO 
(pKa = 4,757) 0,01 mol/L c/ uma solução de BASE FORTE 0,02 mol/L. 
Titulação de base fraca 
com ácido forte 
 
 
EXEMPLO: CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de uma solução de BASE FRACA 
(pKb = 4,757) 0,01 mol/L c/ uma solução de ÁCIDO FORTE 0,02 mol/L 
 
 A construção de curvas de titulação permite uma maior compreensão dos 
fenômenos que ocorrem durante uma titulação. Além disso, a escolha de um 
indicador ácido-base adequado para uma dada titulação deve ser feita 
observando-se as características da curva de titulação em questão. 
 
6.2.3 – Escolha de um indicador ácido-base para a titulação 
 
 Quando da escolha de um indicador ácido-base para uma titulação de 
neutralização, devemos lembrar (conforme aula prática 05) que a faixa de 
viragem (mudança de coloração) do mesmo ocorre entre duas unidades de pH 
aproximadamente. Portanto, devemos escolher um indicador com faixa de 
0
1
2
3
4
5
6
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0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
p
H
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE REGIÃO DE 
TAMPÃOTAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
pH = 8,89
VB = VE/2
pH = pKa
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
p
H
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE REGIÃO DE 
TAMPÃOTAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
pH = 8,89
VB = VE/2
pH = pKa
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE REGIÃO DE 
TAMPÃOTAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
pH = 5,71
VB = VE/2
pH = pKa = 14 – pKb = 9,24
0
1
2
3
4
5
6
7
8
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14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
pH
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE REGIÃO DE 
TAMPÃOTAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
pH = 5,71
VB = VE/2
pH = pKa = 14 – pKb = 9,24
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
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11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
pH
viragem que corresponda à região da curva de titulação na qual ocorre uma 
brusca variação do pH do titulado nas proximidades do ponto de equivalência. A 
escolha de um indicador inadequado levará a um maior erro de titulação. 
 A figura 01 apresenta várias curvas de titulação de ácidos fracos com 
bases fortes e as faixas de viragem de alguns indicadores. 
 
Figura 01 - CURVAS DE TITULAÇÃO de 20 mL de uma solução de ÁCIDO 0,1 mol/L 
(diferentes valores de pKa – força ácida) c/ uma solução de BASE FORTE 0,1 
mol/L. Comparação com as faixas de viragem de alguns indicadores ácido-base. 
 
 Observando a figura 01 podemos dizer que a fenolftaleína, por exemplo, 
não seria um indicador adequado para titulações de ácidos com pKa superiores a 
6. 
 
6.2.4 – Titulação de um ácido fraco com uma base forte 
 
 O ácido encontrado em maior concentração em um vinagre é o ácido 
acético, que é o principal responsável pela acidez desse produto. Na 
determinação da acidez de vinagre realizamos a titulação do ácido acético (pKa = 
4,75), um ácido fraco, com o hidróxido de sódio que é uma base forte. 
0
2
4
6
8
10
12
14
0 5 10 15 20 25 30
VB (mL)
p
H
Amarelo de Amarelo de alizarinaalizarina (10,1 (10,1 –– 12,0)12,0)
FenolftaleFenolftaleíínana (8,0 (8,0 –– 9,6)9,6)
Azul de Azul de bromotimolbromotimol (6,0 (6,0 –– 7,6)7,6)
Vermelho de Vermelho de metilametila (4,8 (4,8 –– 6,0)6,0)
Alaranjado de Alaranjado de metilametila (3,1 (3,1 –– 4,4)4,4)
ÁÁcido fortecido forte
pKa = 10,0
pKa = 2,0
pKa = 4,0
pKa = 6,0
pKa = 8,0
0
2
4
6
8
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0 5 10 15 20 25 30
VB (mL)
p
H
Amarelo de Amarelo de alizarinaalizarina (10,1 (10,1 –– 12,0)12,0)
FenolftaleFenolftaleíínana (8,0 (8,0 –– 9,6)9,6)
Azul de Azul de bromotimolbromotimol (6,0 (6,0 –– 7,6)7,6)
Vermelho de Vermelho de metilametila (4,8 (4,8 –– 6,0)6,0)
Alaranjado de Alaranjado de metilametila (3,1 (3,1 –– 4,4)4,4)
ÁÁcido fortecido forteÁÁcido fortecido forte
pKa = 10,0
pKa = 2,0
pKa = 4,0
pKa = 6,0
pKa = 8,0
O quadro 01 mostra uma curva de titulação típica para a titulação de um 
ácido fraco por uma base forte que está mostrada de forma ampliada na figura 
02. 
 
Figura 02: CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de uma solução de ÁCIDO FRACO (pKa 
= 4,757) 0,01 mol/L c/uma solução de BASE FORTE 0,02 mol/L. 
 
O cálculo do pH do titulado pode ser feito teoricamente, dividindo-se a 
curva de titulação em quatro regiões distintas: ponto inicial, região de tampão, 
ponto de equivalência e região de excesso de base. Calculamos o pH em cada 
região de forma diferente: 
 
 - Ponto inicial: antes da adição de base começar, a solução do titulado 
contém apenas o ácido fraco com uma concentração MA. A concentração de íons 
H+ pode ser calculada pela seguinte expressão: 
 
2
4
][
2
Aaaa MKKK
H

 
 
Onde: Ka = constante de ionização do ácido fraco e MA é a concentração do ácido 
fraco. 
Podemos calcular o valor do pH no ponto inicial, lembrando que pH = -log[H+]. 
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
p
H
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE REGIÃO DE 
TAMPÃOTAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
pH = 8,89
VB = VE/2
pH = pKa
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
p
H
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE REGIÃO DE 
TAMPÃOTAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
pH = 8,89
VB = VE/2
pH = pKa
 
- Região de tampão: nessa região da curva de titulação existe ácido fraco não 
reagido misturado com seu sal, originado da neutralização parcial pela base. Uma 
mistura de um ácido fraco e de seu sal é um tampão (ou solução tampão). Uma 
solução tampão é uma solução que resiste à variação do pH. O pH nessa região 
de tampão pode ser calculado pela seguinte expressão: 
 
BE
B
a
VV
V
pKpH

 log 
 
Onde, pKa = -log Ka; VB é o volume de base adicionado e VE é o volume de base 
adicionado para atingir o ponto de equivalência (VE = MAVA/MB). Convém notar 
que quando VB = VE/2, o pH do titulado é igual ao pKa do ácido fraco. 
 
- Ponto de equivalência: no ponto de equivalência todo o ácido originalmente 
existente no titulado foi neutralizado pelo volume de base adicionado. A solução 
do titulado é constituída, nesse ponto, de uma solução de sal de ácido fraco com 
base forte, portanto apresentará um caráter básico (pH > 7,0). A concentração de 
sal no titulado, que chamaremos de MS pode ser calculada pela seguinte 
expressão: 
EA
EB
S
VV
VM
M

 
Onde, MB é a concentração (mol/L) da base titulante, VE é o volume do ponto de 
equivalência( VE = MAVA/MB) e VA é o volume original de ácido titulado. 
Considerando que o sal formado contém um ânion que é a base conjugada 
do ácido titulado, este retira um próton da água e gera íons OH- na solução, 
através da seguinte reação: 
A- + H2O HA + OH- 
 
 A concentração de íons OH- na solução do titulado pode ser calculada 
através da expressão a seguir: 
2
4
][
2
Sbbb MKKK
OH

 
 
Sendo, 
a
w
b
K
K
K  = constante de basicidade da base conjugada A-; 
Kw = produto iônico da água = 10-14 
Ka = constante de ionização (ou de acidez) do ácido; 
MS = concentração da solução salina (titulado); 
 
 Após o cálculo da concentração de OH- pode-se calcular o pH, lembrando 
que pOH = - log[OH-] e que pH = 14 – pOH. 
 
- Região de excesso de base: após o ponto de equivalência temos uma região 
onde todo o ácido foi consumido e onde qualquer quantidade adicional de base 
constituirá um excesso de base no titulado. Podemos considerar, por tratar-se de 
uma base forte, que a concentração de OH- no titulado será igual à concentração 
de base em excesso. 
 Podemos calcular a concentração de íons OH- nessa região através da 
seguinte expressão: 
 
BA
EBB
VV
VVM
OH



)(
][ 
A seguir pode-se calcular o pOH e o pH da solução titulada. 
 
6.2.5 – O vinagre e suas características físico-químicas (texto extraído da 
referencia 1) 
 
Vinagre é o produto obtido exclusivamente da fermentação acética do 
vinho. A palavra vinagre significa "vinho azedo" e nada mais é do que o produto da 
transformação do álcool em ácido acético por bactérias acéticas. 
Segundo a equação da reação oxidativa, o rendimento da transformação 
do álcool em ácido acético é o seguinte: 
CH3 - CH2OH + O2  CH3 - COOH + H2O 
46g de álcool  60g de ácido acético 
1g de álcool  1,3g de ácido acético 
 
Na prática, para se determinar a quantidade de ácido acético de um 
vinagre a partir do vinho que lhe deu origem, estima-se que, para cada 1% v/v de 
álcool do vinho, forma-se 1% de ácido acético no vinagre. Por exemplo, um vinho 
de 10% de álcool originará um vinagre de 10% de ácido acético, no entanto esse 
rendimento é baixo para os acetificadores industriais. 
O vinagre é considerado um condimento, pois a sua principal finalidade é 
atribuir gosto e aroma aos alimentos. O homem, em geral, sente uma sensação 
agradável quando degusta produtos com acidez compreendida entre 0,3% e 0,8%. 
Os condimentos, de modo geral, quando ingeridos em quantidades moderadas, 
estimulam a digestão. Quando o vinagre é ingerido em excesso, a ação digestiva é 
prejudicada até o momento que se torna corrosivo para a mucosa gastrointestinal. 
A expressão vinagre usada isoladamente é privativa do fermentado acético 
do vinho. Os produtos resultantes de outras matérias-primas são denominados de 
fermentados acéticos seguido pelo nome do produto de origem. 
Os limites estabelecidos para o vinagre de vinho e fermentado acético de 
frutas são indicados na Tabela 1. 
 
Tabela 1. - Limites analíticos estabelecidos pela legislação brasileira para vinagre 
de vinho e fermentado acético de frutas. 
Variável 
Limite 
Mínimo Máximo 
Ácido volátil, em ácido acético g/100 mL 4,0 - 
Álcool (% v/v) a 20°C - 1,0 
Extrato seco reduzido (g/L) 
Tintos e rosados 7,0 - 
Brancos 6,0 - 
Sulfato de potássio (g/L) - 1,0 
Dióxido de enxofre total (mg/L) - 200 
Presença de corantes artificiais neg. - 
 Fonte: Ministério da Agricultura - Portaria nº 745, de 24 de outubro de 1977. 
 
Além desses parâmetros analíticos, a legislação brasileira estabelece que o 
vinagre de vinho deve apresentar-se límpido e com características sensoriais 
próprias. É proibido pela legislação brasileira utilizar ácido acético de síntese para 
elaboração de vinagre, assim como a designação de vinagre de vinho para 
fermentados acéticos de outras frutas. O enquadramento analítico do vinagre de 
vinho, aos padrões estabelecidos pela legislação brasileira, é facilmente obtido, 
pois os limites são amplos. Outros componentes do vinagre, tais como metanol, 
acetoína, potássio, sódio, magnésio e fósforo também poderiam contribuir na 
caracterização do vinagre de vinho, depois de estudados e estabelecidos os 
limites adequados. 
Um dos problemas correntes do vinagre brasileiro é a designação de 
vinagre de vinho a produtos elaborados com álcool de cana-de-açúcar e pequena 
quantidade de vinho. Isso acontece devido ao menor preço do álcool de cana-de-
açúcar em relação ao vinho. 
 
6.2.6 – Determinação da acidez de um vinagre 
 
 Na determinação da acidez de um vinagre os ácidos presentes na amostra 
de vinagre são titulados com uma base forte como o hidróxido de sódio. A reação 
de neutralização global é: 
 
CH3COOH + NaOH  CH3COO-Na+ + H2O 
 
Cada mol de hidróxido de sódio reage, segundo essa reação, com um mol de 
ácido acético. Podemos então escrever a seguinte relação entre o número de 
moles de NaOH e de CH3COOH: 
 
nhidróxido = nácido acético 
ou 
MhidróxidoVhidróxido = Mácido acéticoVamostra 
 e 
Mácido acético = (MhidróxidoVhidróxido)/Vamostra 
 
Como a acidez de um vinagre é definida em termos de g de ácido acético/100 mL 
de solução (% m/v), devemos transformar a concentração em mol/L calculada por 
meio de fatores de conversão adequados: 
 
% ácido acético (m/v) = Mácido acético (mol/L) x MMácido acético(g/mol) x 0,1 (L/100 mL) 
 
MMácido acético = 60 g/mol 
Onde, n = quantidade de matéria, M = concentração em quantidade de matéria e 
MM = massa molar. Os subscritos indicam as espécies em questão.EXEMPLO: Vamos supor que 10 mL de vinagre foram adicionados a um 
erlenmeyer e titulados até o ponto final de titulação indicado pela mudança de 
coloração da fenolftaleína, onde foram gastos 20 mL de uma solução de NaOH 
0,5 mol/L. Calcule a acidez expressa em % (m/v) de ácido acético nesse vinagre. 
 
Solução: 
 
Dados: Vamostra = 10 mL 
 Vhidróxido = 20 mL 
 Mhidróxido = 0,5 mol/L 
 
Mácido acético = (20 mL x 0,5 mol/L)/10 mL = 1,0 mol/L 
 
% ácido acético (m/v) = 1,0 (mol/L) x 60 (g/mol) x 0,1 (L/100 mL) = 6,0 % 
 
6.3 – PROCEDIMENTO PRÁTICO 
 
a) Pipete uma alíquota de 10 mL de vinagre, transfira para um balão volumétrico 
de 100 mL e complete até a marca com água destilada. 
b) Transfira 25 mL da solução de vinagre, diluída, do balão volumétrico para um 
erlenmeyer de 250 mL. Adicione aproximadamente 50 mL de água destilada 
(use a proveta) e 3 a 5 gotas de fenolftaleína. 
c) Titule a amostra com solução padrão de hidróxido de sódio 0,1 mol/L até o 
aparecimento de uma leve coloração rosa que persiste por no mínimo 30 s. 
d) Verifique o pH do ponto de equivalência usando papel indicador. 
e) Calcule a concentração do ácido acético no vinagre expressando o resultado 
em mol/L e em g por 100 mL (% m/v) de vinagre. 
 
6.4 – PÓS LABORATÓRIO 
 
a) Calcule o pH de uma solução de ácido acético de concentração igual a 0,1 
mol/L. 
 
b) Calcule o pH no ponto de equivalência para a titulação de 20 mL de solução 
0,1 mol/L de ácido acético com hidróxido de sódio 0,5 mol/L ? 
 
c) Por que usamos fenolftaleína como indicador na determinação da acidez do 
vinagre? Use a curva de titulação e a faixa de viragem do indicador para 
justificar a sua resposta. 
 
d) Considerando que o vinagre seja uma solução de ácido acético em qual 
volume da titulação realizada nessa prática o pH do titulado seria igual a 
4,75? 
 
 
6.5 – BIBLIOGRAFIA 
 
1 – EMBRAPA. Uva e vinho. Sistemas de produção 13. Dezembro 2006. ISSN 
1678 8761. 
 
2 - AQUARONE, E.; LIMA, U. de A.; BORZANI, W. Alimentos e bebidas produzidas 
por fermentação. São Paulo: Edgar Blucher, 1983. 227 p. 
 
3 - HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2001. 862 p. 
 
4 - SKOOG, D.H. et al. Fundamentos de Química Analítica. 8. ed. São Paulo: 
Thomson, 2006. 999 p. 
 
5 - BACCAN, Nivaldo et al. Química analítica quantitativa e elementar. 2. ed. rev. 
ampl. São Paulo: Edgard Blücher; Campinas