Manuten

1
PRÁTICAS DE QUIMICA
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
2
Síntese do ácido acetilsalisílico (aspirina)
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
3
Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina

• Objetivo Sintetizar e purificar o ácido
  acetilsalisílico (aspirina) a partir do ácido
  salicílico e anidrido acético utilizando o método
  da recristalização.
• Introdução O uso do Ácido Acetilsalisílico
  também conhecido como Aspirina foi introduzido na
  medicina em 1899 por Dressen substituindo os
  compostos mais dispendiosos obtidos a partir da
  casca do salgueiro (Salix alba) desde 1827
• O ácida acetilsalisílico pode obter-se a partir
  da esterificação do ácido salicílico com anidrido
  acético em presença do ácido sulfúrico que atua
  como catalisador

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Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina

• O Ácido Acetilsalisílico é estável no ar seco e
  se apresenta em forma de cristais descoloridos ou
  brancos, em pó, com fórmula molecular C9H8O4 ou
  (C8O2H7COOH) peso molecular de 180,2 e a
  seguinte estrutura
• O Ácido Acetilsalisílico é rapidamente absorvido
  por via oral, um pouco no estômago e a maior
  parte nas porções iniciais do intestino delgado,
  ocorrendo também absorção retal (que no entanto é
  menos confiável) e pela pele
• Com absorção oral, alcança concentração
  plasmática considerável em 30 minutos, com pico
  máximo em 2 horas, apresentando uma
  biodisponibilidade de 70. Pode, no entanto, sob
  altas doses, atingir concentrações sangüíneas
  detectáveis por períodos de até 30 horas.

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Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina

• Processo de cristalização O método mais
  largamente utilizado para a purificação de um
  sólido é a recristalização, ou seja, a
  recristalização seletiva de um componente a
  partir de uma mistura de componentes sólidos
• A recristalização baseia-se no fato das impurezas
  da mistura terem propriedades de solubilidade que
  diferem das do composto desejado, num solvente
  selecionado
• Alguns dos contaminantes podem ser insolúveis no
  solvente após o composto desejado se ter
  dissolvido e outros podem permanecer dissolvidos
  após a cristalização da substância desejada
• A recristalização consiste em quatro operações
• A dissolução sólida num volume de solvente,
  normalmente à temperatura de ebulição deste.
• Filtração da solução quente (para remover
  impurezas insolúveis).
• Cristalização seletiva do composto desejado por
  arrefecimento da solução líquida.
• Filtração do sólido purificado a partir da
  solução líquida.

6
Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina

• As características de um bom solvente de
  recristalização são
• Não deve reagir quimicamente com o sólido a ser
  recristalizado.
• Só deve dissolver o sólido a recristalizar a
  temperaturas próximas do seu ponto de ebulição (o
  sólido deve ser insolúvel à temperatura
  ambiente).
• O seu ponto de ebulição deve ser inferior ao
  ponto de fusão do sólido.
• Deve poder remover-se facilmente do composto a
  purificar.
• III. Materiais e Reagentes

7
Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina
IV. Procedimento Síntese 1) Adicione 5 g de
ácido salicílico em um béquer de 100 mL. Ao
béquer, adicione 7,5g (7mL) de anidrido acético
destilado e, a seguir, 3 gotas de H2SO4. A
solução se tornará límpida com o
tempo. Cuidado Anidrido acético e
ácido sulfúrico causam graves queimaduras.
8
Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina
2) Agite e aqueça a mistura reacional, a 50
600C, por 30 minutos. O controle da temperatura
deve ser feito com o auxílio de um béquer com
água destilada sobre a placa de aquecimento
(banho maria). Com o tempo, vai haver
precipitação de um sólido branco, mas pode ser
necessário provocar a precipitação com o auxílio
de um bastão de vidro.
9
Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina
3) Deixe o balão atingir a temperatura ambiente,
e adicione 50 mL de água gelada.
10
Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina
4) Filtre em um funil de Buchner
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Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina
IV. Procedimento Purificação 5) Recristalize o
sólido bruto em etanol dissolva em 15 mL de
etanol a quente. 6) Derrame a solução
alcoólica quente sobre 35 mL de água quente
contida em um béquer de 125 mL.
12
Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina
7) Pesar em seguida o papel filtro 8) Caso haja
precipitação, dissolva o material aquecendo a
solução. Transfira a solução para um béquer de
150 mL e deixe em repouso por 5 minutos. A
seguir, faça a imersão do béquer em um banho de
água. Cristais sob forma de agulha serão obtidos.
Todavia, pode ser necessário provocar a
precipitação com o auxílio de um bastão de
vidro.
13
Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina
9) Filtre os cristais em um funil de Buchner e
lave os cristais filtrados com uma pequena
quantidade de água gelada e, depois, com uma
pequena quantidade de etanol. 10)
Secar ao ar (papel filtro) e, em seguida, em
estufa a 1000 C por 5 min. 11) Pese e calcule o
rendimento
14
Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina
V. Reação química VI. Cálculo do rendimento
da reação Dados Massa molar do ácido salicílico
138,12 g/mol Massa molar do ácido
acetilsalisílico 180,12 g/mol Massa
de ácido salicílico 5 g Cálculo do número de
mol do reagente ácido salicílico
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Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina

• Cálculo da massa teórica do produto ácido
  acetilsalisílico
• Massa molar do ácido acetilsalisílico 180,12
  g/mol
• Cálculo do rendimento do produto ácido
  acetilsalisílico
• onde, a massa prática será extraída durante o
  procedimento experimental na pesagem do produto
  (acetilsalisílico) do item 11 (procedimento).

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Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina

• VII. Questionário
• 1. Escrever a equação da reação de obtenção da
  ASPIRINA.
• 2. Que tipo de reação se verifica na obtenção da
  ASPIRINA?
• 3.Calcular o rendimento da reação da ASPIRINA a
  partir do ácido salicílico e do anidrido acético
  com base nos resultados obtidos no experimento.
• 4. Qual o objetivo do uso do ácido sulfúrico na
  reação de obtenção da Aspirina?
• VIII. Itens obrigatórios para a confecção deste
  relatório.
• tema
• objetivo
• materiais e reagentes
• procedimento
• reação química
• cálculo do rendimento da reação (do
  acetilsalisílico)
• questionário
• discussões sobre o procedimento experimental
  (resultados).

17
Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina
IX.Bibliografia MANO E.B. SEABRA, A.P. Práticas
de química orgânica. 3. ed, São Paulo, Edgard
Blücher LTDA, 1987. ALLINGER, N. L. CAVA, M. P.
JONG, D. C. de et al. Química orgânica. 2. ed.,
Rio de Janeiro, Guanabara Dois.
1976. SILVERSTEIN, R.M. BASSLER, G.C. MORRIL,
T.C., Identificação espectrométrica de compostos
orgânicos. 5. ed, Rio de Janeiro, Guanabara
Koogan S. A. 1994.
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Reação de Saponificação
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
19
Reação de saponificação Preparação e
propriedades dos sabões

• I. Objetivo Síntese de um sabão a partir da
  reação de hidrólise de um éster. Esta reação de
  hidrólise é chamada de Reação de Saponificação,
  uma vez que a hidrólise de um tipo especial de
  éster, que são as gorduras, produz sabões.
• II. Introdução
• O sabão é um sal de acido graxo fabricado a
  partir de um glicerídeo e uma base forte, na
  proporção de 1 para 3, respectivamente
• Os ácidos graxos normalmente usados são o
  oléico, o esteárico e o palmítico, encontrados
  sob a forma de ésteres de glicerina (oleatos,
  estearatos e palmitatos) nas substâncias
  gordurosas
• A reação de produção de sabão segue o esquema
  abaixo, no qual R1, R2 e R3 são radicais iguais
  ou diferentes provenientes de ácidos graxos, e
  NaOH é uma base forte. A reação forma, além de
  sabão, a glicerina
• II.1 Reação de saponificação

20
3 NaOH
BASE FORTE
GLICÉRIDO
21
NaOH
NaOH
NaOH
22
O CH2
NaOH

O CH2
NaOH

O CH2
NaOH
23
Cisão heterolítica
O CH2
Na OH

O CH2
Na OH

O CH2
Na OH
Dissociação iônica
24
Cisão heterolítica
O CH2
Na OH

O CH2
Na OH

O CH2
Na OH
Dissociação iônica
25
O CH2
Na OH

O CH2
Na OH

O CH2
Na OH
26
O

R C
O
O
Na
HO CH2


R C
O
Na
HO CH2

O
Na
O
HO CH2

R C
GLICERINA
27
O

R C
O
O
Na
HO CH2


R C
O
Na
HO CH2

O
Na
O
HO CH2

R C
GLICERINA
28
O

R C ONa
O

HO CH2


R C ONa

HO CH2

O
HO CH2

R C ONa
GLICERINA
SABÃO
29
Reação de saponificação Preparação e
propriedades dos sabões

• A saponificação é feita à quente. Nela a soda ou
  potassa atacam os referidos ésteres, deslocando a
  glicerina e formando, com os radicais ácidos
  assim liberados, sais de sódios ou potássios
• Esses sais são os sabões, que, passando por um
  processo de purificação e adição de outros
  ingredientes, transformam-se nos produtos
  comerciais. Os sabões produzidos com soda são
  chamados de duros, e os produzidos com potassa,
  moles.

30
Reação de saponificação Preparação e
propriedades dos sabões

• Para a produção de sabões destinados a limpezas
  de roupas e louças é comum o uso de gorduras
  animais, como o sebo de porco e vaca
• Sabões destinados à higiene pessoal normalmente
  são feitas a base de óleos vegetais
• A ação do sabão se deve à sua molécula que
  possui uma parte polar, solúvel em água, e uma
  parte apolar, solúvel em gordura
• Tudo se passa como se a parte apolar fixasse a
  gordura e então todo o conjunto fosse arrastado
  pela água onde se fixou a parte polar
• Os sabões obtidos na reação com o NaOH são
  denominados sabões de sódio e possuem
  consistência mais dura. São usados, por exemplos,
  na fabricação de sabão em barras e sabonetes
• Sabões obtidos na reação com KOH são denominados
  sabões de potássio. Possuem consistência mais
  mole e são usados, por exemplo, em creme de
  barbear.

31
Reação de saponificação Preparação e
propriedades dos sabões

• Os sabões e os detergentes possuem as mais
  diversas aplicações, que vão desde a limpeza
  doméstica até industrial. Sua tecnologia, pouco
  desenvolvida até 1934, evolui bastante a partir
  dessa época, tornando sua produção altamente
  industrializada.
• Fig. 1 - À esquerda Óleo quente e álcalis
  concentrados são misturados. Aquecida com vapor,
  a mistura sofre um processo químico chamado de
  saponificação. Centro Salmoura fresca é
  adicionada a mistura, a fim de separar da solução
  o sabão formado. No fundo do recipiente
  acumula-se uma mistura de salmoura e glicerina,
  chamado de Barrela. A direita o sabão grosso é
  submetido à fervura para que todo o sal seja
  removido. Menos dura que os resíduos, sobrenada
  uma camada de sabão puro.

32
Reação de saponificação Preparação e
propriedades dos sabões

• III. Materiais e Reagentes
• IV. Procedimento Experimental
• IV.1- Preparação do Sabão de Sódio
• 1. Pesar 1,5 g de NaOH. dissolver num tubo de
  ensaio, em 2 mL de água
• 2. Pesar 5 g de óleo (óleo comestível ou banha),
  em um béquer de 100 mL
• 3. Aquecer brandamente o óleo
• 4. Juntar ao óleo, em pequenas porções, a solução
  de NaOH, sempre agitando com bastão de vidro e
  esperando que termine a reação de cada porção
  para juntar uma nova. CUIDADO PODE ESPIRRAR

33
Reação de saponificação Preparação e
propriedades dos sabões

• IV.1- Preparação do Sabão de Sódio
• 5. Após ter juntado toda solução de NaOH,
  continuar o aquecimento por mais 5 minutos
• 6. Desligar o bico de Bunsen. Deixar o sabão
  formado e retirá-lo do béquer
• 7. Lavar as mãos com um pedaço do sabão obtido.
• IV.2 - Propriedade dos Sabões efetue o
  experimento e responda
• Colocar aproximadamente 2 g do sabão obtido em
  um béquer de 250 mL. Juntar 100 mL de água e
  aquecer até a ebulição. Deixar esfriar a mistura.
• O sabão de sódio foi solúvel em água?
• 2. Colocar 5 mL de solução aquosa de sabão em um
  tubo de ensaio, juntar 1 mL de HCl a 3 M. Agitar
  e observar

34
Reação de saponificação Preparação e
propriedades dos sabões
3. Colocar 5 mL da solução de sabão em um tubo de
ensaio. Juntar 1 mL de solução de MgSO4 a 0,1M.
registrar suas observações. Houve formação de
algum precipitado? 4. Colocar 5 mL da solução
aquosa de sabão em um tubo de ensaio, juntar 1 mL
de solução de CaCl2 a 0,1 M. Agitar e registrar
suas observações. O que aconteceu com a
solução? V. Questionário 1. Qual a equação
geral da saponificação de um triéster de ácido
graxo com NaOH? 2. Quando um éster sofre
hidrólise em meio ácido quais os compostos
orgânicos (funções) que se formam? 3. Qual a
diferença entre sabão e detergente? 4. Qual a
diferença entre óleo e gordura? 5. Como se dar à
ação de limpeza do sabão? 6. Que é um detergente
biodegradável?
35
Reação de saponificação Preparação e
propriedades dos sabões

• VI. Bibliografia
• MELO, R. Como fazer sabões e artigos de toucador.
  São Paulo Icone, 1985.
• 2. SOLOMONS, T.W.G. Química orgânica. Rio de
  Janeiro, LTC, 1983. V.3.
• 3. VOGEL, A. I. Química orgânica análise
  orgânica qualitativa, 2. ed. Rio de Janeiro, Ao
  Livro Técnico S.A., 1980. v.2.
• 4.HART, H. SCHBETZ, R.D. Química orgânica. Rio
  de Janeiro, Editora Campus Ltda, 1983.
• 5.MORETTO, E. FATT, R. Tecnologia de óleos e
  gorduras vegetais na indústria de alimentos. São
  Paulo, Livraria Varela, 1998.

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Limpeza de Objetos de pratas (óxido-redução)
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
37
óxido-redução Limpeza de objetos de prata

• I. Objetivo Esta experiência tem como objetivo
  verificar a reversibilidade de objetos de prata
  enegrecida através da reação de óxido-redução e
  verificação do pH antes e depois da reação.
• II. Introdução O metal prata é muito mole quando
  completamente puro. Poe esse motivo, em jóias ou
  objetos é utilizado sob forma de uma liga,
  geralmente com cobre e de composição variada
• A chamada prata de lei, a mais valiosa,
  consiste em uma liga contendo cerca de 92,5 de
  prata pura. Pratas menos valiosas contêm um teor
  maior de outro metal ou ligas diversas
• De menos valor, são objetos ditos prateados
  feitos de metais ou ligas não nobres e recobertos
  com uma camada de prata
• Lamentavelmente, os objetos de prata ou
  prateados, com o passar do tempo ficam com um
  aspecto escuro, cinzento e recobertos de manchas
• Já nos objetos mais novos, mesmo aqueles de
  prata de lei, as manchas não são bem vistas e
  devem ser removidas em favor a estética

38
óxido-redução Limpeza de objetos de prata

• II.1. Fundamentos eletroquímicos Os objetos de
  prata ficam com manchas escuras devido a uma
  reação química que ocorre com substâncias
  contendo enxofre e que se encontram no ar como
  poluentes, em artigos de borracha, certos legumes
  e frutas e mesmo na pele de nossas mãos
• Como resultado da combinação da prata com o
  enxofre ocorre a formação de sulfeto de prata, de
  cor preta, na superfície do objeto dando-lhe um
  aspecto acinzentado
• Porém, felizmente é possível usar a química para
  reverter esse processo não desejável e fazer a
  prata ficar brilhante de novo
• Muitos metais além da prata, formam composto com
  o enxofre
• Alguns desses metais possuem até maior afinidade
  química com o enxofre do que a prata. O alumínio
  é um desses metais, ele possui um potencial de
  redução menor que da prata (potencial de redução
  é a tendência de liberar elétrons na reação de
  óxido-redução)

39
óxido-redução Limpeza de objetos de prata

• Na presente experiência o sulfeto de prata reage
  com o alumínio, libertando o metal prata e
  formando o sulfeto de alumínio. A reação entre o
  sulfeto de prata e o alumínio ocorre quando estão
  em contato e em uma solução quente de bicarbonato
  de sódio. O sulfeto de alumínio formado pode
  aderir ao alumínio ou formar escamas amareladas
  no seio da solução
• O bicarbonato de sódio, através dos íons
  liberados de hidrogênio (hidrônio), permite a
  remoção da fina cobertura de óxido que geralmente
  recobre objetos de alumínio, facilitando o
  contato entre os metais. E, principalmente,
  fornece íons condutores possibilitando o início e
  o prosseguimento de uma corrente fraquinha
  entre os dois metais, em uma reação
  eletroquímica.

40
óxido-redução Limpeza de objetos de prata

• III. Materiais e reagentes
• Objetos de prata manchados
• Bicarbonato de sódio (NaHCO3)
• Papel de alumínio
• 1 proveta de 200 mL
• 1 béquer de 250 mL
• Papel indicador
• Água destilada
• Bico de bunsen (ou manta térmica)
• IV. Procedimento
• Traga para o laboratório objetos de prata que
  necessitam de limpeza e observam a aparência dos
  objetos de prata
• 2) Embrulhe todo o objeto com papel alumínio (de
  forma de uma trouxa), deixando algumas aberturas
  para que a solução possa entrar em contato com a
  peça

41
óxido-redução Limpeza de objetos de prata
3) Prepare em um béquer de 250mL uma solução
saturada de bicarbonato de sódio, dissolvendo
cerca de 20 g do sal em 200 mL de água
destilada 4) Aqueça para dissolver o sal na
solução 5) Coloque então na solução quente de
bicarbonato de sódio a prata embrulhada de
maneira a cobrir o objeto completamente.
Verifique o pH com o papel indicador 6) Deixe o
banho atuar durante 20 minutos 7) Após
resfriar, verifique novamente o pH e retire com
cuidado os objetos de prata do banho, lave-os e
enxugue-os 8) Findo o experimento lavar todas
as vidrarias utilizadas neste experimento 9)
Compare a aparência da folha de alumínio antes e
depois do experimento.
42
óxido-redução Limpeza de objetos de prata
Observação Esse experimento libera objetos de
prata do sulfeto de prata, porém, nem sempre
devolve-lhes o brilho. Para obter um aspecto mais
bonito, eventualmente será necessário um
polimento posterior. V. Questões 1 Que tipo
de ração é responsável pela limpeza do objeto de
prata? Discuta sobre esta questão. 2 Faça uma
discussão geral do experimento (procedimento). 3-
Escreva a reação envolvida. 4 Qual a função do
bicarbonato de sódio na reação. 5 Que composto
é responsável pela região escurecida da prata?
Discuta sobre essa questão. 6 Houve mudança na
aparência da folha de alumínio? Explique o que
aconteceu. 7 - Qual é a razão de aquecermos a
solução. 8 Qual o pH da solução antes e depois
do processo de limpeza? 9 Explique da variação
do pH antes e depois da reação.
43
óxido-redução Limpeza de objetos de prata
VI.Bibliografia Ricardo Feltre, Química. 2a ed.
São Paulo, Editora Moderna, 1982. Vol. 2, pp.
58-61. Instruções para a elaboração do
relatório Titulo Objetivo Introdução Materiais
Metodologia Discussão e conclusão sobre o
procedimento experimental Resolução das
questões bibliografia
44
Solubilidade de sólidos em líquidos de reação -
KCl
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
45
Solubilidade de sólidos em líquidos

• III.2 - Curvas de solubilidade
• São os gráficos que apresentam a variação dos
  coeficientes de solubilidade das substancias em
  função da temperatura
• Consideremos, por exemplo, a tabela a seguir,
  que mostra os coeficientes de solubilidade do
  nitrato de potássio em varias temperaturas
• Dos valores desta tabela resulta a curva de
  solubilidade do nitrato de potássio em água.

46
Solubilidade de sólidos em líquidos

• III.2 - Curvas de solubilidade
• As curvas de solubilidade têm grande importância
  no estudo das soluções de sólidos em líquidos, já
  que a temperatura influi decisivamente na
  solubilidade.

A gt solução supersaturada B gt solução
saturada C gt solução não saturada
47
Solubilidade de sólidos em líquidos

• III.2 - Curvas de solubilidade
• Abaixo alguns exemplos de curvas de solubilidade

48
Solubilidade de sólidos em líquidos

• IV Materiais e Reagentes
• V Procedimento experimental
• V.1- Determinação da curva de solubilidade do KCl
• Observação Para a construção da curva de
  solubilidade do sal em estudo serão determinadas
  as temperaturas em seis soluções de concentrações
  conhecidas que ser tornaram saturadas (início da
  cristalizaçõa). Cada grupo de alunos deve
  determinar apenas um ponto. No final da
  experiência, os dados de todos os grupos devem
  ser coletados e analisados.

49
Solubilidade de sólidos em líquidos
V.1- Determinação da curva de solubilidade do
NaCl 1. Pese em um papel de pesagem uma das
seguintes quantidades de NaCl seguindo a
orientação do professor KCl gt 34,0g 37,0g
40,0g 43,0g 47,0g 50,0g 2. Transfira
quantitativamente para um béquer de 200 mL 3.
Adicione ao béquer 100,0 mL de água destilada e
verifique se houve variação de temperatura na
dissolução (anote a temperatura da água antes e
depois da adição do sal) 4. Aqueça o béquer de
200mL agitando com o bastão de vidro até a
dissolução completa do sal 5.Retire o bastão e
introduza um termômetro na solução deixando-a
esfriar e agitando-a cuidadosamente
50
Solubilidade de sólidos em líquidos
V.1- Determinação da curva de solubilidade do
NaCl 6. Anote a temperatura na qual o sal começa
a cristalizar. Caso a cristalização não ocorra
mesmo à temperatura ambiente, resfrie o béquer
mergulhando-o num recipiente contendo água gelada
e determine a temperatura de saturação 7. No
término do experimento lavar as vidrarias e não
jogar a solução salina na pia.
51
Solubilidade de sólidos em líquidos
V.2 - Efetue o experimento e responda 1) Quando
o KCl foi dissolvido houve aquecimento ou
resfriamento da solução no tubo de ensaio? 2)
Qual a utilidade prática de se conhecer as curvas
de solubilidade das substâncias? 3) A
temperatura de 1000C, as solubilidades do NaNO3,
KCl e NaCl são respectivamente 180g 55g e 42g
por 100g de água. Qual desses sais devem
apresentar maiores saturações? 4) Preencha a
tabela e faça um comentários dos pontos obtidos
experimentalmente. 5) Construa um gráfico da
temperatura em função do coeficiente de
solubilidade do KCl. 6) Demonstre no gráfico as
três regiões de solubilidade (solução não
saturada, solução saturada e solução
supersaturada).
52
Solubilidade de sólidos em líquidos

• VI - Bibliografia
• Gilbert Castellan, Fundamentos de
  Físico-Química, LTC editora, 1a ed., 1986.
• Peter Atkins, Físico-Química Volume I, 6a
  edição, LTC, 1999.
• J.V.Quagliano e L.M. Vallarino, Química,
  Guanabara dois, RJ, 3a ed., 1979.
• Walter J. Moore, Físico-Química, Vol.1, Editora
  Edgard Blücher LTDA, 4a ed., 1976.
• Florence, A. T. Attwood, D. Princípios
  Físico-químicos em Farmácia
• Ricardo Feltre , Físico-Química

53
Titulação acidimetria Determinação da
concentração do H2SO4
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
54
Acidimetria

• 1. Titulação é um método pelo qual se determina
  uma quantidade desconhecida de uma substância
  particular chamada de titulado, que reage com uma
  solução de concentração bem definida e conhecida
  (reativo-padrão) chamado de titulante
• O titulante é sempre uma substância primária ou
  uma solução-padrão.

Esquema básico de uma titulação
55
Acidimetria

• 2. Titulação de ácido-base
• Acidimetria Determinação da concentração de uma
  solução ácida, pela titulação com uma solução
  básica de concentração conhecida
• Alcalimetria Determinação da concentração de uma
  solução básica, pela titulação com uma solução
  ácida de concentração conhecida

acidimetria
alcalimetria
56
Acidimetria

• 3. Ponto de virada
• Na Figura abaixo, o ponto em que a quantidade de
  reativo titulado adicionado é
• exatamente a suficiente para que se combine em
  uma proporção estequiométrica, ou
• empiricamente reproduzível com a substância que
  se determina, chama-se ponto de
• virada ou equivalência com o auxilio de um
  indicador ácido base.

57
Acidimetria

• 3. Ponto de virada

58
Acidimetria

• 4. Indicadores
• Substâncias que mudam de cor na presença de ácida
  ou de bases.
• Os indicadores mais usados em laboratórios são

59
Acidimetria

• 5. Determinação da concentração do ácido
  sulfúrico (não conhecida)
• 5.1 Objetivo Determinar a concentração do ácido
  sulfúrico desconhecida realizando a titulação de
  um ácido forte com uma base forte.
• 5.2 Materiais utilizados
• Erlenmeyer de 125 mL
• Pipeta 30 mL
• Bureta 50 mL
• Solução de hidróxido de sódio
• Solução de ácido sulfúrico (X,Y,Z) padronizada
• Suporte universal
• Água destilada
• Solução alcoólica de fenolftaleína
• Becker 200 mL
• CUIDADOS Evite o contato das soluções de
  hidróxido de sódio e acido sulfúrico com a sua
  pele. Caso isto ocorra, lave a região afetada com
  muita água.

60
Acidimetria

• 5.3 Procedimento experimental
• Calcule a massa de hidróxido de sódio necessária
  para preparar 100mL de solução 1,0 normal
• Pese a massa calculada diretamente num béquer,
  utilizando balança semi-analítica
• Transfira para um becker de 200 mL e dissolva a
  massa pesada em 100mL de água destilada
• Preparar a bureta com a solução titulante
  (solução de NaOH 1,0 N), seguindo
• - Rinsar a bureta uma vez com uma
  pequena porção da solução titulante
• (/- 10 mL)
• - Preencher a bureta corretamente com a
  solução titulante fazendo o nível
• dessa solução coincidir com o zero da
  bureta e verificando-se não há
• bolhas de ar em seu interior e se não
  há vazamentos.

61
Acidimetria

• 5.3 Procedimento experimental
• Com a pipeta volumétrica, transferir 50 mL da
  solução de ácido sulfúrico (X,Y,Z) para um
  erlenmeyer de 150 mL , adiciona cerca de 50 mL de
  água destilada e adicionar 2 a 3 gotas da solução
  de fenolftaleína
• Realizar a titulação, escoando lentamente gota a
  gota a solução titulante sobre a solução do
  erlenmeyer (titulada), com constante agitação.
  Prosseguir a titulação até que a solução incolor
  se torne levemente rosada
• Anotar o volume do titulante gasto, em mL, com
  exatidão de 0,05mL
• Com o volume anotado e os demais dados
  disponíveis, determinar as concentrações
  desejadas.
• Normal ? molar ? comum

62
Acidimetria

• 6.4 Cálculo da Concentração do ácido sulfúrico
• Nesse caso devemos levar em conta a
  estequiometria da reação, no seu ponto final.
• H2SO4(aq) NaOH(aq) ? NaSO4(s)
  H2O(l)
• 1 mol 1 mol
• No ponto final da reação
• no equivalentes ácido no equivalentes da base
• eácido ebase
• Sendo N e / V então

Nácido.Vácido Nbase . Vbase
63
Acidimetria

• 6.4 Cálculo da concentração do ácido
  sulfúricoonde NORMALIDADE o quociente entre o
  número de equivalentes-grama (lo) do soluto e o
  volume (V) da solução em litros. O cálculo de Eo
  pode ser feito pela fórmula
• Conversão da normalidade em molaridade
• Calcule a concentração molar e concentração comum
  do ácido sulfúrico
• N K. M e C Molaridade x Massa molar gt
  C M x M1 )

64
Acidimetria
Por isto, às vezes, ela é denominada de
volumetria de neutralização. Assim, através de
uma solução alcalina de concentração exatamente
conhecida (solução padronizada) pode-se
determinar a concentração de soluções ácidas e
vice-versa. Conseqüentemente, a volumetria de
neutralização pode ser dividida em alcalimetria e
acidimetria. 6.5 Questões 1 Escrever a reação
química do sistema (acido base sal água). 2
- Qual o volume gasto de NaOH na titulação ? 3 -
Quando a solução passa de incolor a avermelhada,
isso significa? 4 - Qual a concentração Normal,
molar e comum do titulante (H2SO4) 6.6
Bibliografia Ricardo Feltre, Química. 2a ed.
São Paulo, Editora Moderna, 1982. Vol. 2, pp.
58-61. Instruções para a elaboração do
relatório Titulo Objetivo Introdução Materiais
Metodologia Discussão e conclusão sobre o
procedimento experimental Resolução das
questões bibliografia
65
Acidimetria
66
Titulação acidimetria Determinação da
concentração e do pH do HCl
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
67
Acidimetria

• 1. Titulação é um método pelo qual se determina
  uma quantidade desconhecida de uma substância
  particular chamada de titulado, que reage com uma
  solução de concentração bem definida e conhecida
  (reativo-padrão) chamado de titulante
• O titulante é sempre uma substância primária ou
  uma solução-padrão.

Esquema básico de uma titulação
68
Acidimetria

• 2. Titulação de ácido-base
• Acidimetria Determinação da concentração de uma
  solução ácida, pela titulação com uma solução
  básica de concentração conhecida
• Alcalimetria Determinação da concentração de uma
  solução básica, pela titulação com uma solução
  ácida de concentração conhecida

acidimetria
alcalimetria
69
Acidimetria

• 3. Ponto de virada
• Na Figura abaixo, o ponto em que a quantidade de
  reativo titulado adicionado é
• exatamente a suficiente para que se combine em
  uma proporção estequiométrica, ou
• empiricamente reproduzível com a substância que
  se determina, chama-se ponto de
• virada ou equivalência com o auxilio de um
  indicador ácido base.

70
Acidimetria

• 3. Ponto de virada

71
Acidimetria

• 4. Indicadores
• Substâncias que mudam de cor na presença de ácida
  ou de bases.
• Os indicadores mais usados em laboratórios são

72
Acidimetria

• 5. Medidor de pH
• Normalmente a medida do pH de uma solução aquosa
  pode ser feita por duas maneiras
• Com o auxilio de aparelhos denominados pHmetros
  que medem a condutividade elétrica da solução, e
  possuem uma escala já graduada em valores de pH
  (Figura2).
• Aparelho de medir pH (peagâmetro).
• Com auxílio dos chamados indicadores ácido-base,
  que são substâncias orgânicas, de formulas
  complexas e possuidoras de um caráter acido fraco
  ou base fraca, conhecido como alaranjado de
  metila, azul bromotimol e fenolftaleína.

73
Acidimetria

• 6. Determinação da concentração do ácido
  clorídrico (não conhecida)
• 6.1 Objetivo Determinar a concentração do ácido
  clorídrico desconhecida realizando a titulação
  de um ácido forte com uma base forte.
• 6.2 Materiais utilizados
• Erlenmeyer de 125 mL
• Pipeta 25mL
• Bureta 50 mL
• Solução de hidróxido de sódio
• Solução de ácido clorídrico 0,10 mol/L
  padronizada
• Suporte universal
• Água destilada
• Solução alcoólica de fenolftaleína
• Peagâmetro
• Becker 100 mL
• CUIDADOS Evite o contato das soluções de
  hidróxido de sódio e acido clorídrico com a sua
  pele. Caso isto ocorra, lave a região afetada com
  muita água.

74
Acidimetria
6.3 Procedimento experimental Exemplo Vejamos
como é feita a titulação da solução de acido
Clorídrico de concentração X mol/L por meio de
uma solução de hidróxido de sódio de concentração
0,10 mol/L. 1 parte) Por meio de uma pipeta ou
de uma bureta medimos o volume de 25,00 mL da
solução de ac. Clorídrico e transferimos essa
solução para um erlenmeyer, adicionando algumas
gotas de solução alcoólicas de fenolftaleína, que
ira atuar como indicador. A solução no erlenmeyer
ficará incolor, pois a fenolftaleína em meio
ácido permanece incolor. 2 parte) Colocamos a
solução de hidróxido de sódio de concentração
0.10 mol/L no interior de uma bureta e fazemos o
nível dessa solução coincidir com o zero da
bureta. Agora, iniciamos a titulação propriamente
dita. Gotejamos a solução de hidróxido de sódio
no interior do erlenmeyer, sob agitação continua.
À medida que a solução de hidróxido de sódio vai
sendo introduzida no frasco, a quantidade de ac.
Clorídrico no seu interior vai diminuindo, porque
há neutralização do ácido pela base
75
Acidimetria
6.3 Procedimento experimental 3 parte)
Enquanto houver ácido Clorídrico no erlenmeyer, a
solução no seu interior permanecerá incolor. Num
dado instante, ao cair uma gota de hidróxido de
sódio no erlenmeyer, a solução ficará
avermelhada. Nesse instante fecha-se a torneira
da bureta e esta terminada a titulação. Quando
a solução passa de incolor a avermelhada,
significa que o acido Clorídrico reagiu
completamente com o NaOH (fim da titulação). A
última gota de NaOH que cai contem excesso de
NaOH, porém esse excesso é desprezível. Volume
de NaOH gasto na titulação ______mL. Portanto,
25,00 mL de solução de acido Clorídrico de
concentração X mol/L exigiram na titulação
_______mL de NaOH de concentração 0.10 mol/L.
76
Acidimetria

• 6.4 Cálculo da concentração do ácido clorídrico
• Nesse caso devemos levar em conta a
  estequiometria da reação, no seu ponto final.
• HCl(aq) NaOH(aq) ? NaCl(s) H2O(l)
• 1 mol 1 mol
• No ponto final da reação
• no mols ácido no mols da base
• nácido nbase
• Sendo M n / V então
• Calcule a concentração molar e concentração comum
  do ácido clorídrico ( C Molaridade x Massa
  molar gt C M x M1 )

Mácido.Vácido Mbase . Vbase
77
Acidimetria
Por isto, às vezes, ela é denominada de
volumetria de neutralização. Assim, através de
uma solução alcalina de concentração exatamente
conhecida (solução padronizada) pode-se
determinar a concentração de soluções ácidas e
vice-versa. Conseqüentemente, a volumetria de
neutralização pode ser dividida em alcalimetria e
acidimetria. 6.5 Questões 1 Escrever a reação
química do sistema (acido base sal água). 2
- Qual o volume gasto de NaOH na titulação ? 3 -
Quando a solução passa de incolor a avermelhada,
isso significa? 4 - Qual o pH da solução
titulada? 6.6 Bibliografia Ricardo Feltre,
Química. 2a ed. São Paulo, Editora Moderna, 1982.
Vol. 2, pp. 58-61. Instruções para a elaboração
do relatório Titulo Objetivo Introdução
Materiais Metodologia Discussão e conclusão
sobre o procedimento experimental Resolução das
questões bibliografia
78
Titulação acidimetria Determinação do teor de
aspirina
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
79
Acidimetria

• 1. Titulação é um método pelo qual se determina
  uma quantidade desconhecida de uma substância
  particular chamada de titulado, que reage com uma
  solução de concentração bem definida e conhecida
  (reativo-padrão) chamado de titulante
• O titulante é sempre uma substância primária ou
  uma solução-padrão.

Esquema básico de uma titulação
80
Acidimetria

• 2. Titulação de ácido-base
• Acidimetria Determinação da concentração de uma
  solução ácida, pela titulação com uma solução
  básica de concentração conhecida
• Alcalimetria Determinação da concentração de uma
  solução básica, pela titulação com uma solução
  ácida de concentração conhecida

acidimetria
alcalimetria
81
Acidimetria

• 3. Ponto de virada
• Na Figura abaixo, o ponto em que a quantidade de
  reativo titulado adicionado é
• exatamente a suficiente para que se combine em
  uma proporção estequiométrica, ou
• empiricamente reproduzível com a substância que
  se determina, chama-se ponto de
• virada ou equivalência com o auxilio de um
  indicador ácido base.

82
Acidimetria

• 3. Ponto de virada

83
Acidimetria

• 4. Indicadores
• Substâncias que mudam de cor na presença de ácida
  ou de bases.
• Os indicadores mais usados em laboratórios são

84
Acidimetria

• 5. Titulação Ácido fraco / Base forte
• Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência
  se dá em um pH superior a 7, devido à hidrólise
  do ânion do ácido fraco, que é uma hidrólise que
  origina íons OH.
• Ex. Titulação do ácido acetilsalicílico com o
  hidróxido de sódio
• C8O2H7COOH(aq) NaOH(aq) ? C8O2H7COONa(aq)
  H2O(l)
• Como o Na é uma partícula neutra do ponto de
  vista ácido-base (cátion de uma base forte não
  hidrolisa), apenas o C8O2H7COO- (ânion de um
  ácido fraco) sofrerá hidrólise, como mostrado
  abaixo
• C8O2H7COO-(aq) H2O(l) ? C8O2H7COOH(aq) OH-
• Os íons OH aumentarão o pH da solução pois irão
  reagir com H3O pela equação
• OH-(aq) H3O(aq) ? 2H2O(l)

85
Acidimetria

• 6. Determinação do teor de ácido acetilsalisílico
  em comprimidos
• 6.1 Objetivo Determinar o teor, em massa, de
  ácido acetilsalisílico em comprimidos de
  analgésicos como Melhoral, Aspirina, AAS etc.
• 6.2 Introdução O uso do Ácido Acetilsalisílico
  também conhecido como Aspirina foi introduzido na
  medicina em 1899 por Dressen substituindo os
  compostos mais dispendiosos obtidos a partir da
  casca do salgueiro (Salix alba) desde 1827
• O ácida acetilsalisílico pode obter-se a partir
  da esterificação do ácido salicílico com anidrido
  acético em presença do ácido sulfúrico que atua
  como catalisador

86
Acidimetria

• O Ácido Acetilsalisílico é estável no ar seco e
  se apresenta em forma de cristais descoloridos ou
  brancos, em pó, com fórmula molecular C9H8O4 ou
  (C8O2H7COOH) peso molecular de 180,2 e a
  seguinte estrutura
• O Ácido Acetilsalisílico é rapidamente absorvido
  por via oral, um pouco no estômago e a maior
  parte nas porções iniciais do intestino delgado,
  ocorrendo também absorção retal (que no entanto é
  menos confiável) e pela pele
• Com absorção oral, alcança concentração
  plasmática considerável em 30 minutos, com pico
  máximo em 2 horas, apresentando uma
  biodisponibilidade de 70. Pode, no entanto, sob
  altas doses, atingir concentrações sangüíneas
  detectáveis por períodos de até 30 horas.

87
Acidimetria
O ácido acetilsalisílico é praticamente insolúvel
em água, mas solúvel em etanol. Por isto que se
usa uma mistura água/etanol na sua dissolução.
Apesar do ácido acetilsalisílico estar pouco
dissolvido, à medida que a reação de
neutralização o consome formando o sal
acetilsalicilato de sódio (solúvel em água), mais
ácido se dissolve, até a sua dissolução total e
término da reação. A recomendação de que, ao
final da titulação, a coloração rósea deve
persistir por pelo menos um minuto se deve, neste
caso, a dois fatos a) a cinética da reação, ou
seja, todo o ácido contido no comprimido deve ter
reagido com a base adicionada (a coloração rósea
indica que já há um pequeno excesso de base) b)
a ocorrência da seguinte reação paralela.
H2CO3(aq) NaOH(aq) ? NaHCO3(aq) H2O(l) pode
fazer com que a coloração rósea da solução final,
aos poucos, desapareça. Por isso que o surgimento
da descoloração (em tempos superiores a 1 minuto)
não deve ser interpretado como indicador de que a
titulação não terminara. O ácido carbônico
(H2CO3) provém do seguinte equilíbrio entre o gás
carbônico do ar que se dissolve na solução e a
água CO2(aq) H2O(l) ? H2CO3(aq)
88
Acidimetria

• 6. Determinação do teor de ácido acetilsalisílico
  em comprimidos
• 6.3 Materiais utilizados
• Erlenmeyer de 125 mL
• Bureta 50 mL
• Funil
• Balança analítica
• 6.4 Reagentes utilizados
• Comprimido de AAS ou de Melhoral ou de
  Aspirina etc.
• Solução de hidróxido de sódio 0,10 mol/L
  padronizada
• Etanol
• Água destilada
• Solução alcoólica de fenolftaleína

89
Acidimetria

• 6.5 Procedimento experimental
• Pese o comprimido do analgésico (não esqueça de
  anotar a massa obtida) e, a seguir, coloque-o no
  erlenmeyer
• Após adicionar cerca de 20 mL de água ao
  erlenmeyer, agite a mistura até que o comprimido
  se desmanche (se necessário, quebre o comprimido
  com um bastão ou colher)
• Em seguida adicione cerca de 20 mL de etanol ao
  erlenmeyer e agite para que a mistura seja total.
  Adicione 3 a 5 gotas da solução alcoólica de
  fenolftaleína
• Rinse a bureta 2 a 3 vezes em pequenas porções
  com a solução titulante (solução de NaOH (/-
  10mL)) e preencha a bureta corretamente com a
  solução titulante, verificando se não há bolhas
  de ar em seu interior

90
Acidimetria

• 6.5 Procedimento experimental
• Titular esta mistura com uma solução padrão de
  NaOH 0,10 mol.L-1 contida numa bureta, com
  agitação até a aparecimento de uma leve coloração
  rósea na solução do erlenmeyer, meça e anote o pH
  com o papel indicador
• Para isto, adicione lentamente a solução da
  bureta àquela no erlenmeyer até o aparecimento de
  uma coloração rosada que persista por pelo menos
  1 minuto
• Anote o volume da solução de hidróxido de sódio
  gasto para neutralizar o ácido acetilsalisílico
  contido na solução no erlenmeyer
• Então, calcule o teor em massa do ácido
  acetilsalisílico no comprimido.

91
Acidimetria

• 6.6 Determinação do teor de ácido
  acetilsalisílico em comprimidos
• Nesse caso devemos levar em conta a
  estequiometria da reação, no seu ponto final.
• CH3COOH NaOH ? CH3COONa H2O
• 1 mol 1 mol
• No ponto final da reação
• no mols ácido no mols da base
• nácido nbase
• Sendo M n / V então
• Calcule a concentração molar e concentração comum
  do ácido acético no vinagre. ( C Molaridade x
  Massa molar gt C M x M1 )

Mácido.Vácido Mbase . Vbase
92
Acidimetria
6.7 Questões 1 Escrever a reação química do
sistema (acido base sal água). 2 - Qual o
volume gasto de NaOH na titulação ? 3 - Qual a
concentração Molar e comum do titulante
(C8O2H7COOH) 4 - Quando a solução passa de
incolor a avermelhada, isso significa? 5 - Qual
a porcentagem em massa de ácido acetilsalisílico
no comprimido analisado? Instruções para a
elaboração do relatório Titulo Objetivo Introduçã
o Materiais Metodologia Discussão e conclusão
sobre o procedimento experimental Resolução das
questões bibliografia
93
Titulação acidimetria Determinação do teor de
vinagre
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
94
Acidimetria

• 1. Titulação é um método pelo qual se determina
  uma quantidade desconhecida de uma substância
  particular chamada de titulado, que reage com uma
  solução de concentração bem definida e conhecida
  (reativo-padrão) chamado de titulante
• O titulante é sempre uma substância primária ou
  uma solução-padrão.

Esquema básico de uma titulação
95
Acidimetria

• 2. Titulação de ácido-base
• Acidimetria Determinação da concentração de uma
  solução ácida, pela titulação com uma solução
  básica de concentração conhecida
• Alcalimetria Determinação da concentração de uma
  solução básica, pela titulação com uma solução
  ácida de concentração conhecida

acidimetria
alcalimetria
96
Acidimetria

• 3. Ponto de virada
• Na Figura abaixo, o ponto em que a quantidade de
  reativo titulado adicionado é
• exatamente a suficiente para que se combine em
  uma proporção estequiométrica, ou
• empiricamente reproduzível com a substância que
  se determina, chama-se ponto de
• virada ou equivalência com o auxilio de um
  indicador ácido base.

97
Acidimetria

• 3. Ponto de virada

98
Acidimetria

• 4. Indicadores
• Substâncias que mudam de cor na presença de ácida
  ou de bases.
• Os indicadores mais usados em laboratórios são

99
Acidimetria

• 5. Titulação Ácido fraco / Base forte
• Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência
  se dá em um pH superior a 7, devido à hidrólise
  do ânion do ácido fraco, que é uma hidrólise que
  origina íons OH.
• Ex. Titulação do ácido acético com o hidróxido
  de sódio
• CH3COOH(aq) NaOH(aq) ? NaCH3COO (aq) H20(l)
  ? NaCH3COO(aq) ? Na(aq) CH3COO(aq)
• Como o Na é uma partícula neutra do ponto de
  vista ácido-base (cátion de uma base forte não
  hidrolisa), apenas o CH3COO- (ânion de um ácido
  fraco) sofrerá hidrólise, como mostrado abaixo
• CH3COO-(aq) H2O(l) ? CH3COOH (aq) OH-
• Os íons OH aumentarão o pH da solução pois irão
  reagir com H3O pela equação
• OH-(aq) H3O(aq) ? 2H2O(l)

100
Acidimetria

• 6. Determinação do teor de ácido acético no
  vinagre
• 6.1 Objetivo Determinar o teor de ácido acético
  em uma amostra de vinagre realizando a titulação
  de um ácido fraco com uma base forte.
• 6.2 Introdução O vinagre é um produto não
  destilado resultante da fermentação acética de um
  mosto contendo álcool etílico
• Tem o ácido acético como principal constituinte,
  embora outros ácidos estejam presentes. Portanto,
  é comum representar o teor de ácidos em vinagre
  em termos de ácido acético
• A maioria dos vinagres contém de 4 a 6 (m/v) de
  ácido expresso como ácido acético, concentração
  recomendada para uso alimentar em concentração
  mais elevada é prejudicial a saúde
• O ácido acético e um ácido fraco, Ka de 1,8 x
  10-5, apresenta-se como um líquido incolor, com
  odor característico de vinagre

101
Acidimetria

• 6. Determinação do teor de ácido acético no
  vinagre
• É totalmente solúvel em água, álcool etílico e
  na maioria dos solventes orgânicos, amplamente
  usado em química industrial na forma de ácido
  acético glacial 99,8 (m/m) densidade 1,053 g/mL
  ou em soluções de diferentes concentrações
• Na indústria alimentícia é consumido como
  vinagre, que é uma solução diluída de ácido
  acético
• A determinação do teor de ácidos em vinagre é
  efetuada por titulação com uma base forte, como
  NaOH, segundo a reação
• CH3COOH NaOH ? CH3COONa H2O
• No ponto de equivalência a acidez da solução é
  definida pela hidrólise do íon acetato,
  resultando num valor de pH aproximadamente igual
  a 8,88
• Portanto, um dos indicadores mais adequados para
  esta titulação é a fenolftaleína (pH de viragem
  8,0 9,6).

102
Acidimetria

• 6. Determinação do teor de ácido acético no
  vinagre
• 6.3 Materiais utilizados
• 6.4 Reagentes utilizados
• Solução padrão de NaOH 0,1 M.
• Amostra de vinagre.
• Solução de fenolftaleína a 0,1.

50 ml
103
Acidimetria
6.5 Procedimento experimental 1.Colocar com
auxílio de uma pipeta volumétrica, 25 mL de
vinagre em balão volumétrico de 250,0 mL e diluir
até a menisco com água destilada 2. Retirar uma
alíquota de 25,0 mL com uma pipeta calibrada e
transferir para um erlenmeyer de 250 mL, medir e
anotar o pH com o papel indicador 3. Adicionar
aproximadamente 40 mL de água destilada no
erlenmeyer 4. Adicionar 3 a 5 gotas do
indicador fenolftaleína 5. Rinse a bureta 2 a 3
vezes em pequenas porções com a solução titulante
(solução de NaOH (/- 10mL)) e preencha a bureta
corretamente com a solução titulante, verificando
se não há bolhas de ar em seu interior 6.Titular
esta mistura com uma solução padrão de NaOH 0,1
mol.L-1 contida numa bureta, com agitação até a
aparecimento de uma leve coloração rósea na
solução do erlenmeyer, meça e anote o pH com o
papel indicador 7. Anote o volume gasto na
titulação, 8. Repita o mesmo procedimento
para outra amostra de vinagre 9. Calcule o teor
médio de acido acético no vinagre (concentração)
104
Acidimetria

• 6.6 Cálculo do Teor Porcentual de Acidez no
  Vinagre
• Nesse caso devemos levar em conta a
  estequiometria da reação, no seu ponto final.
• CH3COOH NaOH ? CH3COONa H2O
• 1 mol 1 mol
• No ponto final da reação
• no mols ácido no mols da base
• nácido nbase
• Sendo M n / V então
• Calcule a concentração molar e concentração comum
  do ácido acético no vinagre. ( C Molaridade x
  Massa molar gt C M x M1 )

Mácido.Vácido Mbase . Vbase
105
Acidimetria
6.7 Questões 1 Escrever a reação química do
sistema (acido base sal água). 2 - Qual o
volume gasto de NaOH na titulação ? 3 - Qual a
concentração Molar e comum do titulante
(CH3COOH) 4 - Quando a solução passa de incolor a
avermelhada, isso significa? 5 - Qual a
influência do pH antes e depois da titulação? 6.8
Bibliografia Ricardo Feltre, Química. 2a ed.
São Paulo, Editora Moderna, 1982. Vol. 2, pp.
58-61. Instruções para a elaboração do
relatório Titulo Objetivo Introdução Materiais
Metodologia Discussão e conclusão sobre o
procedimento experimental Resolução das
questões bibliografia
106
Velocidade na influência de reação
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
107
Influência da concentração na velocidade de reação

• I. Objetivo Esta experiência tem como objetivo
  determinar a velocidade quantitativamente a
  influência da concentração sobre o tempo
  necessário para que uma reação ocorra.
• II. Materiais e Reagentes
• 1 béquer de 150 mL
• 1 proveta de 100 mL
• 6 béqueres de 50 mL
• tiossulfato de sódio
• cronômetro
• solução de HCl 6mol/L
• conta gotas
• papel branco para contraste visual

108
Influência da concentração na velocidade de reação
III. Procedimento experimental 1) Prepare uma
solução aquosa de tiossulfato de sódio,
Na2S2O3(s) na seguinte proporção 4 g de
Na2S2O3(s) medidos cuidadosamente adicionando 105
mL de água destilada em um béquer de 150mL 2)
Esta solução deverá ser dissolvido e divididos em
cinco (06) béqueres de 50mL rotulados de 1 a 6 e
seguir os seguintes procedimentos
109
Influência da concentração na velocidade de reação
3) Mediante a tabela anterior, antes de iniciar a
reação prepare o cronômetro e realize sobre o
BECKER 1 a) ADICIONE 5 mL da solução da
solução aquosa de tiossulfato de sódio e e
acrescente 25 mL de destilada, ADICIONE 4 gotas
de HCl 6mol/L à solução do BECKER 1 iniciando a
cronometragem b) Agite c) Coloque o béquer
contra um papel branco para facilitar a
observação d) Observe e permaneça com a
cronometragem até a formação de um precipitado e
a formação límpida da solução e) Anote o tempo
total real da reação. 4) Repita os itens de (a)
a (e) para os béqueres 2 a 6
110
Influência da concentração na velocidade de reação
IV. Cálculos 1) Calcular a quantidade de
matéria (mol) do tiossulfato de sódio, Na2S2O3
(s) ( Na 23, S 32 e O 16) 2) Calcular a
concentração da solução aquosa de tiossulfato de
sódio sem a diluição (béquer 6) 3) Calcular as
concentrações para os demais béqueres (1 a 5)
utilizando a seguinte fórmula
111
Influência da concentração na velocidade de reação
V. Questões 1 Escrever a reação química do
sistema. 2 O que se precipitou ? 3 Montar
uma tabela de concentração pelo tempo gasto na
reação (segundos e seus décimos). 4 Construa um
gráfico da variação da concentração molar das
soluções reagente em função do tempo em que cada
reação se desenvolveu.
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Influência da concentração na velocidade de reação