Determinaçã Determinação o da Acidez Total em Frutas Frutas Cí C ítricas tricas Resumo O experimento realizado teve como objetivo determinar a concentração real e padroni padronização de uma solu solução de hidróxi dróxido de potássi potássio (NaOH) e a acidez acidez de uma amostra de suco de laranja utilizando os princípios da titulação ácido-base, técnica absoluta pela qual é possível determinar a concentração de um analito através de uma reação química cuja estequiometria, massa e volume da amostra, volume e concentração do titulante são conhecidos. Os requisitos para que uma reação possa ser utilizada no processo de titu titullação são: a reação deve deve ser sim simples, ples, rápida, rápida, a alteração alteração que que ocorre no ponto ponto de equi equivalên alênci ciaa (P.E.), (P.E.), atin atingido quan quando do número de moles oles do ácido ácido se iguala ala ao número de moles da base, tem que ser de natureza/propriedade física ou química e é necessário um meio disponível para visualização do ponto final. Na primeira parte do experimento foi realizada a padronização de uma solução de hidróxido de sódio, composto considerado padrão secundário, portanto, seu teor foi determinado com o auxilio de um padrão primário, 0,2014g de biftalato de potássio, composto de alta purez purezaa e massa molar. olar. Essa Essa etapa se fez necessária ecessária porque porque o NaOH é um sóli sólido muito higroscópio e reage com o gás carbônico do ar, sendo transformado em água e carbonato de sódio. Soluções desse sólido não devem ser preparadas diretamente, pois, dessa forma, não se obtém uma concentração confiável. Na segunda parte do experimento foi realizada a titulação da amostra de 250 mL de suco de laranja diluído em água com a solução padronizada de hidróxido de sódio preparada na primeira etapa, repetindo-se essa segunda parte por três vezes. Os resultados do volume de solução de NaOH gastos na titu titullação feita eita pelos pelos seis seis grupos rupos do 4º período período do curso curso de Eng Engenh enharia aria Química da UFSJ, estão descritos na Tabela 1: Volume de NaOH consumido durante a titulação e massa de biftalato de potássio utilizada para padronização do presente relatório. O teor de ácido no suco da fruta foi de 0,094 mol L -1 e o volume de solução de hidróxido de sódio gasto na titulação está descrito na Tabela 3: Volume de NaOH usados na titulação de 250 mL de suco de laranja diluído . Em ambas as etapas foram utilizadas fenolftaleína como indicador colorimétrico e aplicado o tratamento estatístico para os erros indetermi determinados: o calcu calcullo do desvi desvio-padrão. o- padrão. Pode-se concl conclu uir que que o valor alor de 0,09 0,093 3 (
0,003) 0,003) mol L-1 encontrado para a molaridade de NaOH na solução padrão é
um valor exato e preciso. Conclui-se, também, que o valor de 0,094 (± 0,002) mol L -1 encontrado para concentração original de ácidos presentes no suco de laranja possui pouca pouca exatidão exatidão proven proveniientes de erros sistem sistemáticos. áticos.
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1. Res ultados e Discussão Uma substância pode ser considerada como padrão primário quando possui alta pureza, massa molecular relativamente alta, quando é facilmente solúvel, de fácil obtenção e preservação, tem baixo custo, permanece inalterada durante a pesagem e secagem e tem reação estequiométrica e instantânea. Por não atender a estas característica, o NaOH não é um padrão primário. Este é um sólido muito higroscópio e reage com o gás carbônico do ar, sendo transformado em água e carbonato de sódio. Portanto, soluções desse sólido não devem ser preparadas diretamente. Se fosse realizada a pesagem de certa quantidade de NaOH e depois essa quantidade fosse diluída em água, não seria possível afirmar com certeza o valor da sua concentração, uma vez que parte deste seria transformada em carbonato de sódio e água, além da solução absorver umidade do ar, aumentando assim sua massa. Por isso, é necessário fazer o processo de padronização.
1.1.
Parte I – Padronização de uma solução de NaOH:
Para padronizar o hidróxido de sódio, utilizou-se o 0,2014 g de biftalato de potássio, uma vez que este atende às características de uma substância padrão primário. Dissolveu-se essa massa em 25 mL de água, em um Erlenmeyer de 250 mL, e foram adicionadas 3 gotas de fenolftaleína. Como titulante, o hidróxido de sódio foi colocado em uma bureta de 50 mL. A bureta foi ambientada para que, se houvesse vestígios de outras soluções na mesma, estas reagiriam na ambientação, minimizando erros futuros na titulação (HARRIS, 2005). Em seguida, a bureta foi preenchida com 50 mL de solução de hidróxido de sódio e se deu início à titulação. A fenolftaleína foi utilizada para que se constatasse o fim da reação química assim que houvesse a viragem de cor da solução. Em solução ácida a fenolftaleína é incolor e à medida que íons hidroxila são adicionados no meio, estes reagem com íons hidrogênio, tornando o material protonado. Quando a protonação ocorre a coloração da solução muda, devido à alteração estrutural do composto (SKOOG et al., 2008). Quando há correspondência entre o titulado e o titulante tem-se o ponto de equivalência, usado para calcular a concentração de NaOH. Seis grupos fizeram os mesmos procedimentos e os dados estão na Tabela 1. 2
Tabela 1: Volume de NaOH consu mido durante a titulação e massa de biftalato de potássio utilizada para padronização
Replicatas 1 2 3 4 5 6
Volume de NaOH (L) 0,0104 0,0107 0,0110 0,0104 0,0105 0,0102
Mas sa de biftalato de potáss io (g) 0,2075 0,2014 0,2010 0,1966 0,1997 0,2063
Através da reação de hidróxido de sódio com o biftalato de potássio, apresentada a seguir, é possível notar que a relação estequiométrica é de 1:1. NaOH + KH(C8 H4 O4 )
KNaC8 H4 O 4 + H2O
Baseando- se nessa equação, no ponto de equivalência, temos: N NaOH = N NaC8H4O4 Equação 1: M x V = m/MM onde V é o volume da base medido durante a titulação, m é a massa de biftalato, MM é a massa molar do sal e M é a molaridade procurada do hidróxido de sódio. Logo: M x 0,0107 = 0,2014 g / 204,20 g mol -1 M = 0,092 mol L-1 Os dados dos cálculos paras as outras replicatas encontram-se na Tabela 2. Tabela 2: Concentração de hidróxido de sódio obtido em cada replicata
Replicatas Molaridade NaOH (mol L- ) 1 0,094 2 0,092 3 0,089 4 0,092 5 0,093 6 0,099 A partir dos valores encontrados pelas seis replicatas não foi observado nenhum valor discrepante em relação aos demais. Para confirmar que nenhum valor era anômalo, foi feito o Teste Q. Colocando-se os valores em ordem crescente, sendo obtida a seguinte sequência: 0,089 < 0,092 < 0,092 < 0,093 < 0,094 < 0,099
3
Qcalculado = variação/intervalo Q1calculado = 0,003/0,01 = 0,3 Q2calculado = 0,005/0,01 = 0,5 Para seis medidas e limite de confiança de 99%, tem-se Q tabelado = 0,740. Como os dois Q calculado não foram maiores que o Q tabelado , nenhum valor precisa ser descartado no cálculo da média aritmética, que foi feito através da seguinte fórmula: Equação 2:
x = (0,089 + 0,092 + 0,092 + 0,093 + 0,094 + 0,099) = 0,093 6 Através da fórmula abaixo, calculou-se o desvio-padrão: Equação 3:
s = 0,003 Assim, a partir da média e do desvio-padrão dos valores encontrados experimentalmente, o a molaridade do NaOH é 0,093 ( 0,003) mol L-1 . O valor está bem próximo do informado no rótulo de hidróxido de sódio empregado, 0,1 mol L -1 . O valor do desvio padrão encontrado
0,003 mol L-1 é o resultado do tratamento
estatístico aplicado aos erros aleatórios presentes no
processo de análise química. Ou
seja, o valor encontrado para a molaridade do NaOH possui um desvio de 0,003 mol L1
, para mais ou para menos, proveniente de erros
indeterminados inerentes a prática
experimental. 1.2.
Parte II – Determinação da Acidez Total em Frutas Cítricas:
Realizou-se a titulação do suco de laranja, com a intenção de determinar a acidez total em frutas cítricas. Como titulante foi utilizado o hidróxido de sódio. Mediu-se 100 mL de suco de laranja e transferiu-se para um balão volumétrico de 250 mL, que foi completado com água destilada. Com o auxílio de uma pipeta volumétrica de 50 mL, extraiu-se uma alíquota de 50 mL da solução em um Erlenmeyer de 250 mL, e em 4
seguida adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína. A bureta foi completada com a solução de hidróxido de sódio padronizada e procedeu-se a titulação até que a cor amarela foi alterada para alaranjado. O experimento foi repedido para três amostras do suco. Os volumes de hidróxido de sódio gastos na titulação são apresentados na Tabela 3: Tabela 3: Volumes de NaOH usados na titulação de 250 mL de suco de laranja diluído
Replicatas 1 2 3
Volume de NaOH (L) 0,0103 0,0103 0,0102
Quando uma base forte é utilizada como titulante, é possível garantir que a quantidade de volume que se adiciona na amostra está totalmente dissociada. Este é o caso do NaOH, que se dissocia da seguinte maneira: Na+(aq) + OH-aq)
NaOH(aq)
Os íons H+ e OH- estarão disponíveis para reagir na amostra e irão reagir na proporção de 1:1. No ponto de equivalência, o número de mols de hidróxido de sódio é equivalente à quantidade de mols dos ácidos totais. N NaOH =nácidos Para encontrar a molaridade dos ácidos obtidos na titulação do suco de laranja foi utilizada a seguinte equação: Equação 4: M x V = M f x Vf onde M é a molaridade padronizada do NaOH calculada anteriormente; V é o volume calculado nas replicadas; Vf é o volume da solução do suco de laranja; e Mf é a molaridade da solução do suco de laranja. Então, para a primeira replicata fez-se: 0,093 X 0,0103 = M f x 0,025 Mf = 0,0383mol L-1 Foram repetidos os mesmos cálculos para os outros volumes de NaOH e foram obtidos os valores apresentados na Tabela 4: Tabela 4: Molaridade dos ácidos obtidos na titulação do suco de laranja para cada replicata
Molaridade ácidos (mol L- ) 0,0383 0,0383 0,0379
Replicatas 1 2 3 5
A fim de obter-se a concentração original de ácidos contidos na solução, usou-se a Equação 4 e obteve-se: Mi x 0,1 = 0,038 x 0,25 Mi= 0,095 mol L-1 de ácidos Procedeu-se da mesma forma para encontrar o valor da concentração original de ácidos para as três replicatas, que foram apresentados na Tabela 5: Tabela 5: Molaridade dos ácidos para a amostra original de cada replicata
Re plicatas 1 2 3
Concentração original de ácidos (mol L- ) 0,095 0,095 0,092
Partindo dos dados da Tabela 5 e das Equações 2 e 3, foram obtidos a média e o desvio-padrão das replicatas: M = 0,094 (± 0,002) mol L-1 O desvio-padrão se relaciona com a concentração original média de ácidos da mesma forma que na primeira parte do experimento: o valor encontrado para a concentração original de ácidos no suco de laranja possui um erro de ± 0,002 mol L -1 , proveniente de erros indeterminados inerentes ao experimentos de análise química. A partir da concentração original de ácidos foi possível obter o pH do suco de laranja: [H+]= [ácido] = 0,094 mol L-1 pH= -log [H+]= 1,03 O pH encontrado é baixo, portanto o teor de ácido encontrado no suco de laranja é alto em comparação ao valor teórico (3,5 - 4,3), tornando o resultado encontrado nesta prática pouco exato. Como há uma boa precisão das concentrações dos ácidos usados para o cálculo do valor do pH, porém uma baixa exatidão neste valor, notou-se a ocorrência de algum erro sistemático. Este pode estar relacionado principalmente com erros na aferição do menisco e na observação da mudança de coloração no meio (SKOOG et al., 2008).
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2. Conclusões
Na parte 1 do experimento uma solução de hidróxido de sódio foi padronizada, utilizando-se biftalato de potássio. A partir do procedimento foi encontrado o valor de M = 0,093 (
0,003) mol L-1 para a molaridade do NaOH, pode-se concluir que este é
um valor exato e preciso, considerando-se que está bem próximo do valor encontrado no rótulo do produto, que é de 0,1 mol L -1 , e apresenta um desvio proveniente dos erros indeterminados inerentes ao processo experimental relativamente pequeno. Na parte 2 do experimento, foi determinada a acidez de amostras de suco de laranja diluído, através da titulometria ácido-base. O valor médio da concentração de ácidos na amostra foi M = 0,094 (± 0,002) mol L -1 , e a partir desse valor, foi possível encontrar o pH da solução de suco de laranja, que foi pH = 1,03. Este é um valor bem abaixo do valor esperado, que seria entre 3,5 e 4,3. Portanto, conclui-se que o valor encontrado nesta prática apresenta pouca exatidão, embora possua um desvio padrão pequeno e seja um valor preciso, levando em consideração que não houve uma grande variação entre os valores de concentração de ácidos para cada replicata da amostra de suco. Essa baixa exatidão está relacionada com os erros sistemáticos, provavelmente de natureza operacional.
3. Referências Bibliográficas
HARRIS, D.C. Análise Química Quantitativa. 6ª edição, Rio de Janeiro: LTC, 2005. 876p. SKOOG, D.A; WEST, D.M.; HOLLER, F.J.; CROUCH. S.R. Fundamentos de Química Analítica. 8ª edição, São Paulo: Thomson, 2008. 1124p. TRIOLA, MARIO F.: Introdução à estatística. 10ª edição, Rio de Janeiro: LTC, 2008. 696p.
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