UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP
FARMÁCIA E BIOQUÍMICA E NUTRIÇÃO
PRÁTICAS DE
QUIMICA
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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FARMÁCIA E BIOQUÍMICA, NUTRIÇÃO E
BIOMEDICINA
Síntese do ácido
acetilsalisílico (aspirina)
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
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Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina
I.
II.
•
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:
O
O
+
OH
O
O
OH
O
H2SO4
H3C
O
OH
CH3
O
+
CH3
O
H3C
OH
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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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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.
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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:
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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.
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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.
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3) Deixe o balão atingir a temperatura ambiente, e adicione 50 mL de água
gelada.
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4) Filtre em um funil de Buchner
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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.
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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.
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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
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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:
n(m ol) 
m[ g ]
5g

 3,62102 m ol
m assa.m olar[ g / m ol] 138,12g / m ol
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•
Síntese do ácido acetilsalisílico - aspirina
Cálculo da massa teórica do produto ácido acetilsalisílico:
n(m ol) 
•
m[ g ]
 m  n(m ol) XMassa.m olar
m assa.m olar[ g / m ol]
Massa molar do ácido acetilsalisílico = 180,12 g/mol
m  3,63102 molX180g / mol  6,52g
* Cálculo do rendimento do produto ácido acetilsalisílico:

massa . prática
X 100
massa .teórica
 (%) 
m assa. pratica
X 100
6,52
onde, a massa prática será extraída durante o procedimento experimental
na pesagem do produto (acetilsalisílico) do item 11 (procedimento).
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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).
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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
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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:
O
| |
R– C
O
| |
R– C
O
| |
O – CH2
|
O – CH2
+ 3 NaOH
|
O – CH2
R– C
GLICÉRIDO
BASE FORTE
O
| |
R– C
O
| |
R– C
O
| |
R– C
O – CH2
NaOH
O – CH2
NaOH
|
|
O – CH2
NaOH
O
| |
R– C
O
| |
R– C
O
| |
R– C
O – CH2
NaOH
O – CH2
NaOH
|
|
O – CH2
NaOH
O
| |
Cisão heterolítica
R– C
O
| |
R– C
O
| |
O – CH2
Na OH
O – CH2
Na OH
|
|
O – CH2
Na OH
R– C
Dissociação iônica
O
| |
R– C
O
| |
R– C
O
| |
R– C
Cisão heterolítica
O – +CH2 Na+
– OH
|
O – +CH2 Na+ – OH
|
O – +CH2 Na+
– OH
Dissociação iônica
O
| |
R– C
O
| |
R– C
O
| |
R– C
O – +CH2 Na+ –OH
|
O – +CH2 Na+ –OH
|
O – +CH2 Na+ –OH
O
| |
R– C
O
O – Na+
|
| |
R– C
O
| |
R– C
HO – CH2
O – Na+
HO – CH2
|
+
O – Na
HO – CH2
GLICERINA
O
| |
R– C
O
O Na
|
| |
R– C
O
| |
R– C
HO – CH2
O Na
HO – CH2
|
O Na
HO – CH2
GLICERINA
O
| |
R– C – ONa
O
| |
R– C– ONa
O
| |
R– C– ONa
SABÃO
HO – CH2
|
HO – CH2
|
HO – CH2
GLICERINA
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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.
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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.
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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.
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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;
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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:
1.
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;
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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?
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Reação de saponificação: Preparação e propriedades dos sabões
VI. Bibliografia
1. 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)
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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;
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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);
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• Na
óxido-redução: Limpeza de objetos de prata
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.
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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:
1)
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;
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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
experimento;
lavar
9)
Compare a aparência
experimento.
da
todas
folha
de
as
vidrarias
alumínio
utilizadas
antes
e
neste
depois
do
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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.
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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
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Solubilidade de sólidos em
líquidos de reação - KCl
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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.
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Solubilidade de sólidos em líquidos
III.2 - Curvas de solubilidade
A => solução supersaturada
B => solução saturada
C => solução não saturada
• As curvas de solubilidade têm grande importância no estudo das soluções
de sólidos em líquidos, já que a temperatura influi decisivamente na
solubilidade.
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Solubilidade de sólidos em líquidos
III.2 - Curvas de solubilidade
•Abaixo alguns exemplos de curvas de solubilidade:
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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.
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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 => 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
dissolução completa do sal;
o
bastão
de
vidro até a
5.Retire o bastão e introduza um termômetro na solução deixando-a
esfriar e agitando-a cuidadosamente;
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BIOMEDICINA
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.
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BIOMEDICINA
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
experimentalmente.
e
faça
um
comentários
dos
pontos
obtidos
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).
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BIOMEDICINA
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
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Titulação: acidimetria
Determinação da
concentração do H2SO4
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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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
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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
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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.
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Acidimetria
3. Ponto de virada
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Acidimetria
4. Indicadores
•
•
Substâncias que mudam de cor na presença de ácida ou de bases.
Os indicadores mais usados em laboratórios são:
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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.
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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.
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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
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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)
1 mol
+
NaOH(aq) 
1 mol
NaSO4(s) +
H2O(l)
No ponto final da reação
no equivalentes ácido = no equivalentes da base
eácido
=
ebase
Sendo N = e / V então:
Nácido.Vácido = Nbase . Vbase
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Acidimetria
6.4 Cálculo da concentração do ácido sulfúrico:
onde 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 => C = M x M1 )
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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
2
3
4
– Escrever a reação química do sistema (acido + base = sal + água).
- Qual o volume gasto de NaOH na titulação ?
- Quando a solução passa de incolor a avermelhada, isso significa?
- 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
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Acidimetria
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Titulação: acidimetria
Determinação da
concentração e do pH do
HCl
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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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
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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
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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.
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Acidimetria
3. Ponto de virada
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Acidimetria
4. Indicadores
•
•
Substâncias que mudam de cor na presença de ácida ou de bases.
Os indicadores mais usados em laboratórios são:
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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.
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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.
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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
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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.
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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) +
1 mol
NaOH(aq) 
1 mol
NaCl(s) +
H2O(l)
No ponto final da reação
no mols ácido = no mols da base
nácido
=
nbase
Sendo M = n / V então:
•
Mácido.Vácido = Mbase . Vbase
Calcule a concentração molar e concentração comum do ácido clorídrico
( C = Molaridade x Massa molar => C = M x M1 )
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FARMÁCIA E BIOQUÍMICA e BIOMEDICINA
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
2
3
4
– Escrever a reação química do sistema (acido + base = sal + água).
- Qual o volume gasto de NaOH na titulação ?
- Quando a solução passa de incolor a avermelhada, isso significa?
- 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
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Titulação: acidimetria
Determinação do teor de
aspirina
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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FARMÁCIA E BIOQUÍMICA e BIOMEDICINA
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
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FARMÁCIA E BIOQUÍMICA e BIOMEDICINA
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
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FARMÁCIA E BIOQUÍMICA e BIOMEDICINA
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.
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FARMÁCIA E BIOQUÍMICA e BIOMEDICINA
Acidimetria
3. Ponto de virada
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Acidimetria
4. Indicadores
•
•
Substâncias que mudam de cor na presença de ácida ou de bases.
Os indicadores mais usados em laboratórios são:
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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) + OHOs íons OH– aumentarão o pH da solução pois irão reagir com H3O+ pela
equação:
OH-(aq) + H3O+(aq) → 2H2O(l)
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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:
O
O
+
OH
O
O
OH
O
H2SO4
H3C
O
OH
CH3
O
+
CH3
O
H3C
OH
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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.
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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)
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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*
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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;
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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.
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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
1 mol
+
NaOH 
1 mol
CH3COONa
+
H2O
No ponto final da reação
no mols ácido = no mols da base
nácido
=
nbase
Sendo M = n / V então:
•
Mácido.Vácido = Mbase . Vbase
Calcule a concentração molar e concentração comum do ácido acético
no vinagre. ( C = Molaridade x Massa molar => C = M x M1 )
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Acidimetria
6.7 Questões
1
2
3
4
– Escrever a reação química do sistema (acido + base = sal + água).
- Qual o volume gasto de NaOH na titulação ?
- Qual a concentração Molar e comum do titulante (C8O2H7COOH)
- 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
Introdução
Materiais
Metodologia
Discussão e conclusão sobre o procedimento experimental
Resolução das questões
bibliografia
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Titulação: acidimetria
Determinação do teor de
vinagre
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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
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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
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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.
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Acidimetria
3. Ponto de virada
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4. Indicadores
•
•
Substâncias que mudam de cor na presença de ácida ou de bases.
Os indicadores mais usados em laboratórios são:
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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
Os íons
equação:
(aq)
+ OH-
OH– aumentarão o pH da solução pois irão reagir com H3O+ pela
OH-(aq) + H3O+(aq) → 2H2O(l)
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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;
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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).
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6. Determinação do teor de ácido acético no vinagre
6.3 Materiais utilizados:
50 ml
6.4 Reagentes utilizados:
•
•
•
Solução padrão de NaOH 0,1 M.
Amostra de vinagre.
Solução de fenolftaleína a 0,1%.
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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);
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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
1 mol
+
NaOH 
1 mol
CH3COONa
+
H2 O
No ponto final da reação
no mols ácido = no mols da base
nácido
=
nbase
Sendo M = n / V então:
•
Mácido.Vácido = Mbase . Vbase
Calcule a concentração molar e concentração comum do ácido acético
no vinagre. ( C = Molaridade x Massa molar => C = M x M1 )
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Acidimetria
6.7 Questões
1
2
3
4
– Escrever a reação química do sistema (acido + base = sal + água).
- Qual o volume gasto de NaOH na titulação ?
- Qual a concentração Molar e comum do titulante (CH3COOH)
- 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
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Velocidade na influência
de reação
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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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
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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:
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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
observação;
contra
um
papel
branco
para
facilitar
a
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
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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:
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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