1. Universidad de Panamá
Facultad de Medicina
Ciudad de Panamá
“Disoluciones y Análisis
Volumétrico”
Hugo Ruiz 8-898-409
Amanda Ramírez 061495889
Grupo: 1.4

2. Introducción
El siguiente informe explicará de manera detallada los procedimientos
realizados para obtener las tres reacciones propuestas en la guía de laboratorio, que
incluyen la determinación del ácido acético en el aceite comercial y de la eficiencia
de los antiácidos en sistemas biológicos.
Para empezar, se prepararon las tres disoluciones necesitadas para la
experiencia, es decir, las disoluciones de ácido clorhídrico, ácido oxálico dihidratado
y el hidróxido de sodio. Los pasos necesarios para lograr esto se describirán en el
cuerpo del informe.
Como objetivo de la práctica, luego de tener la disolución diluida de ácido
acético, se procedió a determinar la concentración de hidróxido de sodio, a través
de cálculos estequiométricos químicos sencillos, expresados más adelante.
Posteriormente, ya obtenida la concentración de la base, se realizaron las
otras dos experiencias, logrando así determinar la concentración de ácido acético en
el vinagre comercial; y por último, demostrar la eficiencia de los antiácidos simulando
su acción en el sistema biológico.
Además, queremos agregar algunos conceptos claves que fueron necesarios
para llevar a cabo esta vivencia, como por ejemplo, ¿qué son las reacciones ácido‐
base?, ¿qué es una titulación? ¿qué es un indicador de pH? y ¿qué es un antiácido?.
Las reacciones ácido-base son reacciones de equilibrio homogéneo
(neutralización) entre los iones, que se producen al estar en contacto un ácido con
una base, obteniéndose una sal más agua.
La valoración o titulación es un método corriente de análisis químico
cuantitativo en el laboratorio, que se utiliza para determinar la concentración
desconocida desde un reactivo conocido. En ellas, puede usarse un indicador de pH,
como la fenolftaleína, que es normalmente incolora pero adquiere color rosa cuando
el pH es igual o mayor que 8.2, indicando la alcalinidad de la solución.
Y por último, saber que, un antiácido es una sustancia, generalmente una
base (medio alcalino), que actúa en contra de la acidez estomacal.

3. Objetivos
 Aprender a preparar disoluciones diluidas a partir de otras más concentradas.
 Aprender a preparar disoluciones a partir de las mediciones directas de soluto
y solvente.
 Determinar la concentración de una disolución desconocida por titulación.
 Determinar la eficiencia de un antiácido comercial mediante su valoración con
HCL.
 Analizar las reacciones que tienen lugar cuando el antiácido actúa a nivel
estomacal.

4. Materiales y Reactivos
 Buretas
 Agua destilada
 Pastillas antiácidas
 Fenolftaleína
 Vasos químicos
 Matraz volumétrico
 Matraz Erlenmeyer
 Pipetas volumétricas
 NaOH sólido
 Vinagre comercial blanco
 HCl 3M
 Ácido Oxálico dihidratado
Procedimientos
Preparación de las Disoluciones
Solución de HCl (realizada por la profesora en el laboratorio)
Solución de ácido oxálico dihidratado
1. Se calcularon los gramos de ácido oxálico dihidratado necesarios para
preparar 100 ml de una disolución 0,05M.
*Hoja de cálculos, respuesta #1.
2. Luego, se pesaron los 0,63 gramos del ácido, se disolvieron en agua y
vertieron en un matraz volumétrico y se aforó correctamente.
Solución de hidróxido de sodio
1. Se calcularon los gramos de hidróxido de sodio necesarios para preparar 250
ml de NaOH 0,5M.
*Hoja de cálculos, respuesta #2
2. Se pesaron los gramos calculados, se disolvieron en agua y vertieron en un
matraz para así aforarlo.

5. Valoración de la disolución
Determinación de la concentración de ácido acético en el vinagre
Se lavó la bureta y llenó
con NaOH. Se fijó en el
soporte universal
Se tomó una pipeta de 8
mL y se lavó 2 veces con
el ácido oxálico
dihidratado
Se vertió este volumen en
un matraz Erlenmayer de
250 mL. Se añadieron 25
mL de agua y 3 gotas de
fenolftaleína
Se llevó a cabo el proceso
de titulación.
Se terminó de titular
cuando la solución del
ácido oxálico tomó un
color rosado pálido
debido al indicador.
Se repitió el procedimiento
2 veces y se calculó por
estequiometría la
concentración de NaOH
Se midieron 1 mL de
vinagre con una
pipeta volumétrica
Se agregó en un
matraz Erlenmayer
junto a 25 mL de
agua.
Se agregaron 3 gotas
de fenoolftaleína
Se inició la titulación
con NaOH hasta que
tomó una coloración
rosa pálido.
Se repitió el
procedimiento 2 veces y
se procedió a completar
la tabla.

6. Molaridad de la base 0,5M
Volumen consumido de la base 1,6 mililitros
Concentración del ácido acético
en el vinagre comercial
0,83M
Masa del ácido acético en el
vinagre comercial
0,05 gramos
% m/v del ácido acético en el
vinagre comercial
5%m/v
% Error Relativo 25% error
*VER Hoja de cálculos, respuesta #3
Eficiencia de la pastilla antiácida
Se preparó la bureta
con NaOH de 0.5 M
Se pesaron las pastillas
antiácidas y se
maceraron con un
mortero. Luego, se
vertieron en un matraz
Erlenmayer de 250 mL.
Se agregaron 50 mL de
HCL de 0.5M dentro
del matraz Erlenmayer
y agitaron por 3
minutos. Luego se
agregaron 3 gotas de
fenolftaleína.
Se tituló hasta que se
tornó de un color
rosado pálido.
Se repitió el
procedimiento 2 veces
para las pastillas
antiácidas.

7. Antiácido
Masa
de la
pastilla
(g)
Masa de
la
muestra
(g)
Volumen
de NaOH
(mL)
Moles de HCL
neutralizados
Moles de
HCL/pastilla
Eficiencia
de la
pastilla
A 0,49 0,49 38,4 ml 0,0058 moles 0,0192 moles 3,91%
B 0,49 0,49 36 ml 0,007 moles 0,018 moles 3,67%
*VER Hoja de cálculos, respuesta #4

8. Análisis de resultados
En la experiencia con el vinagre, la concentración de ácido acético obtenida
fue de 0,83M y la acidez tuvo un resultado de 5%, es decir, 1% más de lo estimado
en el pote comercial de vinagre (4%). En base a esto, se calculó el porcentaje de
error, que fue del 25%, un porcentaje alto que indica errores en alguno de los pasos
realizados durante la actividad.
Para la reacción del ácido acético con el hidróxido de sodio, se tomaron en
promedio 1,6 mililitros de la base hasta finalizar la titulación, lo cual indica un
volumen menor al necesario para la experiencia con la pastilla antiácida, donde se
utilizaron un promedio de 37 mililitros de la base, un valor mucho mayor que el
anterior, puesto que el hidrolizado de la pastilla antiácida estaba mezclado con ácido
clorhídrico, emulando el pH del estómago, por lo cual amerita mayor volúmenes de
la base para poder neutralizarlo, tal y como ocurre en nuestro organismo cuando
hay acidez y se toma una pastilla antiácida.

9. Cuestionario
1. ¿Por qué se deben eliminar las burbujas de aire del interior de la
bureta?
Porque alteran el volumen de la solución que se está midiendo, aumentando
o disminuyendo mililitros que pueden ser cruciales para llevar a cabo la reacción.
Además, no se puede descartar que la presencia de oxigeno por la burbuja,
pueda afectar la composición de la solución.
2. ¿Por qué el hidróxido de sodio no es una sustancia de tipo primario?
El hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor, que absorbe
humedad del aire, lo cual lo hace muy sensible al ser descubierto, tendiéndose
a bajar su pH.
3. Escribir todas las reacciones ácido-base de los diferentes apartados
 H2C2O4 + 2NaOH  Na2C2O4 + 2H20
 HC2H3O2 + NaOH  NaC2H3O2 + H20
 NaOH + HCl  NaCl + H20
4. ¿Se comete algún error al diluir con agua la disolución de HCL
contenida en el Erlenmeyer antes de proceder a su valoración?
Si se comete un error, pues la reacción entre el ácido clorhídrico y el agua es
una reacción muy fuerte, que cuando ocurre, éste se calienta y hay cambios en
su composición química.
5. ¿La eficiencia de un antiácido depende de la naturaleza del principio
activo, de su cantidad o ambos?
Depende de ambos factores, de qué tan fuerte sea la base y de que tanto
tenga de ésta.
6. ¿Qué es punto de equivalencia en una titulación? ¿En qué se
diferencia del denominado punto final?
El punto de equivalencia, también llamado punto estequiométrico, es el punto
exacto en que el pH del reactante es estequiometricamente equivalente al del
analito o sustancia a analizar en la muestra, mientras que el punto final es cuando
el indicador de la reacción cambia de color, o sea, detecta un exceso de
reactantes en la titulación pues hay diferencias de pH.

10. 7. ¿Qué es una disolución patrón o estándar? ¿Cuáles son las
características de un patrón primario?
Una solución patrón es la disolución utilizada como referencia al momento de
hacer una valoración o estandarización.
Las características de una solución patrón primaria son: tienen composición
conocida, deben tener elevada pureza, debe ser estable a temperatura ambiente,
debe ser posible su secado en estufa, no debe absorber gases, debe reaccionar
rápida y estequiométricamente con el titulante, debe tener un peso equivalente
grande.

11. Conclusiones
Las titulaciones son procedimientos de laboratorio basadas en reacciones
ácido-base, que nos permiten determinar la concentración de una solución a partir
de otra conocida, lo cual es sumamente útil al momento de hacer experimentos en
el laboratorio, como por ejemplo, para determinar si las concentraciones indicadas
en las etiquetas de los productos comerciales son ciertas o no, o para emular el
modo en que funcionan y reaccionan los sistemas biológicos, y un sinfín de
actividades. Gracias a ellas, podemos llevar un registro preciso de cada una de las
medidas usadas en las actividades químicas, lo cual es necesario para corroborar
que se estén realizando de manera apropiada y no se están inventando números al
azar. Recordemos que “la ciencia tolera errores, mas no falsedad”.
Además, se observa lo importante que es la fenolftaleína como herramienta
para indicar cambios de pH en las titulaciones, demostrando nuevamente lo
necesaria que son las soluciones químicas, que facilitan las experiencias dentro del
laboratorio.
Por otro lado, cabe resaltar que aunque las titulaciones volumétricas son
análisis cuantitativos confiables, existe un margen de error importante, que no solo
depende de la precisión de la persona que realice la actividad, ya que las reacciones
de neutralización, en este caso con hidróxido de sodio, son delicadas ante cualquier
cambio mínimo de volúmenes y/o concentraciones, demostrado en nuestro
porcentaje de error (25%), por lo cual en toda investigación se debe considerar éste
último antes de apreciar los resultados como verídicos.
Para culminar, considero que como herramienta base y primordial para poder
realizar dicha experiencia, es necesario entender y saber realizar los cálculos
estequiométricos adecuados, ya que sin ellos, no hay posibilidad de valorar los
resultados, incluso, no existirían resultados en sí, así que se cumple el concepto que
la teoría es necesaria para poder realizar la práctica. Amanda Ramírez Casanova.
También pudimos verificar la eficacia de los antiácidos generalmente
consumidos por las personas y por medio de la experimentación, darnos cuenta de
cuál es el mejor o cual es el que tiene más efecto en nuestro organismo. Al utilizar
el HCl en la práctica, pudimos cuasi reflejar lo que el ácido clorhídrico del estómago
del ser humano y un antiácido producen y cuál es la reacción que tiene en el mismo.
Este laboratorio nos permitió concluir que la concentración de un reactivo al
momento de aforarlo debe ser perfectamente calculada antes de proceder a
utilizarlo, saber determinar por medio del uso del indicador, cual es el tipo de pH
que adquiere la solución y cómo hacer que la misma adquiera el pH deseado por
medio de la titulación. Hugo Ruiz

12. Bibliografía
Browne, Theodore, Murphy, Catherine. Química, la ciencia central. 12 edición.
Editorial Pearson. México, 2014.
Clarke, Magalis. Disolución y volumen volumétrico. 2015.