1. QM2-2013-1 Prof. P. Morales Bueno
1. Laboratorio 5: LOS ÁCIDOS DÉBILES DE LA DIETA
Angélica Vargas Sanders N° mesa: 28
HendrixDiazGora N° mesa: 29
2. Resumen
Los temas principales del laboratorio fueron las modificaciones que experimenta un sistema en
equilibrio cuando hay una variación de la concentración y temperatura analizadas con el
principio de Le chatelier; y su principal objetivo fue saber reconocer las variaciones resultantes
de las modificaciones realizadas a un sistema en equilibrio, además de determinar la constante
de disociación del ácido ascórbico para compararla con la de otros ácidos y establecer su
posición relativa. .El experimento se realizó desarrollando muestras de solución, las que luego
serían alteradas modificando temperatura y concentración. Los resultados generales
demostraron que se cumple el principio de Le Chatelier pues se cumplió la relación establecida
en dicho principio.
3. Introducción
La definición Equilibrio Químico nos dice que” no todas las reacciones se llevan a cabo
completamente, es decir no todos los reactantes se convierten en productos y que todo equilibrio
se encuentra regido por el principio de le chatelier y la ley de acción de masas”
Gracias a los conceptos del equilibrio químico podemos predecir y/o saber el porqué de ciertos
comportamientos que se producen en las reacciones químicas como el cambio de color que se realizará o
el tono que este tendrá, saber el pH de los productos, sus concentraciones, etc.
4. Objetivos
Los principales objetivos del laboratorio fueron hacer un análisis cualitativo del efecto de la temperatura y
concentración sobre un sistema en equilibrio, determinar la constante de ionización del ácido ascórbico y
determinar la concentración de vitamina c que se encuentra en un comprimido de esta para poder saber si
la información proporcionada por los vendedores es cierta.
Tras haber cumplido los objetivos principales planteados para el laboratorio se debió de haber reforzado
los conocimientos que se tenían del equilibrio químico y así de esta manera poder corroborar de una
manera experimental la teoría aprendida en clase.
5. Método
MATERIALES:
● Probeta
● Gotero
● Paño absorbente
● Bureta
● Vaso Cónico
● Mechero
● Pipeta volumétrica
● Vaso de precipitados (de tamaños pequeños y medianos)
REACTIVOS:
● HCl a 1M
● KO a 0.01 M
●
● Cloruro de Fierro
● Tiocianato de Potasio
● Agua Destilada
EXPERIENTO:

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● Ensayo 1
En un vaso se agregó 100 mL de agua destilada y posteriormente 2 mL de FeCl3 y 2 mL de
KSCN, esta solución se dividió en 4 partes iguales las cuales fueron vertidas en 4 vasos. el vaso
1 setomócomo patrón, al vaso 2 se le adiciono KSCN, al vaso 3 se le adiciono Na2HPO4 y
finalmente al vaso 4 se lo caliento con ayuda del mechero.
● Ensayo 2
Con ayuda de un papel indicador de pH hallamos el pH del Ácido Ascórbico. En un
Matrazerlenmeyer agregamos 10 mL de ácidoascórbico utilizando la pipeta volumétrica,
5 mL de HCl a 1 M , 1g de KI y 50 mL de agua destilada; llenamos la bureta
con KIO3 acuoso y apuntamos en qué medida que nos indica. Vamos agregando lentamente
el KIO3 a la solución formada y esperamos hasta que este se pinte ligeramente de amarillo.
Disolvemos un comprimido de vitamina C en 250 mL de agua y colocamos 10 mL de esta en
un matraz de 250 mL, le adicionamos 50 mL de agua destilada, 5 mL de HCl a 1 M y 1g de KI
y a continuación mediante titulación con KIO3 esperamos a que la solución se ponga
Ligeramenteamarrilla.
6. Resultados
Experimento:
I. Cambio de Temperatura y Concentración:
● 100ml H20 + 2ml FeCl3 + 2ml KSCN (Sustancia Naranja oscuro)
● Vaso2: A la sustancia anterior se le agrega KSCN (cristal) y la intensidad del naranja
aumenta en grandes cantidades hasta tornarse prácticamente rojo.
● Vaso3: A la sustancia naranja se le hace reaccionar con Na2HPO3 y la variación del
color naranja desapareció por completo, adoptando una apariencia incolora.
● Vaso4: En este caso se expone la sustancia a altas temperaturas, lo que provoca que el
color se difumine un poco tomando un tono naranja claro.
II. Determinación de la constante de ionización (Ka) del ácido ascórbico.
II.1) Haciendo las pruebas de pH del ácido ascórbico, el papel sumergido en la sustancia
adopto un tono que hacía referencia a un nivel de pH correspondiente al número 3.
II.2) Se divide en dos experimentos:
● C6H8O6 + H2O  C6H7O6 + H3O
IO3 3C6H8O6
Del IO3: # de moles = v x M
# De moles= 0.00495 x 0.01 = 0.0000495
Del C6H8O6: M = 3(0.0000495)/10 X 10^-3 = 0.01485
PH= - log [H3O] =3  [H3O] = 0.001
Ka = [0.001][0.001]/0.0148 = 6.734 x 10 ^ -5
● Pastilla de vitamina C
IO3  3C6H8O6
Del IO3: # de moles = v x M

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# de moles= 0.008 x 0.01 = 8 x 10 ^-5
Del C6H8O6: M = 3(3 x 10 ^-5) = 2.4 x 10 ^ -4
Para 250 ml:
2.4 x 10 ^-4 (250)/10 x 10 ^-3 = 6 x 10 ^-3
Llevándolo a gramos para calcular la proporción:
6 x 10 ^-3 x 176g / 1 mol = 1. 056 g
Hallando la proporción:
1.056g/ 4.5g x 100 = 23. 466 %
Lo que demuestra que la concentración no representa una totalidad sino tan solo
parcialidad en la concentración de la vitamina.
7. Discusión
Del experimento se interpretaría que la regla de LeChatelier se cumple en toda caso, en la
primera parte se demostró que al cambiar la concentración o temperatura se favorece una
dirección de la reacción, ya sea directa o inversa. Dicho cambio de dirección se evidenció en el
cambio de color de la sustancia tras efectuar los cambios, los cambios de color correspondían
respectivamente a el aumento de concentración o temperatura. Para la segunda parte, el método
utilizado resulta ser muy efectivo para comprobar el contenido referencial de las etiquetas de
diferentes productos, en este caso de la vitamina c en un comprimido, mas es necesario agregar
que los resultados demostraron que el contenido no era del todo cierto pues había un desfase de
cantidades en cuanto a concentración. En cuanto a las preguntas formuladas en el anexo 1, una
de ellas fue ¿Que es constante de disociación? , dicha constante es la relación de
concentraciones entres los productos y reactivos de las sustancias analizadas. Otra pregunta fue
¿Mediante la titulación puede la veracidad de las etiquetas de otros productos que no sean
vitamina c? En definitiva podría utilizarse para distintos tipos de productos mientras se tengan
los datos adecuados. Para finalizar la discusión, los factores que pudieron provocar fuente de
error en definitiva son las mediciones de sustancias hechas a mano, ya que en su gran mayoría
no son perfectas alterando de cierta forma los cálculos.
8. Conclusión
En conclusión tras haber realizado los experimentos y cálculos que nos pedían, se puede comprender
mejor la teoría de equilibrio químico, sobre todo en la etapa en los cuales utilizando los datos obtenidos
experimentalmente se puede hallar el Ka, los desplazamientos de equilibrio y sobre todo determinar si lo
que los vendedores de vitamina C nos proporcionan datos reales o no. Gracias a lo aprendido en el
laboratorio las dudas que casi siempre se generan cuando consumimos productos que nos garantizan que
contienen cierta cantidad de sustancias es verdadera, podrán ser respondidas y no solo se quedaran en
dudas.
9. Referencias
1) RIAÑO CABRERA,Néstor
2000 Fundamentos de QuímicaAnalítica y BásicaAnálisisCuántico.Primera Edición. Manizales