I. OBJETIVOS

Determinar el contenido de ácido acético en vinagre comercial, aplicando el método volumétrico.

Determinar experimentalmente la concentración de un ácido débil mediante su neutralización con una base fuerte.

Conocer las concentraciones mediante cálculos químicos para su determinación en los diversos tipos de vinagre.

II. FUNDAMENTO TEORICO

El principal acido presente en el vinagre es el ácido acético y las regulaciones especifican 4 gramos de ácido acético por 100 gramos de vinagre.

La cantidad total de ácido se puede determinar rápidamente por medio de una titulación con una base estándar utilizando. Fenolftaleína como:

Este experimento facilita la aplicación de titular un ácido débil. (CH3COOH) con una base fuerte (NaOH).

Sabiendo que la titulación o valoración es un método utilizando en análisis químico para determinar la concentración de ácido o base presente en una solución.

El ácido y bases son de las sustancias químicas más comunes. Las soluciones de ácido en agua contienen exceso de iones (H+), mientras las soluciones de bases contienen exceso de iones (OH-). El vinagre es una solución diluida (en agua) de ácido acético, HC2H3O2. Una propiedad característica de los ácidos y las bases es que reaccionan entre sí.

Reacción de Neutralización

Siendo esta la siguiente para nuestro método volumétrico.

+ ---> H20 + Na2C2H3O2

(Acido) (Base)

La acidez total (o grado acético) se define como la totalidad de los ácidos volátiles y fijos que contienen vinagre, expresada en gramos de ácido acético por 100 mililitros de vinagre. Es decir que para determinar la acidez por 100 mililitros de vinagre. Es decir que para determinar la acidez total de un vinagre hemos de obtener la proporción equivalente de ácido acético que contiene.

Como indicaciones anteriormente, la normatividad establece que los vinagres comerciales contengan, al menos, una riqueza de 50 gramos por litro, esto es, una proporción de ácidos equivalentes a un 5% en peso de ácido acético. Si se tiene en cuenta que la masa molecular del ácido acético es 60.503; esto equivale a afirmar que las disoluciones comercializadas como vinagre deben tener una concentración 0.08 M aproximadamente o menores de ácido acético.

Determinaremos la concentración de ácido acético en nuestras muestras de vinagre por valorización con una disolución de hidróxido de sodio, previamente valorada. Es decir calcularemos la molaridad y normalidad en ácido acético en distintas muestras de vinagre, a partir de la ecuación acido-base.

Ácido Acético Hidróxido de Sodio

HC2H3O2 NaOH

Hidróxido de Sodio

El valor de la constante de equilibrio de la reacción anterior es bastante grande, lo que indica que esta reacción tiene lugar hasta completarse prácticamente y, por lo tanto, apta para ser utilizado como base de métodos volumétricos de análisis.

Puesto que 1 Mol de ácido acético reacciona con 1 Mol de Hidróxido de Sodio, en el punto de equivalencia podemos escribir.

meq-g (CH3COOH) = meq-g (NaOH)

M(HAc.). V(HAc.) = M(NaOH.). V(NaOH) --- N(HAc.). V(HAc.) = N(NaOH.). V(NaOH)

Si en vez de calcular la molaridad o normalidad del ácido acético, se prefiere expresar su porcentaje (relación peso / volumen), se opera del siguiente modo:

¿Qué indicador químico utilizaremos para detectar el punto final?

En la valoración de un ácido débil (como HAc.) con una base fuerte (como el hidróxido de sodio), antes de llegar al punto de equivalencia, en la disolución se comportara como una disolución amortiguadora. En el punto de equivalencia, la disolución tendrá solo acetato de sodio, que en tal medio acuoso se hidroliza según la ecuación.

III. PARTE EXPERIMENTAL

Materiales

- Balanza Analítica

- Luna de Reloj

- Fiola de 50 y de 100 mililitros

- Vaso precipitado o Beaker

- Varilla de Vidrio y Piceta con agua destilada

- Bureta de 25 ml y soporte universal

- Matraz Erlermeyer

Materiales

- NaOH de 0,1 N (Estandarizado) - Muestra de Vinagre- Indicador Fenolftaleína

IV. PROCEDIMIENTOS

1° Pesar 10 ml de vinagre y llevarlo a la Fiola de 100 ml y completar con agua destilada.

2° Medir 25 ml de esta solución y colocarlo en un matraz erlermeyer, Agregar 50 ml de agua destilada y 2 gotas de fenolftaleína como indicador.

3° Titular con solución de NaOH 0,1 N

4° Anotar el volumen gastado

5° Repita 2 veces la titulación (con cada una de las muestras de vinagre).

6° Calcular el contenido de Ácido Acético en el vinagre.

V. CALCULOS QUIMICOS

Calcule el contenido de ácido acético presente en el vinagre en g/100 ml y en g/100 g. Promedie sus resultados y calcule su desviación:

Primera Valoración:

Segunda Valoración:

Tercera Valoración:

Tabla de Cálculos Normalidad, Gramos y % en gramos.

Determinando la desviación Estándar:

X1=

X2=

X3=

Calculo de la media o promedio:

Calculo para la desviación estándar:

Para la normalidad:

Y1= Y2= Y3=

Para el promedio:

Para la desviación estándar:

Otros procedimientos y cálculos de CH3COOH con otra concentración

A. VINAGRE SIN MARCA (NATURAL) Medir 5ml de vinagre Trasvasar a un matraz de Erlemeyer. Medir en una probeta 30 ml de agua destilada. Trasvasar el agua destilada al matraz erlermeyer que

contiene 5 ml de vinagre y dejar caer 2 gotas de indicador fenolfataleina.

Enrazar la bureta con NaOH 0.1 N (Hidróxido de Sodio) Proceder a titular con solución valorada de NaOH 0,1 N.

Agitar constantemente, hasta que se obtenga un tono de color rosa, que se obtenga un tono de color rosa, que debe permanecer por 10 segundos dicha solución.

Anotar el volumen gastado de NaOH 0,1 N (El alumno debe realizar ensayos con su propia muestra y anotar sus volúmenes gastados).

B. VINAGRE COMERCIAL (NATURAL) Vol. Gastado de NaOH 0,1 N = 31. 5 ml

C. VINAGRE SIN MARCA (TINTO) Vol. Gastado de NaOH 0,1 N = 40.5 ml

D. VINAGRE DE COMERCIAL (TINTO) Vol. Gastado de NaOH 0,1 N = 32 ml

RESPECTIVOS CALCULOS

Vol. Gastado

de Na OH 0,1 N

% AcPara

Consumo Humano

Vinagre Casero (Natural) 29 ml 3,48 %

Vinagre de Marca (Natural) 31, 5 ml 3,78 %

Vinagre Casero (Tinto) 40.5 ml 4,86 %

Vinagre de Marca (Tinto) 32 ml 3,84 %

VI. CONCLUSIONES

Luego de ver los resultados en el cuadro anterior para vinagres naturales y tintos con marca y sin marcar también de los cálculos obtenidos en laboratorio elaborado por el grupo de trabajo ha llegado a las siguientes conclusiones:

En las 3 pruebas que hicimos para llegar al punto final se presentó una desviación estándar de 0.002608 siendo está muy pequeña debido a que el viraje de color estuvo presente antes y después de nuestra primera muestra. Ya sea esto porque cada integrante del grupo valoro.

También se determinó la normalidad para las 3 muestras tomadas la cantidad de gramos del ácido acético en el vinagre y el % en gramos de dicha solución para determinar su desviación estándar.

También con los datos proporcionados por la guía de laboratorio de vinagres sin marcar y con marca ya sean naturales o tinto se calculó y se buscó en diversas fuentes si estas son aptas para el consumo humano.

Debio ser adecuado que solo un compañero se encargue de la determinación del punto final con el viraje del color u optar por otros métodos de determinación para el punto final.

VI.-SITUACIONES PROBLEMÁTICAS

1.- ¿El ácido acético es de naturales débil o fuerte? ¿Por qué?

Es de naturaleza débil por ser un ácido orgánico ya que los ácidos fuertes tienen naturaleza netamente polar y ese gran poder de disociación total. Su polaridad es mucho más marcada que los ácidos orgánicos, esto se debe a la alta electronegatividad de sus iones.

2.- Escriba la constante de ionización del ácido acético e indique su valor de Ki.

Constante de Ionización: 1.8x 10-5

3.- Escriba las reacciones química entre el ácido acético y el hidróxido de sodio.

La fórmula de ácido acético es CH3COOH y la de la del Hidróxido de Sodio es NaOH entonces:

Resulta acetato de Sodio porque ácido acético no es fuerte entonces no se va a disolver completamente pero como el hidróxido de sodio es una base fuerte si se va a disolver y el sodio se va a pegar con el ion de acetato CH3COO- y el H+ se une con el OH- de sodio y forma agua.

4.- ¿Qué tipo de sal se ha formado. Existe proceso de hidrólisis? Explique.

Por ser CH3COOH electrolito débil

5.- interprete los resultados de la Tabla comparando con los valores estándares de calidad, para consumo humano.

Las muestras de vinagre analizadas resultaron aptas para su comercialización y uso para el consumo ya que tienen un porcentaje en peso de ácido acético que se ubica dentro del rango aceptable. 1.269% y el 1.23% y por ultimo 1.452 % de la muestra 1, 2 y 3 respectivamente.

6.- Toxicología del ácido acético para los seres vivos.

Los efectos de la toxicidad se relacionan con sus propiedades altamente corrosivas. Las vías de entra pueden ser:

Inhalación: Irritación de nariz y garganta dificultada para respirar, tos, fiebre.

Contacto con la piel: Riesgo de irritación y quemaduras severas. Ojos: Irritación severa de los ojos, lesiones oculares graves.

Ingestión: Irritación, quemaduras y perforación del tracto gastrointestinal náuseas y vómitos. Dificultad para respirar.

VII.- APORTE AMBIENTAL

- NaOH- Indicador Fenolftaleína- Vinagre: El vinagre es un desinfectante, bactericida y corta grasa

natural. Ayuda a desvanecer malos olores, remover manchar, eliminar oxidación en los metales, eliminan manchas en las alfombras, entre otras.

¿Puede prevenirse el cáncer con vinagre?

Pues sí y así se reduce la mortalidad por cáncer de cuello útero (en otros países se usa la vacuna del papiloma para “prevenir” eso mismo. Paradojas de la mercantilización de la Salud.

Una simple inspección visual del cuello del útero de las mujeres con una solución de ácido acético (un ingrediente del vinagre) ha demostrado en un ensayo con miles de mujeres de varios distritos en la india que puede reducir un tercio de mortalidad por cáncer de cuello útero.

VIII.- BIBLIOGRAFÍA

Alexiev, V.N. (1988). Análisis Cuantitativo. Edit. Mir. Moscú.Ayres Gilbert (1970). Análisis Químico Cuantitativo. Edit. Harla. México. Brewer, S. (1978). Análisis Químico Cuantitativo. Edit. Limusa. México.Brumblay, Ray. (1990). Análisis Cuantitativo. Edit. Continental. S.A. México. Day , R (1992). Química Analítica Cuantitativa. Edit. Prentice Hall.