Universidad del Valle de GuatemalaFacultad de Ciencias y HumanidadesDepartamento de QuímicaLaboratorio de Química AnalíticaInstructora Jeannette BarriosSección 11Auxiliar José Sánchez

INFORME DE LABORATORIO NO.9VOLUMETRIA DE OXIDO-REDUCCIÓN: YODOMETRÍA

DETERMINACIÓN DE VITAMINA C EN TABLETAS COMERCIALES

Luis Guillermo Chico ChocanoCarné 10078

Mesa 4Fecha realización: martes 5 de abril de 2011

Fecha entrega: martes 12 de abril de 2011

I. SUMARIO

En la práctica se buscó determinar la cantidad (en mg por tableta) de vitamina C en una tableta comercial para lo que se utilizó el método de volumetría de óxido-reducción con yodometría. Los reactivos utilizados fueron almidón Merck con 99.7% de pureza, Na2S2O4*5H2O Merck con 99.5% de pureza, H2SO4 Fermont con 96.4% de pureza, KIO3

Merck con 99.8% de pureza, Na2CO3 Fermont con 101.3% de pureza y KI Merck con 99.5% de pureza. La cristalería volumétrica utilizada fue un balón aforado de 100mL marca ML con ±0.03 de incertidumbre, una pipeta volumétrica Pyrex de 10mL con ±0.05 de incertidumbre, pipeta graduada Pyrex de 2mL con ±0.05 de incertidumbre y un balón volumétrico LMS de 25mL con ±0.02mL de incertidumbre. El equipo utilizado fue una balanza analítica marca Metler modelo H80 precisión 0.1mg y rango de 0 a 160g. Como resultados se obtuvo que la molaridad real de la solución de tiosulfato de sodio fue de 0.07075±3.54E-3 M que representa un 1.07% de error, también que habían 22.61±0.0238mg de Vitamina C en una tableta (que corresponde al 77.70% de su peso) y equivale a un 77.39% respecto al valor teórico de 100mg por tableta; con lo que se concluyó que los resultados de la práctica no son confiables debido a la sumatoria de los errores crasos cometidos. En la práctica se cometieron varios errores crasos, por lo que la fuente de error más significativa está en los errores crasos cometidos y en la cantidad de experimentos que se realizaron (solamente 1 estandarización y 1 valoración de la muestra).

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II. MARCO TEÓRICO

Los análisis volumétricos basados en titulaciones con agentes reductores u oxidantes son muy útiles para muchas determinaciones. Se pueden realizar usando indicadores visuales o midiendo el potencial con un electrodo indicador adecuado para construir una curva de titulación potenciométrica. (Christian, 2009 y Skoog, 2009)

Detección del punto final (indicadores)Si el titulante es altamente colorido, este color se puede usar para detectar el punto final.

AlmidónEste indicador se usa para titulaciones en las que interviene el yodo. El almidón forma un complejo no muy reversible con el I2, que es de un color azul muy oscuro. El color en la reacción es muy sensible a muy pequeñas cantidades de yodo. En las titulaciones de agentes reductores con yodo, la solución permanece incolora hasta el punto de equivalencia. Una fracción de gota en exceso de titulante convierte la solución en azul definido. (Christian, 2009 y Skoog, 2009)

YodometríaEl ion yoduro es un agente reductor débil y reduce agentes oxidantes fuertes. Sin embargo, no se usa como titulante debido a la falta de un sistema indicador visual adecuado, así como por otros factores, como la rapidez de la reacción. Cuando se agrega un exceso de yodo a una solución de un agente oxidante, se produce I2 en una cantidad equivalente al agente oxidante presente. Por tanto, este I2, se puede titular con un agente reductor, y el resultado sería el mismo que si se titulara directo el agente oxidante. El agente titulante que se usa es el tiosulfato de sodio (S2O3

-2). El análisis de un agente oxidante en esta forma se denomina método iodométrico. Por ejemplo: (Christian, 2009 y Skoog, 2009)

I3- + 2 S2O3

2- I- + reacción 1

El yodato se puede determinar yodométricamente mediante la siguiente reacción:

IO3- + 8I- + 6H+ 3 I3

- + 3 H2O reacción 2

No se puede titular directamente los agentes oxidantes con tiosulfato porque los agentes oxidantes fuertes oxidan al tiosulfato a estados de oxidación más altos que el del tetrationato, pero la reacción en general no es estequiométrica. Asimismo, diversos agentes oxidantes forman complejos mixtos con el tiosulfato (por ejemplo, Fe3+). Por reacción con el yoduro, el agente oxidante fuerte se destruye y se produce una cantidad equivalente de I2, que reacciona estequiométricamente con el tiosulfato, y para lo cual existe un indicador satisfactorio. La titulación se puede considerar una titulación directa. (Christian, 2009 y Skoog, 2009)

El punto final para las titulaciones yodométricas se detecta con almidón. La desaparición del color azul del almidón-I2 indica el final de la titulación. El almidón no se agrega al principio de la titulación, cuando la concentración de yodo es alta. En su lugar, se agrega poco antes del punto final, cuando el color del yodo diluido se vuelve amarillo pálido. Hay dos razones para esto: una es que el complejo yodo-almidón sólo se disocia lentamente, y se tendría un punto final difuso si se adsorbiera una gran cantidad de yodo en el almidón; la segunda razón es que gran parte de las titulaciones yodométricas se realizan en un medio fuertemente ácido, y el almidón tiende a hidrolizarse en solución ácida. La razón por usar soluciones ácidas es que la

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alta acidez promueve las reacciones entre muchos agentes oxidantes y el yodo. (Christian, 2009 y Skoog, 2009)

La titulación se debe realizar rápidamente para minimizar la oxidación por aire del yoduro. La agitación debe ser eficiente para evitar el exceso localizado de tiosulfato, porque se descompone en solución ácida: (Christian, 2009 y Skoog, 2009)

S2O32- + 2H+ H2SO3 + S reacción 3

Un indicio de tal exceso es la presencia de azufre coloidal, que hace nebulosa la solución. En los métodos yodométricos se agrega un gran exceso de yoduro para promover la reacción (efecto del ion común). El yoduro sin reaccionar no interfiere, pero puede oxidarse debido al aire si la titulación no se realiza de inmediato. (Christian, 2009 y Skoog, 2009)

Estandarización solución de tiosulfato de sodioLa solución de tiosulfato de sodio se estandariza yodométricamente contra un agente oxidante puro como K2Cr2O7, KIO3, KBrO3 o cobre metálico (disuelto para dar Cu2+). Con dicromato de potasio, el color verde profundo del ion crómico resultante hace un poco más difícil determinar el punto final de yodo-almidón. Cuando el cobre(II) se titula yodométricamente, el punto final es difuso, a menos que se agregue ion tiocianato, pero el yodo se adsorbe sobre la superficie del precipitado de yoduro cuproso y sólo reacciona lentamente con el titulante de tiosulfato. El tiocianato de potasio se debe agregar cerca del punto final, porque es oxidado lentamente por yodo a sulfato. El pH se debe amortiguar alrededor de 3. Si es demasiado alto, el cobre(II) se hidroliza y precipita como hidróxido cúprico. Si es demasiado bajo, la oxidación por aire del yoduro se vuelve apreciable debido a que se cataliza en presencia de cobre. El cobre metálico se disuelve en ácido nítrico produciendo óxidos de nitrógeno, los cuales oxidan al yoduro; estos pueden removerse por la adición de urea. (Christian, 2009 y Skoog, 2009)

La vitamina C o ácido ascórbico es un agente reductor suave que reacciona rápidamente con el ion triyoduro como se muestra en la siguiente reacción:

H2O + + I3- + 2H+ + 3I- reacción 4

EstadísticaParámetros estadísticos de la muestraSon valores representativos que resumen un gran volumen de información, entre ellos se encuentran: (Ostle, 1979)Media aritmética – también conocida como media o promedio, es el valor promedio aritmético de todos los valores de la muestra, su fórmula es:

Ecuación No. 1Desviación estándar – expone cuánto difiere de la media un resultado xi, también llamado desviación de la media y viene dada por la fórmula: (Christian, 2009 y Skoog, 2009)

di = |xi – x| ecuación No. 2Varianza (s2): (Christian, 2009)

Ecuación No. 3

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Intervalos de confianzaLímites de confianza: es la estimación del intervalo dentro del cual podría caer el valor verdadero dentro de una probabilidad dada, definida por la media experimental y la desviación estándar. La probabilidad de que el valor verdadero caiga dentro del intervalo se llama probabilidad o nivel de confianza y viene dado por: (Christian, 2009 y Skoog, 2009)

Ecuación No. 4

Donde X es la media experimental (muestral), s = desviación estándar muestral, t es una constante que depende de los grados de libertad (N-1) [ver tabla adjunta] y N es la cantidad de mediciones. Cuando n=3 y con un 95% de confiabilidad, t = 3.182. (Christian, 2009 y Skoog, 2009)

Porcentaje de error: (Skoog, 2009)

Ecuación No. 5 Propagación de error

Para sumas y restas:

ecuación No. 6Para multiplicaciones y divisiones: (Skoog, 2009)

ecuación No. 7

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III. RESULTADOS FINALES

Tabla No.1: resultados finalesDescripción ValorMolaridad de solución tiosulfato de sodio 0.07075±3.54E-3 M

Porcentaje de error 1.07%Cantidad de vitamina C por tableta (mg) 22.61±0.0238 mg

Porcentaje de error 77.39%Cantidad vitamina C por tableta (pct en peso) 77.70%

IV. DISCUSIÓN

El objetivo de la práctica era determinar la cantidad de vitamina C que contiene en realidad una tableta comercial. Este objetivo no se pudo alcanzar debido a que se cometieron una serie de errores crasos que se comentan posteriormente y a que la confiabilidad de los datos obtenidos de los experimentos no es aceptable.

El método utilizado consistía en la titulación por volumetría de óxido-reducción utilizando yodometría pues se utilizó yodo como agente reductor. El método consistía en utilizar tiosulfato de sodio pentahidratado como reactivo titulante, KIO3 y KI como reactivos que propiciaron la formación de I3

- en exceso (reacción 2) que reaccionó con el ácido ascórbico o vitamina C de la tableta consumiendo una cantidad determinada del I3

- (reacción 4). El exceso del I3

- se determinó con ayuda de la solución de tiosulfato de sodio (reacción 1) y lugol como indicador.

Los datos se obtuvieron de una serie de pesadas por diferencia la cantidad de masa de reactivos que se utilizaron, los cuáles la mayoría a excepción del KI fueron disueltos y se utilizaron para preparar soluciones. Posteriormente, se estandarizó la solución de tiosulfato utilizando una cantidad conocida de KI sólido que se tituló con un volumen de la solución de tiosulfato para posteriormente poder determinar la concentración real de la solución. Por último se pesó por diferencia una cantidad calculada de tableta y se le agregó un volumen de H2SO4 para dar el medio ácido a la solución, KI sólido y un volumen conocido de solución de KIO3 y se tituló el exceso de I3

- con un volumen de solución de tiosulfato.

Como se puede observar, los resultados carecen de valor estadístico puesto que la estandarización de la solución de tiosulfato y la valoración de la vitamina C en una muestra de tableta se realizó solamente una vez (cada una); es por esto que de los valores obtenidos no se pueden considerar como válidos y debido a que la situación se complicó por errores crasos que se discutirán en el siguiente párrafo. En lo cabe decir de los únicos datos y resultados obtenidos, es que, como se puede observar en la tabla 1: resultados finales de la página 6, la concentración de la solución de tiosulfato que se determinó experimentalmente tuvo un valor de 0.07075±3.54E-3 M lo que representa un error de 1.07% respecto del valor que se buscaba obtener de molaridad de la solución (siendo éste de 0.07 M). En base a este resultado se puede asumir que hasta este punto de la práctica, no se habían cometido errores. Posteriormente, se realizaron los errores y la parte de valoración de la vitamina C en la tableta cayó en el desconcierto. Se puede observar que la cantidad de vitamina C en la tableta, presentado en mg del compuesto, es de 22.61±0.0238 mg que corresponde a un 77.70% de error respecto del valor que presentan en el empaque del producto siendo éste 100mg de vitamina C por tableta.

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En cuanto al análisis de error, se puede observar en el trayecto de los datos de que los errores sistemáticos e instrumentales se pudieron controlar en un rango relativamente bajo, como se observa en las incertidumbres presentadas en cada valor de las tablas de datos calculados intermedios en la página 10. Sin embargo, al momento de presentar los resultados finales (Tabla No.1: resultados finales, página 6) como es el de la cantidad en mg de vitamina C que contiene una tableta se puede observar que el porcentaje de error es muy alto (77.39%) lo que implica que se tuvo algún error en los cálculos para determinar esta cantidad o que simplemente se tenía ya perdida la práctica debido a los errores crasos cometidos. En general, no se pudo realizar un análisis de error aceptable debido a la limitación de un dato por valoración y uno por estandarización, lo que impidió el análisis.

Las fuentes de error de esta práctica son abundantes. La primera fuente de error es la preparación de soluciones de molaridad incorrecta que se produjo por la confusión de los volúmenes que había que preparar y la molaridad de las soluciones de H2SO4. La siguiente fuente de error se encontró en la falta de orden al rotular los frascos que se están utilizando y con qué reactivos o soluciones, lo que llevó a la confusión de reactivos y a que se agregara H2SO4 a la bureta donde estaba contenido el tiosulfato (titulante) y provocó otra reacción de óxido-reducción que redujo el S del tiosulfato de valencia 2+ a 0, arruinando la solución de titulante que se tenía allí (fue por esto que no se pudo realizar las 3 titulaciones en la estandarización ni las otras 3 titulaciones en la valoración de vitamina C). Por otra parte, otras fuentes de error son el uso del lugol como indicador ya que es muy sensible a la presencia del elemento yodo y tiñe la solución de azul oscuro; además el lugol debe utilizarse cuando ya se esté cerca del punto de vire.

Como recomendaciones se puede decir que se debe tener sumo cuidado al preparar las soluciones de H2SO4 en esta práctica, y en cualquier otra las soluciones que se preparan; también se debe tener cuidado de rotular e identificar correctamente los recipientes que se utilizan para evitar confusiones así como los instrumentos que se utilizan para trasvasarlos.

V. CONCLUSIONES

La concentración obtenida de la solución patrón de tiosulfato de sodio pentahidratado fue de 0.07075±3.54E-3 M que corresponde a un 1.07% de error respecto al valor que se buscaba preparar de 0.07 M.

La cantidad de vitamina C que contiene una tableta comercial fue de 22.61±0.0238mg que corresponde a un 77.39% de porcentaje de error respecto al valor que se comunica en el empaque del producto que es 100mg por tableta.

Los errores que se cometieron en la práctica fueron de tipo craso puesto que se diluyeron mal las soluciones de ácido sulfúrico (volúmenes equivocados), por no haber rotulado debidamente las soluciones se agregó ácido sulfúrico a la bureta con tiosulfato de sodio y redujo el azufre del tiosulfato a azufre elemental, también se realizaron mal los cálculos y se utilizó una cantidad en exceso de tableta para determinar su cantidad de vitamina C (error que se pudo corregir), etc.

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VI. APÉNDICE Procedimiento

Se siguió el procedimiento establecido en la “Guía de laboratorio Número 9: determinación de vitamina C (titulación yodométrica)” de la Ing. Jeannette Barrios del año 2011, sin modificación alguna.

Datos originales

Tabla No.2: datos originalesDescripción Valor Partepeso beaker vacío 32.2916±0.0001g  peso beaker con almidón 32.342±0.0001g

Preparación soluciones

peso beaker vacío 30.8339±0.0001gpeso beaker con tiosulfato de sodio pentahidratado 32.58±0.0001gpeso beaker vacío 28.6016±0.0001gpeso beaker con Na2CO3 28.6121±0.0001gpeso beaker vacío 30.997±0.0001gpeso beaker con KIO3 31.2116±0.0001gvol. H2SO4 conc. (sol. 0.3 M) 1.71±0.05mLvol H2SO4 conc. (sol. 0.5 M) 0.72±0.05mLpeso vidrio de reloj vacío 32.0403±0.0001gpeso vidrio de reloj con 3 tabletas 32.1276±0.0001gvol. KIO3 10.0±0.5mL

estandarización sol. Tiosulfato

de sodio

peso KI 0.4±0.1gvol. H2SO4 0.5M 2.0±0.5mLvol. tiosulfato de sodio (titulante) 8.70±0.05mLpeso tableta 0.0473±0.0001g

titulación tableta vit. C

vol. H2SO4 0.3 M 24.0±0.5mLpeso KI 0.8±0.1gvol. KIO3 20.0±0.5mLvol. tiosulfato de sodio (titulante) 13.40±0.05mL

Cálculo de muestraCálculo 1: peso de 3 tabletas

Peso = 32.1276±0.0001g – 32.0403±0.0001g = 0.0291±1.4142E-5 g*se realizó el mismo cálculo para la determinación del peso de muestra de tableta utilizado para determinar su contenido de vitamina C.

Cálculo 2: determinación concentración teórica tiosulfato

*se realizó el mismo cálculo para la determinación de la concentración para las soluciones de KIO3 y Na2S2O3*5H2O.

Cálculo 3: estandarización solución Na2S2O3*5H2O (concentración real)

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Cálculo 4: determinación del reactivo limitante

*Se determinó que el reactivo limitante es el KI, se basa en las relaciones molares que se presentan en la reacción 2

Cálculo 5: peso de tableta necesario para tener 80mg de vitamina C

*al momento de realizar este cálculo para realizar el experimento, se tomó que cada tableta contenía 52mg de vitamina C, cuando en realidad era de 100mg por lo que se pesó un exceso de tableta para realizar la determinación de contenido de vitamina C por tableta.

Cálculo 6: cantidad I3- total agregado para reaccionar

*Se basa en las relaciones molares que se presenta en la reacción 2

Cálculo 7: cantidad I3- que no reaccionaron con vitamina C(en exceso)

*Se basa en las relaciones molares que se presenta en la reacción 1

Cálculo 8: cantidad de vitamina C (ácido ascórbico) presente en una tableta

Cálculo 9: cantidad de vitamina C en una tableta (Pct. En peso)

Análisis de errorCálculo 10: Incertidumbre suma y resta (ecuación no. 6)

*se utilizó la misma fórmula para las demás incertidumbres en las que se realizó una operación de suma y/o resta.

Cálculo 11: Incertidumbre multiplicación y división (ecuación no.7)

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*se utilizó la misma fórmula para las demás incertidumbres en las que se realizó una operación de multiplicación y/o división.

Cálculo 12: Cálculo de media (ecuación no.1)

*Este cálculo de media es teórico puesto que solamente se realizó una vez el experimento (valor de 8.70mL) mientras que los otros dos (8.65mL y 8.83mL) son valores que se tomaron para poder demostrar la manera en que se debe hacer este cálculo.

Cálculo 10: Cálculo de desviación (ecuación no.2)

*Este cálculo de desviación es teórico puesto que solamente se realizó 1 vez el experimento.

Cálculo 13: Cálculo de intervalo de confianza (ecuación no.4)No se pudo realizar el cálculo de intervalo de confianza debido a que solamente se realizó 1 experimento.

Cálculo 14: Cálculo de porcentaje de error (ecuación no.5)

*se utilizó la misma fórmula para determinar los porcentajes de error restantes.

Datos calculados intermediosTabla No.3: datos intermediosDescripción Valorpeso almidón utilizado 0.0504±1.41E-4 gpeso tiosulfato de sodio utilizado 1.7461±1.41E-4 gpeso Na2CO3 uilizado 0.0105±1.41E-4 gpeso KIO3 utilizado 0.2146±1.41E-4 gpeso promedio tableta 0.0291±1.28E-7 gmolaridad sol. KIO3 0.0100±5.56E-6 gmolaridad sol. H2SO4 (100mL) 0.3001±8.77E-3 Mmolaridad sol. H2SO4 (25mL) 0.5054±0.0351 Mmolaridad teórica Na2S2O3*5H2O 0.07000413±2.17E-5 M

VII. REFERENCIA BIBLIOGRÁFICA

1. Christian, G. 2009. Química analítica. 6ª. ed. McGraw Hill, México. Pp. 422-428

2. Ostle, B. 1979. Estadística aplicada. Editorial Limusa, México. Pp. 63-85

3. Skoog, M. 2009. Fundamentos de química analítica. 8ª ed. CENGAGE Learning, México. Pp. 569-595

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VIII. TABLA DATOS EXPERIMENTALES-no hay-.

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