INFORME LABORATORIO 5 QUIMICA 2 PUCP

...

Para la segunda parte coloqué en un vaso de precipitado 5 ml de ácido ascórbico; luego usando el papel indicador calculé el pH de la solución (comparando el color que obtuve al introducirlo en la solución con los valores ya establecidos según el color). Posteriormente utilicé la técnica de titulación para calcular la concentración en el equilibrio del ácido ascórbico; primero llené una bureta con KIO3 y coloqué en un matraz 10 ml de esta solución ayudándome de una pipeta volumétrica; a continuación agregué 5 ml de HCL 1M, 1 g de KI y 50 ml de agua des-ionizada; ya en el matraz agité la mezcla hasta que esta adoptó una tonalidad ligeramente amarilla; al final anoté la lectura de la bureta. El fin de esta parte era darse cuenta de que el color cambiaba cuando se consumía todo el ácido ascórbico y así poder calcular las concentraciones en el equilibrio.

En la parte 3 pesé una tableta de Redoxon y anoté este valor; luego la coloqué en un vaso precipitado; añadí 200 ml de agua des-ionizada y la disolví ayudándome de una bagueta; a continuación trasladé la solución a una fiola y añadí agua hasta que llegué al ras; posteriormente coloqué usando una pipeta 10 ml de la solución en un matraz; agregué luego 50 ml de agua des-ionizada, 5 ml de HCL y 1 g de KI; finalmente titule toda la solución hasta obtener una coloración ligeramente amarilla.

6. Resultados

El resultado en el primer ensayo fue que la reacción era exotérmica y los factores que influyeron fueron la concentración y la temperatura. En la segunda reacción, el resultado fue que la constante de ionización del ácido ascórbico era 8.51x10-5 con un porcentaje de error de 21.57%. En el tercer experimento, el resultado fue que la pastilla contenía 24.12% en peso de ácido ascórbico con un porcentaje de error de 7.58%.

1. Análisis cualitativo de la reacción de ion férrico con ion tiocianato

Reacción : Fe(ac)2+ + 6 SCN(ac)- → Fe(SCN)63-(ac)

(color amarillo) (color rojizo)

Vaso

Observaciones

Factor

Desplazamiento del equilibrio

Vaso 1

La solución tuvo un color tornasolado entre anaranjado y rojo.

--

--

Vaso 2

La solución se tornó de un color rojizo más intenso que el inicial después de añadir KSCN que se encuentra en los reactivos.

Concentración

→

Vaso 3

La solución adquirió un color débilmente amarillo, esto después de haber adicionado Na2HPO4 que consume ión férrico (reactivo).

Concentración

←

Vaso 4

Al aumentar la temperatura, la solución se fue aclarando. Entonces la reacción era exotérmica.

Temperatura

←

Tabla 1

En la tabla 1 podemos observar las anotaciones que realizamos durante la ejecución del experimento, así como el factor que afectó cada solución y el desplazamiento ocurrido basándonos en la variación del color de la reacción pues si se tornaba más claro evidenciaba un desplazamiento hacia la izquierda y si se oscurecía, un desplazamiento a la derecha. Por tanto, pudimos deducir que la reacción era exotérmica.

2. Cálculo del Ka del ácido ascórbico

- Volumen de KIO3(ac) usado en la titulación:

Titulación

Lectura inicial(mL)

Lectura final(mL)

Gasto (mL)

1

0

4.25

4.25

2

0

4.25

4.25

Promedio

4.25

Tabla 2

En la tabla 2 observamos las lecturas iniciales, finales y el promedio del volumen usado al realizar la titulación de la solución que contenía ácido ascórbico.

- Concentraciones y moles de sustancias:

REACCIÓN: IO3- + 3 C6H8O6 →3 C6H6O6 + I-

Sustancia

Concentración promedio(M)

Volumen promedio(L)

Moles promedio(mol)

pH

KIO3(ac)

0.01

4.25x10-3

4.25x10-5

--

H3O+(ac)

10-3

--

--

--

C6H8O6(ac)

1.275x10-2

10-2

1.275x10-4

3

Tabla 3

En la tabla 3 observamos los diversos datos hallados durante el experimento, basados en la relación que hay en las moles de KIO3 (ac) con C6H8O6 (ac) mediante su reacción. El pH, que lo hallamos por comparación de colores con papel indicador, nos permitió calcular la concentración de iones hidronio.

- Valor de Ka del ácido ascórbico: