UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA

LABORATORIO QUÍMICA GENERAL

INFORME LABORATORIO 3

DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZA TOTAL DEL VINAGRE

GRUPO N°: 5

NOMBRES APELLIDOS CÓDIGO 

Max Walter Villavicencio Collao 20200423

Daina Lizeth Zumaeta Cerdan 20190528
Elvia Araceli Zumaeta Zegarra 20200571
Juanita Estefany Zuñiga Pascual 20200377
 
PROFESORA: María Cecilia Alegría Arnedo  

FECHA DE LA PRÁCTICA: 18/08/2020 

FECHA ENTREGA DEL INFORME: 25/08/2020

                   LA MOLINA-LIMA PERÚ

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 ÍNDICE

1. Introducción

1.1. Justificación……………………………………………………………………………………………….pág.3

1.2. Objetivos………………………………………………………………………………………………….pág.3

1.2.1 Generales…………………………………………………………………………………………….pág.3

1.2.2 Particulares………………………………………………………………………………………… pág.3

1.3. Hipótesis…………………………………………………………………………………………………….pág.4

2. Marco Teórico

2.1 Concepto ácido-base

2.1.1. Antecedentes………………………………………………………………………………………pág.4-5

2.1.2 Definición de Arrhenius…………………………………………………………………….pág.5

2.1.3 Definición de Br∅nsted y Lowry………………………………………………………pág.6

2.1.4. Definición de Lewis…………………………………………………………………………..pág.6

2.2. Concepto de pH…………………………………………………………………………..…………….pág.6

2.2.1 Indicador de pH……………………………………………………………………..……………..pág.7

2.3 Valoraciones ácido-base…………………………………………………………………………….pág.7

2.3.1 Patrón primario…………………………………………………………………………………….pág.7

2.4 El vinagre…………………………………………………………………………………………………….pág.9

3. Materiales y métodos

3.1. Materiales…………………………………………………………………………………………………...pág.9

3.2. Reactivos……………………………………………..………………………………………………………pág.9

4. Procedimiento experimental……………………………………………………………………………..pág.10

5. Resultados y discusión

5.1. Tabulación de resultados……………………………………………………………………………..pág. 11-13

5.2. Discusión de resultados…………………………………………………………………….…………pág. 14

6. Conclusiones…………………………………………………………………………………………….………pág.14

7. Anexos……………………………………………………………………………………………………………..pág.15-16

8. Cuestionario…………………………………………………………………………………………………….pág.16- 19

9. Bibliografía………………………………………………………………………………………………………..pág.20

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1. INTRODUCCIÓN:

Desde un criterio etimológico, la palabra vinagre proviene de las raíces latinas  "vinum
acre" o vino agrio. Esto quiere decir, un vino cuyo alcohol se ha acidificado por la
intervención de microorganismos denominados Mycoderma aceti. Se ha verificado por los
escritos de Aristóteles, Hipócrates, Galeno y  Plinio, que en aquellas épocas se tenía
conocimiento y cierta aplicación sobre el vinagre. En este contexto, en terminología de 
Plinio,  el vinagre es un producto de la descomposición del vino, es decir, el resultado de un
hecho accidental (Silva, 2008). Cabe considerar por otra parte que, a partir del siglo VIII,
los alquimistas tenían el conocimiento del proceso de destilación del vinagre  para la
obtención de soluciones concentradas. Dentro de este mismo orden de ideas, en el siglo
XVIII en Francia,  Lavoisier  descubrió el quimismo de la acetificación, mientras que Davy,
fue el primero que dio la ecuación química del fenómeno de la acetificación (Garrido,
1957). Por otra parte, la Reglamentación Técnico Sanitaria para la elaboración y
comercialización de los vinagres (RD 2070/1993), en su artículo 2 define al vinagre como:
“Líquido apto para el consumo humano resultante de la doble fermentación alcohólica y
acética de productos de origen agrario que contengan azúcares o sustancias amiláceas. El
contenido en acidez total de los vinagres, expresado en ácido acético, no será inferior a 50
gramos/litro, excepto para el vinagre de vino, que será, al menos, de 60 gramos/litro. Se
entiende por grado de acidez de los vinagres su acidez total expresada en gramos de ácido
acético por 100 mililitros, a 20 Grad. C.”.

1.1  JUSTIFICACIÓN:

Resulta imprescindible en ciertas ocasiones el uso de técnicas destinadas a la

determinación de la concentración de ácidos o bases débiles. Por consiguiente, se
suele recurrir a realizar una valoración ácido-base, en la cual se emplea un agente
valorante (disolución de concentración conocida). En lo esencial, el método de
titulación nos permite determinar el índice de calidad del vinagre (acidez total). 

1.2  OBJETIVOS:

1.2.1 Generales:

Realizar el análisis de la determinación total del vinagre mediante el método 

experimental de titulación volumétrica.

1.2.2 Específicos:

Connaturalizar con los métodos de titulación ácido-base, así como con los
instrumentos empleados durante la realización del mismo.

3
 Aprender a realizar los cálculos requeridos durante la experimentación.
Asimismo,  comprender la razón de su correcta aplicación. 

1.3  HIPÓTESIS:

Es posible determinar la acidez total del vinagre aplicando las leyes de la

estequiometria, para obtener de esta manera la proporción equivalente de ácido
acético que contiene.

2. MARCO TEÓRICO

2.1 Concepto de ácido- base

2.1.1 Antecedentes:

Se ha verificado que los antiguos egipcios, romanos así como los griegos, tenían el 
discernimiento del vinagre como uno de los ácidos que se constituían a partir de la
oxidación  aeróbica del zumo de fruta fermentado, es decir, el vino. En la actualidad,
se sabe que, este fenómeno se debe gracias al característico tipo de fermentación
bacteriana realizado por microorganismos pertenecientes al género Acetobacter. De
esta manera, se obtienen como producto el ácido acético, el cual es encargado de la
condición acida característica del vinagre. Evidentemente, en esas épocas no se le
atribuía la denominación de ácido por su composición química, puesto que la
alquimia aún no se desarrollaba a plenitud. En lo esencial, se conjetura que el término
ácido data de orígenes empiristas (sensación por efecto  del vinagre). De ahí que, el
vocablo ácido posee raíces etimológicas provenientes del  latín acidus, en este
contexto, esta terminología describe cualquier sabor que sea hiriente o punzante para
nuestro sentido del gusto. Cabe resaltar que, en 1663 Boyle fue el primero en
introducir una definición de manejo general para un ácido: “los ácidos son sustancias
que dan color rojo a ciertos pigmentos azules de las plantas, disuelven el mármol y
separan azufre de determinados compuestos de este elemento (por ejemplo, Na2S2)”
(Christen, 1977, p.389). Por otra parte, se denominaron álcalis (vocablo árabe, Alkali
= cenizas vegetales) a las soluciones carentes de un sabor ácido, no obstante,
caracterizadas por poseer un sabor amargo, carácter jabonoso o resbaladizo, tener   la
capacidad de disolver aceites y sulfuros, así como de hacer frente los efectos de los
ácidos, erradicando de esta manera,  sus propiedades. Adicionando a esto, la
idoneidad de retornar  el color original a las disoluciones, el mismo que cambia a
causa de la adición de un ácido. Posteriormente, se cercioró que la mezcla tanto de
disoluciones ácidas así como de  alcalinas, puede generar como resultado

4
 disoluciones de sales. De este modo, las sustancias alcalinas disueltas  fueron
nombradas como bases, vocablo que fue cambiado gracias a  Rouelle (profesor de
Lavoisier). El hallazgo de Lavoisier se basó en la obtención de disoluciones ácidas a
partir de la dilución de ciertos óxidos de no metales en agua. Por consiguiente,
concluyó  que  el oxígeno era un elemento común a todos los ácidos y además, que
las propiedades ácidas eran un efecto de la presencia del oxígeno. De allí, que para
1838, Liebig definió un ácido como: “una sustancia que contiene hidrógeno,
sustituible por metales, ya que los ácidos diluidos dan origen al desprendimiento de
hidrógeno con muchos metales” (Christen, 1977, p.389).

2.1.2 Definición de Arrhenius: 

El químico sueco Svante Arrhenius en 1883, estableció la teoría de los iones, de

acuerdo a esta, en las disoluciones de electrolitos se manifiestan iones con capacidad
de libre desplazamiento, por ende, el atisbo de otras épocas de que los iones se
producen al aplicar una tensión eléctrica, adquiere nulidad. Debe señalarse, que dicha
teoría coadyuvó a la obtención de una compresión más acentuada, aunque
incompleta, en lo que respecta la cualidad de los ácidos y las bases. Cabe resaltar en
este contexto, que las investigaciones desarrolladas por Ostwald respaldándose en los
estudios de Arrhenius, fueron imprescindibles en la cooperación para dicha
comprensión. En lo esencial, conceptos actuales como los de  neutralización,
hidrólisis; poseen similitud significativa como cuando se desarrollaron por primera
vez en aquella época. Ahora bien, de acuerdo a la terminología de Arrhenius, deben
nombrarse ácidos todas las combinaciones hidrogenadas que en solución acuosa
proporcionan iones H+. Por otra parte, las bases son compuestos hidroxílicos que al
disolverse en agua constituyen iones OH–. Desde una perspectiva general, la
formación de estos iones se concebía como un efecto de la disociación de moléculas,
conformándose de acuerdo a  Arrhenius y  Ostwald, equilibrios siguiendo el siguiente
patrón:

Fuente: Fundamentos de la química general e inorgánica (1977).

Las variables limitantes en la teoría de Arrhenius fueron tanto la delimitación de

conceptos al disolvente agua. Para reforzar esto, se tiene que las reacciones en
amoníaco líquido  o en alcoholes no se simbolizan de manera adecuada  a través de
sus conceptos, así como la limitación del concepto de base a las sustancias que
contienen oxhidrilos.

5
2.1.3 Definición de Br∅nsted y Lowry: 

En 1923 amplificaron el concepto de ácido y base. En esta perspectiva, para Br ∅nsted

se denominan ácidos las sustancias que poseen la facultad de ceder protones. No
obstante, las sustancias que aceptan protones son designadas bases. En efecto, estos
conceptos no identifican a una sustancia establecida, sino a una función específica.
En este orden de ideas, las concepciones de ácido y base poseen carácter de
independencia en lo que respecta la presencia de cualquier disolvente.
Particularmente, es carente  el vínculo con el concepto de sal, suceso que evidencia la
diferencia con la definición dada por Arrhenius. Evidentemente, los procesos tanto de
ceder así como el de aceptación son reversibles en todas las reacciones ácido- base,
constituyéndose de este modo, un equilibrio diferenciado. A modo de instancia final,
la acción ácida o básica de una sustancia no es una cualidad material de esta, sino una
función de las sustancias con las que reaccionan.

2.1.4 Definición de Lewis: 

El mismo año de la publicación de Br∅nsted y Lowry (1923), Lewis establece un

sistema ácido/base que adquiere un perfil más amplio y complejo. No obstante, en
1978, Kolb dilucida que al ser esta una teoría tan atípica con respecto a las que ya
estaban en controversia, se mantuvo desdeñada durante quince años. Ahora bien, en
terminología de Lewis, un ácido se denomina a cualquier molécula, radical o ion que
posee la capacidad de aceptar uno o más  pares de electrones, es decir,  ejerce la
función de aceptor de electrones, puesto que, posee orbitales donde albergarlos, así
como, por ser carentes de estos. Análogamente con las soluciones acuosas, un ácido
puede reconocerse por el protón (H+)  o el hidronio (H3O+), los mismos que en una
reacción ácido-base albergarían los electrones mediante la formación de un enlace.
En lo que concierne a una base, esta es cualquier molécula,  radical o ion que presenta
la facultad de donar  uno o más pares de electrones, dado que la cantidad de estos es
exuberante. Retomando la expresión análoga a una disolución acuosa,  se asevera que
el grupo hidroxilo (OH-) es una base, dado que posee un par de electrones libre, los
cuales puede donar a otro compuesto, constituyendo de este modo un enlace
covalente. En química orgánica, los ácidos son renombrados popularmente como
electrófilos, si apelamos a un símil, se tiene al protón, pues, poseen cargas positivas y
además se combinan con aquellos compuestos que presentan un exceso de electrones.
De manera análoga,  las bases se denominan nucleófilos. En comparación paralela se
encuentra el grupo hidroxilo, dado que, poseen pares de electrones libres que buscan
ceder a un ácido o electrófilo para la formación de un enlace covalente.  

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 2.2 Concepto de pH

En 1909, el químico danés Soren Peter Lauritz, introdujo por primera vez el concepto
de pH. Lauritz en 1924, enunció la interpretación moderna del concepto de pH
haciendo uso de las definiciones y mediciones en términos de celdas electroquímicas.
Cabe considerar que, en los primeros estudios, la notación del término estaba
compuesto por la letra mayúscula "H" como subíndice de la letra minúscula "p",
resultando de este modo, la abreviación p H , situación contraria a la actual (pH). El
término "pH" proviene de cualquiera de los dos siguientes términos latinos “pondus
hydrogenii” o bien “hydrogenii potentia”, que en cualquier caso significa potencial de
Hidrógeno. También se sugiere que Søren utilizó las letras "p" y "q" como
comúnmente se hace en matemáticas, donde se aparean para etiquetar la solución de
ensayo (p) y la solución de referencia (q) (Myers, 2010). Dentro de este orden de
ideas, pH se define como el recíproco del logaritmo decimal (base 10) de la actividad
del ion Hidrógeno (αH +), en una solución (Covington, Bates and Durst, 1985).
Efectivamente, es factible la determinación de la concentración de iones de
Hidrógeno de manera directa, mediante la calibración del electrodo utilizado en
términos de las concentraciones de iones de Hidrógeno. En este contexto, una técnica
de uso general es la valoración de una solución de concentración conocida de un
ácido fuerte con una de base fuerte en un medio que posee una concentración
relativamente alta de electrolito.

2.2.1 Indicadores de pH 

El uso de los indicadores está destinado a la medición del pH. Se trata de distintas
técnicas orientadas al cambio de coloración para la determinación del valor de pH de
una solución. Dentro de este marco, como primer hallazgo se tiene el cambio de color
del tornasol suministrado en una solución (generalmente tintura violeta) a un color
rojo-anaranjado debido al contacto con compuestos ácidos, dado en índices de pH
inferiores a 4.5. Por otro lado, oscurece prontamente sólo con los alcalinos
(específicamente sobre un pH de 8.5). Por ende, en ocasiones se suele emplear 
tornasol al que se le ha agregado ácido clorhídrico para el reconocimiento de bases.
Por otra parte, la fenolftaleína (C20H14O4) es un indicador que se mantiene incoloro
en disoluciones ácidas. No obstante, en medios básicos adquiere un color rosado con
un punto de viraje entre pH = 8.2 (incoloro) a pH = 10 (magenta o rosado). Cabe
resaltar que, en pH extremos exterioriza otros virajes de coloración. En este contexto,
en disoluciones fuertemente básicas  se torna incolora, mientras que en disoluciones
fuertemente ácidas se vuelve naranja.

7
2.3 Valoraciones ácido base

La técnica de valoración se lleva a cabo mediante la realización de estudios

cuantitativos de las reacciones estequiométricas. Dentro del contexto experimental, se
adiciona de manera progresiva una disolución de concentración conocida con
exactitud (reactivo valorante)  a otra disolución de concentración incierta (reactivo a
valorar) hasta conseguir que la reacción química entre ambas soluciones se realice de
manera completa. Debe señalarse que, si se conocen los valores numéricos tanto de
los volúmenes de las dos disoluciones, así como de la concentración de una de ellas,
es posible realizar el cálculo de la concentración de la otra disolución. Asimismo, es
factible valorar una disolución de composición de ignota concentración, a partir de la
medición del  volumen necesario para reaccionar de manera completa con una
cantidad conocida de reactivo valorante (puede encontrarse en estado sólido) en el
matraz, así como, efectuando la medición  del volumen de disolución de composición
desconocida que se necesita para generar la reacción completa entre ambos. Desde
una perspectiva general, los métodos volumétricos se respaldan en el hecho de que la
concentración del reactivo valorante posee un valor conocido dentro del grado de
precisión que se solicita. 

2.3.1 Patrón primario:

Un patrón o estándar  primario se define como una especie con índices elevados de
pureza, constante químicamente, carente de higroscópica, con un eminente peso
equivalente; en disolución genera especies que no experimentan cambios químicos
por el contacto con factores externos ( luz, aire). Por ende, posterior a su disolución  y
enrase a un volumen conocido es factible el cálculo preciso de su concentración.
Según las conclusiones establecidas por el Comité de Métodos Analíticos, a pesar de
que es posible preparar ácido benzoico con una pureza de 99,997% o superior, no se
sugiere a este ácido como patrón primario, por efecto del escollo de controlar las
pérdidas por volatilidad. De manera análoga,  el uso del ácido clorhídrico que posee
un punto de ebullición constante no es recomendable, puesto que presenta
dificultades de preparación y conservación. Ahora bien, desde un criterio general, el
carbonato de sodio es el patrón primario más adecuado para la estandarización de
soluciones de ácidos.

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2.4 El Vinagre:

Dentro de las numerosas aplicaciones de las valoraciones ácido débil-base se

encuentra el aplicado en el análisis de muestras de procedencia vegetal (entre ellos,
vinagre comercial), dado que  la acidez del citoplasma así como de los fluidos
corporales en estos organismos es por efecto de los ácidos débiles. Con relación al
vinagre, este es un producto generado de la oxidación del etanol contenido en bebidas
alcohólicas de mínima graduación, debido a la acción de  bacterias acéticas. En
efecto, puede calificarse como una disolución acuosa en cuyo contenido se
manifiestan distintos ácidos orgánicos (en particular, ácido acético), así como
sulfatos, cloruros, dióxido de azufre. Cabe considerar que la acidez total o grado
acético representa  un índice de calidad de un vinagre. Se trata de  la cantidad total de
ácidos contenidos en el vinagre, la cual es expresada como gramos de ácido acético
por 100 mL de vinagre. En concordancia con esto, la determinación de la cantidad
total de ácidos presentes en una muestra de vinagre se suele realizar por valoración
con una disolución previamente normalizada de hidróxido de sodio. De este modo, se
calcula la concentración en ácido acético a partir de la ecuación de la reacción ácido-
base ajustada.

3. MATERIALES Y MÉTODOS:

Para llevar a cabo el proceso experimental de determinación de la acidez total en el

vinagre es necesario tener los siguientes materiales y reactivos.

3.1 Materiales

o Bureta de 25 ml
o Soporte universal
o Gotero
o Matraz Erlenmeyer de 250 m
o Piseta
o Probeta de 100 ml
o Vaso de precipitado de 50 ml

3.2 Reactivos

o Agua destilada
o Fenolftaleína en dilución
o Muestra de vinagre comercial (5 %)
o Disolución de Na(OH) aproximadamente 0,1 M
o Ftalato ácido de potasio

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4. Procedimiento experimental

4.1 Estandarización de la soda caustica Na OH

 Se pesa 0,317 g de ftalato de potasio y se vierte en el matraz de 250 ml.

 Se agrega 50 ml de agua destilada al matraz y se agita la solución.
 Se adiciona la solución que se encuentra en el matraz 1 a 3 gotas de fenolftaleína.
 Preparamos la estandarización utilizando: soda, embudo, fenolftaleína y una bureta.
 Enrazamos la bureta con disolución de NaOH que queramos estandarizar.
 Para enrazar utilizaremos la llave de la bureta.
 Colocamos debajo de la bureta la solución del ftalato con fenolftaleína
 Inicio de la titulación con la solución de soda
 Variación del color de la solución a rosado
 El volumen gastado de soda caustica para la titulación fue 14.3 ml

4.2 Determinación del % CH3COOH (p/v) en el vinagre comercial

 Se mide 10 ml de vinagre inicial.

 Diluir el vinagre con el agua destilada y agregarlo a un matraz volumétrico de 100
ml.
 Se toma 10 ml de la solución antes preparada y se vierte en un matraz
 Luego en el matraz se agrega de 1 a 3 gotas de fenolftaleína.
 Se enraza la bureta con la soda que fue previamente estandarizada.
 Se coloca debajo de la bureta los 10 ml de solución de vinagre con fenolftaleína.
 Se procede a la titular.
 El cambio a color rosa de la solución de vinagre indica el fin de la titulación.
 Anotamos el volumen gastado de soda caustica de la bureta.
 El volumen gastado de la soda caustica para la titulación del vinagre fue 8 ml.

5. RESULTADOS Y DISCUSIÓN

Al seguir los procedimientos previos se obtuvieron los resultados requeridos, los

cuales se manifiestan en las 3 tablas siguientes.

10
 5.1 Tabulación de resultados

TABLA 1: Estandarización previa de la disolución de NaOH (Valorante)

Masa molar del patrón primario ftalato ácido de potasio:

A C8H5KO4 204,22 g/mol

B Peso de patrón primario ftalato ácido de potasio tomado, 0.3172 g

gramos, g
masa g
n=
g
masamolar
mol
Número de moles de ftalato ácido de potasio que 0.3172 g
C corresponde: (B/A) n=
g
204.22
mol
−3
n=1.55 x 10 mol

Factor estequiométrico de conversión de HKC8H4O4 a 1 HK C8 H 4 O4 +1 NaOH →1 NaC 8 H 4 K O4 +1 H 2 O

NaOH:
a HKC8H4O4 + b NaOH  c NaC8H4KO4 + d H2O
D a=1 ,b=1 , c=1 , d=1
Observar reacción e indicar en que relación están a y b
Ejemplo: si están (1:1) o (1:2) o (2:1) o (2:2) etc.
a
La relaciónen la que se encuentran =1:1
b

Volumen de NaOH gastado (pasar de ml a litros, dividir 0.001 L

E entre 1000) 1000 ml …………………1 L 14.3 ml x =0.0143 L
1ml

11
 Según reacción en D 1.55 x 10−3
NaOH ≅ 1 .55 x 10−3 mol de KHP
b moles NaOH = a moles KHP
M NaOH x V gastado NaOH =moles de KHP
F M NaOH x Vgast.NaOH = # moles KHP
C 1.55 x 10−3 mol
M NaOH = MNaOH =
E 0.0143 L
mol
M NaOH =0.10839
L
Molaridad estandarizada del NaOH (resultado F con mol
G M estandarizada de NaOH =0.10839
cuatro decimales) mol/L L

TABLA 2: Determinación de ácido acético en el vinagre

H
Volumen de vinagre original tomado, mL 10 mL

Volumen final de la dilución, mL

I 100 mL

J
Volumen de alícuota de dilución tomada para titular, mL 10 mL

Volumen de vinagre original que hay en la alícuota 10 mL vinagre original 100 mL

tomada, mL
-Se tomó 10 ml vinagre original y se diluyo hasta 100 ml V vinagre en alícuota 10 mL
de solución , de esta solución diluida tome 10 ml (alícuota)
K 10 ml vinagre original ………………….100 ml solución V vinagre original=1 mL
Vvinagre original en alícuota…………….. 10 ml solución
(alícuota)

Volumen de gasto de NaOH durante la titulación en mL 0.001 L

L (pasar este dato a litros) 8 mL x =0.008 L
1 mL
1.55 x 10−3 mol
MNaOH =
M Molaridad inicialmente estandarizada del NaOH (cuatro 0.0143 L
decimales) mol
MNaOH =0.10839
L
Moles de NaOH que corresponde, L x M
n NaOH=MNaOH x V g astado NaOH
mol
N nNaOH =0.1 x 0.008 L
M NaOH x Vgast.NaOH = moles NaOH L
nNaOH =8 x 10−4 mol NaOH

12
 Balancear ecuación y obtener:
Moles de CH3COOH que corresponde por estequiometria: 1 C H 3 COOH +1 NaOH → 1C H 3 COONa+1 H 2 O
Ñ a CH3COOH + b NaOH  c CH3COONa + d H2O 8 x 10−4 mol de NaOH ≅ 8 x 10−4 mol C H 3 COOH

Masa molar del CH3COOH, dato,

O 60.0 g/mol

Gramos de CH3COOH en la alícuota tomada que

corresponde: moles x masa molar=masa de C H 3 COOH

P
a moles CH3COOH = b moles NaOH
g
P/O = N 8 x 10−4 mol x 60 =0.048 g C H 3 COOH
mol

Porcentaje de CH3COOH en el vinagre (p/v) encontrado por 0.048C H 3 COOH

Q análisis x 100=4.8 %
(P/K)x100 1mL

TABLA 3: Juzgar o certificar el cumplimiento del requisito de concentración

Porcentaje de CH3COOH en el vinagre (p/v) encontrado por

Q análisis 4.8 %
(P/K)x100
Porcentaje de vinagre declarado en la etiqueta del producto y
R es requisito 5,0%

Rango de concentración aceptable si la incertidumbre o error

aleatorio que se tolera es ± 2% respecto al 5%. (Si 5 es el
4.9% a 5.1%
100%, ¿2 cuánto será?)
5% ± 2%
Porcentaje de error del encontrado por análisis con respecto
al requisito:
(Q-R)x100/R; mantener el signo; 4.8 %−5 %
S % practico−% teorico x 100=−4
X 100 5%
%teorico

¿Cuál es su conclusión? ¿Cumple o no cumple la muestra en No cumple con el requisito de concentración de

cuanto al requisito de concentración de acidez del vinagre si acidez del vinagre, puesto que constituye un error por
T se tolera un error del 1%? mantener el signo; si es negativo se defecto.
dice “error por defecto” y si es positivo se dice “error por
exceso”.

5.2 DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Una vez obtenidos los datos, determinamos una seria desemejanza entre los valores
establecidos teóricamente y los valores obtenidos en la práctica. Siendo, el más notorio,

13
la concentración de acidez en el vinagre. La muestra tomada de vinagre tenía como
propiedad, según la etiquetadora de su botella, una concentración al 5% (P/V) de ácido
acético en su contenido. Sin embargo, al tratar de titular esta disolución de vinagre, por
medio del NaOH estandarizado, registramos una concentración de 4.8%, el cual
arrojaba un margen de error de -4%. La obtención de esta cifra nos hizo cuestionar la
veracidad del dato enmarcado en la botella del producto, como la eficacia del
procedimiento que manejamos previamente. Al retomar el análisis previo, conjeturamos
que el índice que determinaba el valor de la concentración de acidez del vinagre, era la
concentración molar (Molaridad) del NaOH estandarizado. En este caso, fue el uso de
las cifras significativas de este último. El proceso de estandarización del NaOH que
realizamos en el trabajo de laboratorio, no estuvo mal; sin embargo, el reconocimiento
de las cifras significativas de la Molaridad hizo un cambio significativo. En nuestras
tablas de resultado, plasmamos una Molaridad de 0.10839 M de NaOH, la cual tiene 5
cifras significativas. Sin embargo, al tratar de hallar el número de moles de NaOH usado
en la titulación del vinagre, usamos de dato 0,1 M de NaOH, la cual tenía una cifra
significativa. Obviamente, esto arrojo una concentración de acidez 4.8% (P/V). Sin
embargo, si se consideraba por lo menos 4 cifras significativas, la concentración de
acidez resultante sería de 5.2% (P/V), cifra que determinaría un margen de error de
+4%. Aunque, de todas formas, la concentración de dato que se tenía del vinagre seguía
teniendo disimilitud con el resultado obtenido, nuestro procedimiento y análisis de
resultado fue erróneo.
6. CONCLUSIONES
El uso de instrumentos y aparatos de medición de masa y volumen es significativo al
momento de trabajar en laboratorio, siempre y cuando se los maneje de la manera
correcta. Sin embargo, estas pautas no son las únicas recomendaciones para obtener
resultados exactos y precisos en los cálculos. De ahí que, el uso correcto de las
mediciones obtenidas por los instrumentos o aparatos, determina, también, la eficacia de
los resultados. Más que nada, el uso de las cifras significativas es primordial al
momento de querer utilizarlas en una ecuación u operación de cálculo. Por otra parte, es
notable la importancia que tienen las leyes estequiométricas en facilitar los cálculos, por
ende, su conocimiento es imprescindible. En lo que respecta los cálculos obtenidos
llegamos a la conclusión que no cumple con el requisito de concentración de acidez del
vinagre, constituye un error por defecto.

7. ANEXOS

14
Figura 1. Teoría ácido-base de Arrhenius. U Las Palmas De Gran Figura 2. Teoría ácido-base de Br∅nsted y Lowry U Las Palmas
Canaria (2017). De Gran Canaria (2017).

Figura 3. Teoría ácido-base de Lewis. U Las Palmas De Gran

Canaria (2017).

Diagrama Experimental (Estandarización de la soda caustica)

Figura 4. Propiedades de ácidos y bases. (UAM ,2016). Figura 5. Algunos indicadores ácido /base.

15
0,317 g de ftalato de potasio 50 ml de agua destilada 1 a 3 gotas de fenolftaleína

Solución del ftalato con fenolftaleína Enrazar la bureta con disolución Preparación de la estandarización
de NaOH

Titulación con la solución de soda Variación del color de la solución

8. CUESTIONARIO

1º. ¿Qué es la estandarización?

Es un proceso analítico que determina con exactitud la concentración de una solución por medio
de una solución estándar primaria o secundaria. La técnica más usada para la estandarización es la
titulación. Asimismo, su importancia radica en que es imprescindible conocer la concentración de
la solución a trabajar con un grado fidedigno de certeza, puesto que en el proceso de preparación
de disoluciones pueden suceder errores, ya sea por el material utilizado, el pesado o la calidad del
reactivo.

2º. ¿Qué es la titulación?

Es un proceso cuantitativo que determina la concentración de una sustancia conocida en una

solución. A diferencia de la estandarización, este proceso usa cualquier solución, siempre y
cuando tengan una concentración conocida, y estandarizada. Consta añadir, que dicha técnica
debe tener disuelta en ella un indicador. En lo esencial, es empleado con mayor predominancia
para la comparación de concentraciones relativas de los reactivos equivalentes en las
disoluciones ácido-base.

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3º. Se gastó 14.3 ml de soda caustica para titular una solución de ftalato acido de potasio, según
los cálculos efectuados la soda estandarizada NaOH dio un valor de molaridad 0.1084 M.
Calcular cuántos gramos y moles de ftalato ácido de potasio había en la solución? (PM FAP =
204.22 g/mol)

1 HKC8H4O4 + 1 NaOH  1 NaKC8H4O4 + 1 H2O

A. Hallamos el número de moles y la masa de la soda caustica (NaOH):

x moles
0.1084 M =
14.3 x 10−3 L

Moles de NaOH = 1.55 x 10-3 moles

x gramos
1.55 x 10−3 moles=
g
40
moles

Masa en gramos de NaOH = 62 x 10-3 gramos

B. Calculamos los gramos y moles de ftalato ácido de potasio en la solución:

1 HKC8H4O4 + 1 NaOH  1 NaKC8H4O4 + 1 H2O

1 mol 1 mol
1.55 x 10 moles 1.55 x 10−3 moles
−3

1 HKC8H4O4 + 1 NaOH  1 NaKC8H4O4 + 1 H2O

204.22 g 40 g
5.17 x 10 g 62 x 10−3 g
−1

RESPUESTA: El número de moles y gramos de ftalato ácido de potasio en la solución es 1.55 x 10−3
y 5.17 x 10−1 g respectivamente

4º. Se necesita estandarizar NaOH preparado por el técnico de laboratorio para ser usado en
titulaciones posteriores. Se pesa en una balanza analítica 0.1 g de ftalato acido de potasio (FAP) y
se diluye en un matraz con 100 de agua destilada. En la titulación se observa el viraje de color de la
solución cuando se ha gastado 5.2 ml de NaOH. Determinar la molaridad de la soda estandarizada
(cuatro cifras decimales)

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 1 HKC8H4O4 + 1 NaOH  1 NaKC8H4O4 + 1 H2O

A. Hallar la masa en gramos de NaOH estandarizado, y finalmente su número de moles.

1 HKC8H4O4 + 1 NaOH  1 NaKC8H4O4 + 1 H2O

204.22 g 40 g
0.1 g 0.02 g

0.02 g
¿ moles= =5 x 10− 4 moles
g
40
mol

B. Hallar la Molaridad del NaOH.

5 x 10−4 moles −1
Molaridad= −3
=0.9615 x 10 M
5.2 x 10 L

RESPUESTA: La molaridad de la soda estandarizada es 0.9615 x 10−1 M

5º. El vinagre es una solución acuosa diluida de ácido acético en agua. El contenido legal mínimo
es 5 % (p/v). Se valoró una muestra de 5 ml de vinagre con 38.08 ml de NaOH (aq) 0.100 M. ¿Se
sobrepasa esta muestra el límite mínimo? ¿Cuál es el % de error?

CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2O

A. Hallamos el número de moles del NaOH:

¿ moles
0.1 M = −3
=38.08 x 10−4 moles
38.08 x 10 L

B. Balanceamos los datos en la ecuación y hallamos la masa.

CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2O

1 mol 1 mol
38.08 x 10 moles 38.08 x 10− 4 moles
−4

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 x gramos
38.08 x 10−4 moles= =2.28 x 10−1 g
g
60
mol

C. Hacemos el análisis según los resultados.

1º. Según la concentración física 5% (p/v) de ácido acético en el vinagre.

De una muestra de 5 ml de vinagre…

x gramo s
5 %= X 100 = 0.25 g
5 ml
Debería haber 0.25 g de ácido acético. Ahora, en cuestión al resultado obtenido…

Tenemos 0.228 g de ácido acético. En conclusión, esta cifra no sobrepasa el límite

mínimo establecido.

2º. Si tratamos de hallar el porcentaje de concentración (p/v) con el dato obtenido…

2.28 x 10−1 g
x %= x 100=4.56 %
5 ml
Entonces el porcentaje de error sería.

4.56 %−5 %
x 100=¿ - 8,8 % por defecto
5%

RESPUESTA: En efecto, la cifra sobrepasa el límite establecido. De esta manera, el

porcentaje es - 8,8 % por defecto

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9. BIBLIOGRAFÍA:

Labbé Pino, M. (2007). Tratamientos postfermentativos. Recuperado de:

https://www.tdx.cat/bitstream/handle/10803/8665/TesisDoctoral.pdf?sequence=1[Consultado 23
de agosto 2020].

Tagle Páez, E. (2017). Teorías Ácido-Base y conceptos relacionados. Recuperado de:

https://dialnet.unirioja.es/servlet/tesis?codigo=233581[Consultado 23 de agosto 2020].

Silva Ordoñez, R. (2010). Evaluación de la calidad de vinagre comercializado en la ciudad de Tingo

María. Recuperado de : http://repositorio.unas.edu.pe/bitstream/handle/UNAS/244/FIA-166.pdf?
sequence=1&isAllowed=y [Consultado 23 de agosto 2020].

Laitinan, H (1960). Análisis químico. Barcelona: reverté.

Christen, H (1977). Fundamentos de la química general e inorgánica. Barcelona: reverté.

Vázquez Contreras, E., Rojas Pérez, T. (2016). pH teoría y 232 problemas. México: UAM.

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