FACULTAD DE MEDICINA HUMANA FILIAL NORTE
QUÍMICA MÉDICA
MANUAL DE LABORATORIO
Docentes: Ing. Quím. Doyle Benel Fernández, Mg Ing. Quím. Liliana Quiñones Chapoñán Quím. Rodolfo Pumachagua Huertas Biól. Carlos Abanto Díaz, Mg Ing. Quím. Javier Vélez Verona Biól. Victoria Murrugarra Bringas Biól. César Jerí Apaza Biól. Emma Arriaga Deza Biól. María Horna Acevedo Q.F. Helda Del Castillo Cotillo, Mg Quím. Hélmer Lezama Vigo, MSc. Méd. Miguel Marcelo Vereau Méd. Rosario Soto Cabanillas Biól. Carolina Loayza Estrada, Mg
2015-I
USMP-FMH-FN
QM2015
FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP-FILIAL NORTE LABORATORIO QUÍMICA MÉDICA
MANUAL DE
Normas para el trabajo adecuado en el desarrollo de los experimentos en el laboratorio de química médica 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.
No ingresar al Laboratorio con mochilas. Llevar puesto el mandil blanco antes de ingresar a la clase práctica. no salir del laboratorio hasta la culminación del experimento o de la DPG. mantener apagado el teléfono celular durante el desarrollo del experimento y la DPG. No consumir alimentos, ni bebidas gaseosas, durante el desarrollo del experimento y la DPG. Si rompen o pierden materiales de vidrio devolverlos en el lapso de una semana, de la misma calidad y marca. En cada experimento de laboratorio, debe estar atento a las instrucciones del profesor sobre el manejo y cuidado de los reactivos químicos.
Plan calendario de laboratorios y DPG Seman a 1
Fecha
PRACTICA
05-06/03/15
Introducción. Normas para las prácticas. Bioseguridad.
2
12-13/03/15
Material y equipos de laboratorio
3
19-20/03/15
Enlace químico
4
26-27/03/15
Procedimientos químicos. Métodos de separación
5
02-03/04/15
FERIADO
6
09-10/04/15
Preparación de soluciones. Concentraciones
7
16-17/04/15
pH. Soluciones buffer
8
23-24/04/15
9
30-01/05/15
PRACTICA CALIFICADA PARCIAL PRIMERA EVALUACION CONTINUA SEMANA DE EVALUACIONES
10
07-08/05/15
Isomería. Modelos moleculares. Estereoisomería
11
14-15-05/15
Compuestos oxhidrilados. Identificación de alcoholes. Tipos de alcoholes
12
21-22/05/15
13
28-29/05/15
Compuestos carbonílicos: identificación de aldehídos y cetonas. Acidos carboxílicos: Síntesis de aspirina. Esteres: Síntesis de salicilato de metilo Carbohidratos: identificación y propiedades
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04-05/06/15
Lípidos. Fabricación de jabón
15
11-12/06/15
Aminoácidos: identificación. Proteínas: identificación y propiedades
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18-19/06/15
PRACTICA CALIFICADA FINAL SEGUNDA EVALUACION CONTINUA
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MANUAL DE
PRÁCTICA N° I-01 NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
I.
INTRODUCCIÓN El laboratorio es el ambiente físico donde los científicos y los técnicos obtienen datos experimentales que permiten sustentar una investigación. Pero también se sabe que este arduo y dedicado trabajo sólo es factible cuando se ha establecido la normativa para proteger la salud de las personas que puedan estar expuestas a riesgos relacionados con la exposición a agentes biológicos, químicos, y físicos. La bioseguridad es un conjunto de medidas probadamente eficaces para evitar la adquisición accidental de infecciones con organismos patógenos contenidos en las muestras de fluidos corporales, así como los riesgos relacionados con la exposición a agentes químicos, físicos o mecánicos a los que está expuesto el personal en los laboratorios. Sólo si las personas que trabajan en los laboratorios conocen las normas de bioseguridad y las aplican, pueden determinar su propia seguridad, la de sus compañeros y la de la colectividad. El personal de laboratorio debe cumplir con las normas de bioseguridad y los directivos de la institución deben cumplir con brindar las facilidades para que estas normas sean aplicadas. En el laboratorio de química específicamente, los alumnos se encuentran frente a diversas sustancias que pueden resultar altamente peligrosas para la salud y la vida de quienes las manipulan, por tanto es muy importante que todos los frascos y botellas que las contienen estén debidamente rotulados y además deben indicar el grado de peligrosidad que dicha sustancia demanda. A continuación se observa un símbolo muy común en botellas que contienen sustancias tóxicas:
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MANUAL DE
Cuando nos encontramos frente a este símbolo inmediatamente damos cuenta que se trata de una sustancia muy dañina.
nos
Otros laboratorios como los del Instituto Peruano de Energía Nuclear, presentan este símbolo.
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En laboratorios donde se trabajan con materiales biológicos como bacterias, hongos o virus ¡Peligro de contaminación!
En general también nos podemos encontrar con otros símbolos que indican prohibición, o que indican las zonas de seguridad:
SALIDA
II.
DE
PROHIBIDO EMERGENCIA FUMAR
OBJETIVOS Asegurar las condiciones de seguridad adoptando medidas preventivas para eliminar y/o disminuir los riesgos asociados a las prácticas de química. Especificar las normas, precauciones, prohibiciones o protecciones, necesarios para eliminar o controlar los riesgos. Informar y formar al alumno sobre los riesgos específicos existentes en cada práctica. Planificar las prácticas con el objeto de facilitar procedimientos seguros para la salud.
III.
INSTRUCCIONES 1.
PARA
EL
TRABAJO
EN
EL
LABORATORIO
HÁBITOS PERSONALES A RESPETAR EN EL LABORATORIO Prohibido comer y beber. Prohibido fumar. Prohibido hablar por teléfono celular. No realizar reuniones o celebraciones. Sólo ingresan al laboratorio con un lapicero, la guía de prácticas y un cuaderno de apuntes. 5
2. IV.
Llevar un atuendo barato, una bata o un mandil de laboratorio que cubra los brazos, el torso y hasta las piernas dado que es posible dañar la piel o estropear el vestido en un accidente de laboratorio. Mantener abrochado el mandil. Se recomienda además no usar sandalias, ya que un eventual derrame de algún reactivo químico podría dañar los pies. También es necesario llevar el cabello recogido ya que muchos accidentes se han iniciado con el cabello suelto y largo. No colocar mochilas, bolsos o maletines encima de la mesa de trabajo. Lavarse las manos antes de dejar el laboratorio. HÁBITOS DE TRABAJO A RESPETAR EN EL LABORATORIO Leer muy cuidadosamente y con anticipación las instrucciones que se dan en cada experimento. Antes de ir al laboratorio, el alumno debe saber bien lo que se va a hacer. Efectuar solamente las experiencias señaladas o aprobadas por el profesor. Las experiencias no autorizadas están prohibidas. Leer las etiquetas antes de utilizar los reactivos químicos. Si se encuentra con frascos sin etiqueta, consultar con el profesor encargado o con el técnico de laboratorio. Obtener las sustancias químicas de los frascos de reactivos, en un vaso de precipitados o en un tubo de ensayos limpio, cuidando de no usar cantidades mayores que las necesarias. Nunca regresar sustancia alguna no utilizada al frasco original ni emplear un reactivo, sin estar seguro que tal, es el requerido. No abandonar aparatos funcionando sin vigilancia. Evitar tocar sin guantes cualquier sustancia química. Inclusive existen sustancias que destrozan los guantes, por tanto lo mejor es utilizar espátulas para manipular sólidos y pipetas con bombilla de succión para líquidos. No llevar a la boca ni pipetear con la boca sustancias químicas, peligro de muerte. Jamás acercar a la nariz ninguna clase de reactivos, ya que esto puede dañar las vías respiratorias. Antes de retirarse del laboratorio, lavar los materiales utilizados en la práctica.
SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
La mayoría de sustancias que se utilizan en las prácticas de química son potencialmente peligrosas. Muchos de los procedimientos que se emplean, tales como calentar tubos directamente al mechero, o beakers en la cocinilla son de alto riesgo. Al calentar o destilar líquidos volátiles o inflamables, como éter etílico, sulfuro de carbono, cloroformo, acetona, etc. se debe hacer siempre en baño de agua, aceite, arena o en parrillas eléctricas con cubierta metálica y preferentemente en la campana de humos. Por ningún motivo se dejarán disolventes volátiles, tales como los mencionados, cerca de flamas. En el caso de inflamarse un líquido, procurar cubrir el recipiente con una luna de reloj, tela de asbesto, vaso de precipitados o con un matraz vació; cerrar las llaves del gas, evitar la propagación del fuego y CONSERVAR LA SERENIDAD. El Ácido Sulfúrico (H2SO4), Ácido Clorhídrico (HCl), Ácido Nítrico (HNO 3), e Hidróxido de Sodio (NaOH) van a ser comunes en las prácticas de laboratorio, por lo cual jamás se deberá tocar, oler o jugar con estas sustancias por ser muy corrosivas. 6
V.
Al usar BENCENO trabajar siempre en una vitrina bien ventilada. No respirar nunca los vapores de benceno y evitar cualquier situación que provoque salpicaduras sobre la piel o los vestidos. Si salpicara benceno sobre el vestido, se lavará la salpicadura, se quitará la ropa y se lavará el cuerpo. Si se vertiera benceno sobre la mesa de laboratorio, se lavará la zona afectada con agua y si fuera posible, se confinará el vestido en la vitrina.
INFORMES DE LABORATORIO En el trabajo de laboratorio, la obtención de datos confiables no sólo es el único fin sino también comunicar los resultados y las ideas en forma tal que sean comprensibles y útiles para otros.
Antes de ir al laboratorio, hacer un esquema mostrando el orden en que se adicionan los reactivos. Por ejemplo: 20 gotas de Clorformo y agitar bien.
Adicionar 10 gotas de agua de bromo y mezclar
Registrar y anotar claramente los datos y observaciones realizados durante el experimento. La recolección de datos es la parte crucial del experimento.
Realizar los cálculos matemáticos necesarios para hallar el porcentaje de rendimiento en el caso de síntesis orgánicas, o para determinar concentraciones, pH, etc.
Indicar las unidades usadas en cada medición, en lo posible expresadas en el Sistema Internacional (SI).
Comparar los resultados obtenidos en el laboratorio con los que se reportan en la bibliografía (libros, journals, trabajos de investigación, etc.), para de esta manera redactar las discusiones que son parte importante de un informe.
Mencionar la bibliografía utilizada para el desarrollo del respectivo informe de laboratorio. Así por ejemplo: Brown T, LeMay H. y Bursten B (1998) QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL, 7a Edición Editorial Prentice Hall, México. Pp 11 – 16. (Autor o autores, año, título, edición, editorial, país y páginas consultadas) En el caso de información hallada en Internet, elegir páginas web confiables como de universidades. Para las referencias bibliográficas colocar la página web completa, así por ejemplo: http://tigger.uic.edu/~magyar/Lab_Help/lghome.html
1. PARTES DEL INFORME DE LABORATORIO Calificación del Informe de Practica: CARÁTULA (Colocando claramente el título del experimento, y el nombre de los integrantes). (1 Punto) 7
VI.
INTRODUCCIÓN OBJETIVOS PARTE EXPERIMENTAL y PROCEDIMIENTOS MATERIALES Y REACTIVOS RESULTADOS (Recolección de datos) CÁLCULOS DISCUSION Y CONCLUSIONES CUESTIONARIO REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
(2 puntos) (2 puntos) (3 puntos) (1 punto) (2 puntos) (2 puntos) (3 puntos) (2 puntos) (2 puntos)
TOTAL
20 puntos
CUESTIONARIO 1. Explique que procedimientos de primeros auxilios se deben tener en cuenta en caso de quemaduras con ácidos, álcalis y otras sustancias corrosivas. 2. Realice un listado de 10 sustancias químicas potencialmente cancerígenas. 3. Dibuje 10 símbolos de bioseguridad y explique brevemente cada uno de ellos. 4. Mencione 5 sustancias químicas inflambles. 5. Defina: Sustancia Inflamable Agente patógeno Sustancia corrosiva Sustancia cancerígena Ácidos Álcalis
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PRÁCTICA I-02 MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO Es de gran importancia reconocer e identificar los diferentes instrumentos o herramientas de laboratorio, ya que de esta manera seremos capaces de utilizarlos adecuadamente y también de llamarlos por su nombre y conocer su utilidad. Objetivos: Conocer y Familiarizarse con los materiales de laboratorio. Objetivos Específicos
Identificar por nombres cada uno de los instrumentos utilizados en el laboratorio para realizar las prácticas.
Comprender e identificar la utilidad de los instrumentos y equipo de laboratorio.
MATERIALES BALON DE FONDO PLANO
Usos: Sirve para preparar soluciones o reacciones químicas.
Características: Son recipientes de vidrio, esféricos, provistos de un cuello.
Observaciones: Algunos tienen marcada una determinada capacidad (aforados).
BURETA
Usos: Se utiliza en volumetría para medir con gran precisión el volumen de líquido vertido.
Características: Es un tubo largo de vidrio, abierto por su extremo superior y cuyo extremo inferior, terminado en punta, está provisto de una llave. Al cerrar o abrir la llave se impide o se permite, incluso gota a gota, el paso del líquido. El tubo está graduado, generalmente, en décimas de centímetro cúbico.
Observaciones: Los dos tipos principales de buretas son las buretas de Geissler y las de Mohr. En estas últimas la llave ha sido sustituida por un tubo de goma con una bola de vidrio en su interior, que actúa como una válvula. En las de Geissler, la llave es de vidrio esmerilado; se debe evitar que el líquido esté mucho tiempo en contacto con la bureta, pues determinados líquidos llegan a obstruir, e incluso inmovilizar, este tipo de llaves.
CÁPSULA DE PORCELANA:
Usos: Se emplea para evaporaciones debido a su poca profundidad en relación con su diámetro.
Características: Recipiente circular de fondo plano.
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Observaciones: También se usa para secar sólidos , y para fundir sustancias de temperatura de fusión no muy elevada.
PLACA PETRI
Usos: Son utilizadas en bioquímica para llevar a cabo cultivos de microorganismos.
EMBUDOS
Usos: Se emplean para filtrar sustancias liquidas o simplemente para trasvasarlas de un recipiente a otro.
Características: Posee forma cónica con cuello convergente abierto.
Observaciones: En el laboratorio se utilizan embudos de diversos materiales : vidrio ordinario , “PIREX” , plástico o porcelana , según el tipo aplicación que se les vaya a dar. Los embudos de plástico presentan la ventaja de ser los más económicos y duraderos , pero no se pueden utilizar siempre porque son muchos los líquidos que atacan al plástico. Hay embudos de cristal graduados ; en este caso tienen una llave en el tubo que, al cerrarla, impide la salida del líquido. Es preferible que el extremo del embudo tenga un corte oblicuo para facilitar la caída del líquido.
EMBUDO BUCHNER
Usos: Se utiliza para filtrar sustancias pastosas.
Características: Es un embudo con la base agujereada.
Observaciones: Se acopla por su extremo inferior mediante un corcho taladrado al matraz kitasato. Encima de los orificios se coloca un papel de filtro.
ESCOBILLA
Usos: Se utiliza para la limpieza del material de laboratorio.
Características: Es un alambre, al cual se le a agregado una esponja o cerdas en la parte media superior.
ESPÁTULA:
Usos: Sirve para sacar las sustancias sólidas de los recipientes que lo contienen.
Características: platina triangular con mango de madera.
Observaciones: Es muy útil para extraer pequeñas cantidades de sustancia de los frascos de reactivo y para desprender los sólidos recogidos en los filtros.
FRASCO LAVADOR O PIZETA:
Usos: Se usa para lavar precipitados.
Características: Son instrumentos de vidrio o de plástico.
Observaciones: Se llenan con agua destilada.
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GRADILLA
Usos: Se utilizan para sostener los tubos de ensayo.
Características: Pueden ser de metal, madera o platico.
MALLA BESTUR
Usos: Se usa para proteger el fuego directo el material de vidrio que va a sufrir calentamiento.
Características: La malla bestur material de laboratorio de metal que puede estar o no, cubierto con un circulo de asbesto.
Observaciones: Se suelen colocar encima del mechero, apoyadas en un aro sujeto al soporte. Sobre ellas se coloca el matraz o recipiente que queremos calentar, evitando así que la llama le de directamente.
MATRAZ ERLENMEYER
Usos: Se emplea en el laboratorio para calentar líquidos cuando hay peligro de pérdida de vaporización ,o para titular en el análisis cuantitativo.
Características: Vasijas o recipientes de vidrio de diversas formas con paredes gruesas que se emplean en el laboratorio.
Observaciones: Se pueden calentar directamente sobre la rejilla.*
MECHERO BUNSEN
Usos: Proporciona una llama caliente, constante y sin humo.
Características: El quemador es un tubo de metal corto y vertical que se conecta a una fuente de gas y se perfora en la parte inferior para que entre aire.
Observaciones: Al encender el mechero conviene abrir la lentamente la llave de entrada de gas, para evitar que salga de golpe y pueda producirse una explosión.
MORTEROS
Usos: Se utilizan para disgregar, moler o reducir el tamaño de las sustancias, mediante la presión ejercida.
Características: suelen ser de porcelana o de vidrio.
Observaciones: La técnica consiste presionar con la mano del mortero sobre una de las paredes del mismo una pequeña cantidad del material a triturar. Frotar fuertemente desplazando el pistilo hacia el fondo del mortero. Reagrupar el material de nuevo sobre la pared y repetir la operación tantas veces como sea necesario hasta obtener el tamaño de partícula deseado.
PINZAS PARA TUBOS DE ENSAYO
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Usos: Se utilizan para sujetar los tubos de ensayo; pueden ser de madera o de metálicas.
Características: Son instrumentos en forma de tenacillas que sirven para sujetar los tubos de ensayo ; pueden ser de madera o metálicas.
PIPETA VOLUMÉTRICA
Usos: Se utiliza para medir o transvasar con exactitud pequeñas cantidades de líquido.
Características: Es un tubo de vidrio abierto por ambos extremos y más ancho en su parte central. Su
extremo inferior, terminado en punta, se introduce en el líquido; al succionar por su extremo superior, el líquido asciende por la pipeta.
Observaciones: Los dos tipos de pipeta que se utilizan en los laboratorios con más frecuencia son la pipeta de Mohr o graduada y la pipeta de vertido.
En la primera se pueden medir distintos volúmenes de líquido, ya que lleva una escala graduada. La pipeta de vertido posee un único enrase circular en su parte superior, por lo que sólo puede medir un volumen. La capacidad de una pipeta oscila entre menos de 1 ml y 100 ml. En ocasiones se utilizan en sustitución de las probetas, cuando se necesita medir volúmenes de líquidos con más precisión. También se denominan “Pipetas aforadas”.Los de uso mas frecuente son las de 10ml, 20ml y 25ml. PROBETA GRADUADA:
Usos: que se utiliza, sobre todo en análisis químico, para contener o medir volúmenes de líquidos de una forma aproximada.
Características: Es un recipiente cilíndrico de vidrio con una base ancha, que generalmente lleva en la parte superior un pico para verter el líquido con mayor facilidad. Las probetas suelen ser graduadas, es decir, llevan grabada una escala (por la parte exterior) que permite medir un determinado volumen, aunque sin mucha exactitud.
Observaciones: Cuando se requiere una mayor precisión se recurre a otros instrumentos, por ejemplo las pipetas.
REFRIGERANTE:
Usos: Se usa para enfriar o condensar vapores calientes que se desprenden del balón de destilación , por medio de un líquido refrigerante que circula por él.
Características: Aparato de laboratorio de vidrio ,compuesto por un tubo circular y, en el interior, de in tubo en forma de espiral.
Observaciones: También es llamado condensador.
SOPORTE UNIVERSAL
Usos: Sirve para sujetar los recipientes que se necesitan para realizar los montajes experimentales.
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Características: Suele ser de metal, constituido por una larga varilla enroscada en una base.
TRÍPODE
Usos: Se utiliza como soporte para calentar distintos recipientes.
Características: Material de laboratorio de metal(alambre, acero);consta de tres patas y una base superior redonda.
Observaciones: Sobre la plataforma del trípode se coloca una malla metálica para que la llama no dè directamente sobre el vidrio y se difunda mejor el
TUBOS DE ENSAYO
Usos: Se emplean para calentar , disolver o hacer reaccionar pequeñas cantidades de sustancias. Se emplea para realizar los ensayos o pruebas de laboratorio.
Características: Son cilindros de vidrio cerrados por uno de sus extremos. Los hay de vidrio ordinario y de “PIREX”.
Observaciones: Estos últimos son los que se deben utilizar cuando se necesita calentar.
observaciones: También los hay de plástico, con un sólo orificio de salida, por el que sale el agua al presionar el frasco.
VASOS DE PRECIPITADO
Usos: Se usan para preparar , disolver o calentar sustancias y obtener precipitados .
Características: Son cilíndricos y en la boca llevan un pequeño apéndice en forma de pico para facilitar el vertido de las sustancias cuando se transvasan. Se fabrican en vidrio ordinario y en “PIREX” , y de distintos tamaños . Puede ir aforados o graduados , si bien su exactitud es menor que la de un matraz aforado o una probeta.
Observaciones: Tienen un campo de aplicación muy extenso. junto con el matraz , la probeta y los tubos de ensayo constituyen lo que se llama en el laboratorio “Material de vidrio de uso general.
VARILLA DE AGITACIÓN
Usos: Se utiliza para agitar las disoluciones con varillas huecas, mediante su calentamiento con el mechero y posterior estiramiento, se consiguen capilares.
Características: La varilla de agitación es de vidrio.
Observaciones: Hay que tener cuidado con el vidrio caliente, ya que por su aspecto no se diferencia del frío y se pueden producir quemaduras.
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APARATOS, EQUIPOS E INSTRUMENTOS DE LABORATORIO APARATO: Es un objeto formado por diferentes piezas (componentes) para efectuar 1 trabajo o función determinada. Las piezas previamente fueron diseñadas para formar parte del aparato y no se pueden reemplazar en el momento de acuerdo a las necesidades. Así tenemos: CENTRÍFUGA. Aparato mecánico que utiliza la fuerza centrípeta para separar sustancias de diferentes densidades. Es un recipiente qu Vao day nghe bai nay di ban e gira a grandes velocidades.
ESTUFA. Aparato eléctrico utilizado para la incubación de muestras microbianas: bacterias, hongos, cultivos celulares, con el fin de dar las condiciones necesarias de temperatura a las cuales crezcan satisfactoriamente.
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MUFLA . Aparato para calcinación a altas temperaturas, con recubrimientos cerámicos y refractarios.
BAÑO MARÍA. es un método empleado en las industria (farmacéutica, cosmética, de alimentos y conservas), en laboratorio de química y en la cocina, para conferir temperatura uniforme a una sustancia líquida o sólida o para calentarla lentamente, sumergiendo el recipiente que la contiene en otro mayor con agua que se lleva a o está en ebullición.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 APARATO DE KIPP. También denominado generador de Kipp, es un instrumento usado para la preparación de pequeños volúmenes de gases. Su nombre viene de su inventor, Petrus Jacobus Kipp. Sus usos más comunes son la preparación de ácido sulfhídrico mediante la reacción de ácido sulfúrico con sulfuro ferroso, preparación de dióxido de carbono mediante la reacción de ácido clorhídrico con carbonato de calcio, y de hidrógeno mediante la reacción de ácido clorhídrico con un metal apropiado. El aparato consiste en tres cilindros apilados. El material sólido (por ejemplo, sulfuro ferroso) se coloca en el cilindro del medio y el ácido en el superior. Un tubo se extiende del cilindro superior al inferior. El cilindro central tiene un tubo con una válvula utilizada para la extracción del gas obtenido. Cuando ésta está cerrada, la presión del gas en el cilindro central aumenta, empujando el ácido de vuelta al cilindro superior hasta que deja de estar en contacto con el material sólido, y la reacción cesa. Los aparatos de Kipp suelen estar hechos de vidrio o polietileno
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EQUIPO: Es un conjunto de materiales que se unen de manera complementaria con la finalidad de realizar una operación común. Un equipo es un montaje que se realiza dentro del laboratorio de acuerdo a las necesidades de t E may, vao day coi co con nho nay ngon lam http://thucaithoi.xlphp.net ipo de experimento. Se eligen los materiales para armar un equipo de acuerdo a las exigencias del experimento y disponibilidad de los mismos. Dentro de un equipo un material puede ser reemplazado por otro similar si las necesidades del experimento lo permiten. Ejemplo para calentar se puede utilizar 1 mechero bunsen, fischer, alcohol. Condiciones: debe realizarse en un lugar seguro, cómodo fresco. Antes de utilizar se debe verificar que funcione correctamente, con conexiones herméticas, tapones seguros. Tenemos algunos equipos de uso frecuente en el laboratorio. 10 11 12 13 14 15
-
Equipo Equipo Equipo Equipo Equipo Equipo
de de de de de de
destilación simple. destilación al vacío. titulación calentamiento. filtración simple filtración al vacío.
2 INSTRUMENTO: Objeto formado por varias piezas combinadas simples o sofisticadas que sirve para realizar un trabajo manual técnico, preciso, delicado frecuentemente con fines de medición, control: 1 - Balanzas 2 - Termómetros 3 - Densímetros 4 - Potenciómetros 5 - Foto colorímetros 6 - Espectrofotómetros 7 - Microscopios
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PRÁCTICA N° I-03 ENLACE QUÍMICO I. INTRODUCCIÓN El enlace químico puede definirse como la fuerza ce adhesión entre los átomos (caso de moléculas) o iónes (caso de los compuestos iónicos) Enlace iónico El enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta. Los iones pueden formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (excluyendo a los gases nobles). Na
+
Cl
NaCl
Enlace covalente El enlace covalente, es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. Los ejemplos mas conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre si. H
+
H
H
H
Electrólitos fuertes y débiles Una sustancia cuyas soluciones acuosas contienen iones y por tanto conducen la electricidad se denomina electrólito. Una sustancia que no forma iones en solución se denomina no electrólito. Hay dos categorías de electrólitos. Prácticamente todos los compuestos iónicos (como NaCl) y unos cuantos compuestos moleculares (como HCl) existen en solución total o casi totalmente como iones. Tales compuestos se denominan electrólitos fuertes. También hay algunos compuestos moleculares que producen una concentración pequeña de iones cuando se disuelven, éstos son electrólitos débiles. Por ejemplo, en una solución de ácido acético 1M, la mayor parte de soluto esta presente como moléculas de CH 3COOH. Solo una pequeña fracción (cerca del 1%) del CH3COOH esta presente como iones H+ y CH3COOCuando un electrolito débil como el ácido acético se ioniza en solución, escribimos la reacción de la manera siguiente: CH3COOH (ac)
+ H (ac) + CH3COO (ac)
Los químicos emplean una flecha doble para representar la ionización de los electrólitos dobles y una flecha sencilla para representar la ionización de los electrólitos fuertes. Por ejemplo, al ser el HCl un electrolito fuerte, escribimos la ecuación para la ionización del HCl como sigue: + H (ac) + Cl (ac) HCl (ac) 17
Fundamento del experimento El que una solución conduzca o no la electricidad puede determinarse empleando un dispositivo como el que se muestra en la figura. Para encender el foco, debe fluir una corriente entre los dos electrodos (ánodo y cátodo) que están sumergidos en la solución. Aunque el agua en si es mal conductor de la electricidad, la presencia de iones hace que las soluciones acuosas se conviertan en buenos conductores. Los iones transportan carga eléctrica de un electrodo a otro, cerrando el circuito eléctrico. Por ejemplo, la conductividad de las soluciones de NaCl se puede atribuir a la presencia de iones en la solución.
Solución de NaCl, conductora de electricidad.
II. OBJETIVOS
Diferenciar compuestos iónicos de compuestos covalentes basándonos en sus diferencias de conductividad de la corriente eléctrica. Diferenciar a los electrolitos fuertes y débiles por su capacidad de conducir la corriente eléctrica.
III. PARTE EXPERIMENTAL 1.
REACTIVOS Etanol Sacarosa Acetona Solución de CaCl2 0,1 M Solución de CuSO4 0,1 M Solución de HCl 0.1M Solución de CH3COOH 0.1M Solución de NaOH 0.1M Solución de NH4OH 0.1M Solución de NaCl 0.1M Solución de CH3COONa 0.1M KClO3
Solución de HCl 6 M
Solución de CH3COOH 6 M CaCO3 Zn granallas
2.
MATERIALES Equipo para medir la conductividad eléctrica Beackers Tubos de ensayo Gradilla Espátula
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3. ELECTROLITOS Y NO ELECTROLITOS En cada una de las siguientes pruebas clasificar cada sustancia como buen conductor, pobre conductor o como no conductor de la electricidad.
Tome un equipo como el que se muestra en la figura anterior. Coloque unos 10 mL de agua destilada en un vaso y pruebe su conductividad. Repita el experimento con agua potable. Ensaye una por una las demás soluciones y líquidos propuestos. 3.1. RESULTADOS: Colocar con un aspa la característica de conductividad que le corresponde a cada sustancia. MUESTRA
BUEN CONDUCTOR
POBRE CONDUCTOR
NO CONDUCTOR
Agua Agua potable Alcohol etílico Sol. Sacarosa Sol. CaCl2 Sol. CuSO4 Acetona 3.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ _________________________ 4. COMPARACION DEL COMPORTAMIENTO DE ACIDOS, BASES Y SALES: Tomar un volumen igual de las soluciones que se muestran en la tabla y probar conductividad. En cada una de las siguientes pruebas clasificar cada sustancia como buen conductor o pobre conductor. 4.1. RESULTADOS: Colocar con un aspa la característica de conductividad que le corresponde a cada sustancia. MUESTRA
BUEN CONDUCTOR
POBRE CONDUCTOR
HCl 0,1 M CH3COOH 0,1 M NaOH 0,1 M NH4OH 0,1 M NaCl 0,1 M CH3COONa 0,1 M
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4.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ _________________________________________
5. EL EFECTO DE LA FUSION DE UNA SAL Colocar una pequeña cantidad de clorato de potasio KClO 3, o de cualquier sustancia con bajo punto de fusión, en una cápsula de porcelana y ensayar su conductividad. Calentar el crisol hasta que la sustancia funda y ensaye nuevamente la conductividad. Después de esto lavar y secar los electrodos cuidadosamente.
otra
5.1 RESULTADOS KClO3
Sin fundir
Fundida
5.2 DISCUSION Y RESULTADOS __________________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________________ _______________________________________________________
6. COMPARACION DE DATOS DE CONDUCTIVIDAD CON EL COMPORTAMIENTO QUIMICO Comparar el comportamiento de HCl 6M y de CH3COOH 6M en los siguientes casos: A. Reacción frente a trozos de mármol (CaCO 3): verificar la velocidad del desprendimiento de gas CO2 B. Reacción frente a granallas de zinc: verificar la velocidad de desprendimiento de gas H2
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HCl
CH3COOH
CaCO3 Zn Ecuación química
6.1 DISCUSION Y CONCLUSIONES _________________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________________ _________________________________________________________
IV. CUESTIONARIO 1. Explicar la conducción de una corriente eléctrica a través de un cable metálico 2. Defina los términos cátodo y ánodo 3. Escriba el nombre y fórmula de cinco ácidos fuertes y cinco ácidos débiles. 4.
Escriba el nombre y fórmula de cinco bases fuertes y cinco bases débiles.
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PRÁCTICA N° I-04 TÉCNICAS DE SEPARACIÓN Se conoce como mezcla a aquella materia compuesta por dos o más sustancias unidas físicamente, es decir que cada componente conserva su identidad y propiedades fundamentales. Para separar o purificar los componentes de la mezcla, se conocen diversas técnicas, cuya elección dependerá de las características de la muestra, disponibilidad de materiales y reactivos, grado de pureza del producto final, factores económicos entre otros. Entre las técnicas más empleadas se tienen: la decantación, filtración, destilación y extracción. Decantación: Se emplea para separar sólidos de líquidos o líquidos inmiscibles que conforman una mezcla. Si la naturaleza de la muestra lo permite, se deja en reposo para que las partículas sólidas sedimenten por la acción de la gravedad. En caso contrario, se procede a decantar, inclinando el recipiente y dejando verter el líquido a otro recipiente (Figura 6).
Filtración: Procedimiento para separar sólidos de líquidos. Se emplea un medio filtrante de superficie porosa, que retiene el precipitado mientras que el líquido pasa a través de él. El líquido que pasa recibe el nombre de filtrado y los sólidos retenidos se conocen como residuo o precipitado. Hay dos formas de filtración: por gravedad y por succión o al vacío (Figura 7). 22
a. Filtración por gravedad: Comúnmente se emplea el embudo de vástago largo y papel de filtro, cuyas dimensiones dependen del volumen del precipitado (tamaño del embudo) y del tamaño de las partículas (porosidad del papel de filtro)
b. Filtración por succión o al vacío: En ella se acelera la separación mediante el uso de un matraz, llamado kitazato, y la aplicación de succión. Como medio filtrante se emplea los crisoles filtrantes de vidrio, de porcelana o de Gooch y los embudos de Buchner y Hirsh (cuando los precipitados son voluminosos y gelatinosos). A excepción del crisol de vidrio, se coloca un disco de papel de filtro o una capa filtrante de lana de vidrio o fibra de asbesto sobre el fondo perforado para poder efectuar la filtración.
Destilación: Método de separación de los componentes de una solución basándose en sus presiones de vapor relativas. 23
Consiste en la conversión de un líquido a vapor mediante la ebullición (vaporización) y el enfriamiento de éste para retornar al estado líquido (condensación). El líquido que posee menor temperatura de ebullición se vapora primero y se separa de la mezcla. Destilación Simple : Para separar un líquido volátil de impurezas no volátiles. Ejemplo: el agua potable que contiene sales disueltas en ella (Figura 8)
Extracción: Es una operación que tiene como objeto separar una sustancia del material sólido o líquido que lo contiene, con el fin de purificarla mediante el uso de un solvente inmiscible con el material en el que se encuentra la sustancia que se quiere aislar. Los solventes más comunes son agua, éter etílico, éter de petróleo, etanol, benceno. Por extracción se aíslan y purifican numerosos productos naturales como: vitaminas, alcaloides, grasas, hormonas, colorantes, etc. Los tipos de extracción pueden ser : a) Extracción líquido . sólido : Cuando la muestra a extraer se encuentra al estado sólido (Figura 9) b) Extracción líquido-líquido.Cuando la muestra a extraer I.
es
una
solución
o
una
suspensión
(Figura
10) OBJ ETI VOS
Aplicar las técnicas fundamentales de separación de mezclas 1. Explicar en qué propiedades se fundamentan cada una de las técnicas de separación observadas. Dar ejemplos de su aplicación.
24
PRÁCTICA Nº I-05 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES NORMALES Y ESTANDARIZACIÓN I. INTRODUCCIÓN Las disoluciones o soluciones: son mezclas de dos o más elementos o compuestos que tienen aspecto homogéneo incluso a la mayor amplificación posible de la luz visible. Las sustancias en disolución usualmente se hallan dispersas como moléculas o iones simples o como agregados de unas pocas moléculas. Solvente (disolvente): Es el medio en el cual se mezclan o disuelven las otras sustancias. Generalmente es un líquido como el agua. Soluto: Es la o las sustancias que se disuelven en el solvente. Puede ser un líquido, un gas, o un sólido. Solubilidad: Es la cantidad máxima de dicha sustancia que puede formar una disolución (que puede ser disuelta) a determinadas presión y temperatura.
1.1 FACTORES PRINCIPALES QUE INFLUYEN EN LA SOLUBILIDAD:
Las sustancias que tienen estructuras y fuerzas intermoleculares similares son, generalmente, más solubles entre sí que aquellas que son diferentes; lo similar disuelve lo similar. Las altas temperaturas producen usualmente solubilidades mayores excepto para los gases en los líquidos. Los cambios de presión afectan principalmente las soluciones gaseosas, cuando se incrementa la presión, se incrementa la solubilidad del gas en la solución. Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez (pulverizando el soluto). Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución
1.2 CLASIFICACIÓN DE SOLUCIONES SEGÚN LA CANTIDAD DEL SOLUTO EN LA SOLUCIÓN:
Soluciones concentradas: Las soluciones que contienen grandes cantidades de soluto disueltas en el solvente. Soluciones diluidas: Las soluciones que contienen pequeñas cantidades de soluto disueltas en un solvente. 25
Solución saturada: Las soluciones que no se puede disolver más soluto en un solvente, sin cambiar las condiciones. Solución insaturada: Las soluciones que en la solución hay una cantidad de soluto menor que la necesaria para saturarla.
1.3 UNIDADES DE CONCENTRACÓN DE LAS SOLUCIONES Porcentualidad 1. Porcentaje % ( Peso en Volumen ) Es la cantidad de gramos de soluto en 100 mililitros de solución.
2.
Porcentaje % ( Volumen en Volumen ) Es la cantidad de volumen de soluto en 100 mililitros de solución.
3.
Porcentaje % ( Peso en Peso ) Es la cantidad de gramos de soluto en 100 gramos de solución.
Molaridad La Molaridad (M) : Es el número de moles de soluto o especie de interés que se encuentra disuelta de manera homogénea en un litro de la solución .
Los moles de una sustancia: Son unidades para cuantificar la cantidad de especie química que participa en una reacción, para facilitar de manera significativa los procedimientos de cálculo necesarios, se usa en lugar de la masa del reactivo participante. G : gramos de soluto PM : Masa molecular Normalidad La Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. 26
El Número de Equivalentes se deduce a partir de los gramos de soluto y su peso equivalente.
X : Número de iones activos y/o electrones participantes en la reacción. 1.4 FUNDAMENTO TEÓRICO DEL EXPERIMENTO El NaOH es soluble en H2O y desaloja sus iones hidroxilo (-OH) que pueden ser cuantificados por una muestra patrón de Biftalato de potasio. De la Normalidad despejamos G G = N x Peq x V G = 0.1Eq/L x 40g/Eq x 0.1L El equivalente (Peso Equivalente) del NaOH será su masa molecular 40 entre 1, puesto que presenta un solo hidroxilo G= 0,4g
Advertencia: Considerar mas de 0,4g (0,45, 0,50g), pues el NaOH tiende a carbonatarse. Estandarización: Se usan patrones primarios: En este caso el Biftalato de Potasio. La reacción es la siguiente: COONa COOH COOK
COOK
+ NaOH
+ H2O
M = 204.23 g/mol M = 40 g/mol En base a esta reaccción se deduce
27
De la cantidad de Biftalato de K+ y del volumen de NaOH se deduce la Normalidad exacta del NaOH.
Cálculos de la Normalidad Exacta Se aplica la siguiente fórmula
Ejemplo:
N
NaOH
= 0.0999 Eq/L
II. OBJETIVOS:
Estandarizar una solución de concentración conocida. III. PARTE EXPERIMENTAL 2. MATERIALES 1. REACTIVOS
Hidróxido de Sodio Lentejas Biftalato de Potasio HCl concentrado Vinagre Blanco Ácido Nitrico Diluido Carbonato de Sodio
Fiola 500 mL Soporte Universal Bagueta Espátula Bombilla de Jebe Pipetas 10mL, 5mL Balanza Analítica Bureta 50mL Matraz y Beacker 100mL
3. ESTANDARIZACIÓN DE NAOH 0,1N a) Colocar el NaOH 0,1 N en una bureta hasta la línea de referencia cero. b) Por otro lado, en un matraz tipo erlenmeyer, colocar 200 mg de biftalato de potasio y disolver con 20 mL de H2O destilada y agitar; añadir luego fenolftaleína al 1% en etanol, III gotas. c) Añadir gota a gota desde la bureta el NaOH 0,1 N sobre la solución del enlenmeyer hasta la aparición de un color ligeramente rosado. Anotar el gasto: G. d) Aplicar la fórmula respectiva y hallar la normalidad exacta.
28
3.1 RESULTADOS Preparación de NaOH 0,1 N y estandarización. Completar la tabla:
3.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES ___________________________________________________________________________ ___________________________________________________________________________ _____________________________________________
4. TITULACIÓN DE ÁCIDOS DE CONCENTRACIÓN DESCONOCIDA En la bureta adicionar más solución de NaOH y proceder a titular los ácidos que se muestran en la tabla.
4.1 DISCUSION Y CONCLUSIONES ________________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________________ ____________________________________________
IV.
CUESTIONARIO
1.
Se prepara NaOH en solución acuosa de la siguiente manera: se ponderarán 2 g de masa de dicho compuesto y se diluyeron con H2O cantidad suficiente para 250 mL; ¿Cuál será su normalidad aproximada?
2.
Del problema anterior, se estandariza usando 200 mg de Biftalato de Potasio (M = 204,23 g/mol) y se deja caer desde una bureta gota a gota el hidróxido de sodio 0,2 N; gastándose 5,1 mL, usando fenolftaleína como indicador. ¿Cuál es la normalidad exacta? 29
3.
Se tiene un ácido acético en solución acuosa; la concentración es desconocida. De dicha muestra se miden 10 mL y se valoran con la solución anterior gastándose 5 mL. ¿Cuál es la reacción que ha ocurrido y la normalidad exacta del ácido acético?.
4.
¿Cómo prepararía HCl 0,2 N a partir de un HCl concentrado 33 °p/°p y = 1,18 g/mL?. Asumir un volumen de preparación igual a 500 mL.
5.
¿Por qué las soluciones usadas en el laboratorio deben ser estandarizadas, cuando se trabaja en valoraciones?
6.
Explicar la conducción de una corriente eléctrica a través de un cable metálico
7.
Defina los términos cátodo y ánodo
8.
Escriba el nombre y fórmula de cinco ácidos fuertes y cinco ácidos débiles.
9.
Escriba el nombre y fórmula de cinco bases fuertes y cinco bases débiles
PRÁCTICA N° I-06
DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL pH Y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS I. INTRODUCCIÓN La escala del pH es utilizada para medir la concentración de iones hidronio y fue desarrollada por Sorensen en 1909. Según su propia definición el pH de una solución es el valor negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno. Potencial de Hidrogenión (pH): el pH se determina con la concentración de H+ en moles / litro y se calcula el pH mediante la siguiente fórmula: 30
Teoría de Bronsted-Lowry de ácidos y bases: ácido: especie con tendencia a ceder o donar iones H+. base: especie con tendencia a aceptar iones H+. Reacción ácido-base: reacción de transferencia de un H+
HCl + Ácido
H2O ↔ H3O+ + Cl-1 base Par ácido- base conjugado
ácido: sustancia de la que puede extraerse un ión H+. base: sustancia que puede extraer un ión H+ de un ácido. Autoionización del agua:
Kw = Constante del producto iónico del agua Indicadores químicos ácido-base: Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma disociada tiene diferente color que la forma sin disociar, se tratan por lo general de sustancias que sufren un cambio perceptible de color dentro de un pequeño intervalo de pH
31
El equilibrio entre las dos formas de color se afecta por la concentración de los iones hidrógeno de la solución. Constante de equilibrio: La constante de equilibrio se aplica a electrolitos débiles por que estas no se ionizan completamente, también se le conoce como constante de disociación Kd o Ka =Kb.
Constante de acidez (Ka): Es aquella que determina cuanto se disocia del acido y la fuerza de este. Ejem. Los ácidos más fuertes como el fosfórico y carbónico poseen constantes de disociación grande Constante de basicidad (Kb): Es aquella que determina cuanto se disocia de la base y la fuerza de este. pKa :Es el valor matemático que se le da cuando se aplica el menos logaritmo de Ka.
32
pKb :Es el valor matemático que se le da cuando se aplica el menos logaritmo de Kb.
33
Solución Amortiguadora: Es aquella que opone una resistencia al cambio en la concentración de iones hidrógenos, o al cambio de pH, aún cuando se agrega un ácido a una base fuerte a la solución. Efecto de ion común: Es un desplazamiento del sistema en equilibrio por la adición de un compuesto que al disociarse produce un ión común con las especies químicas en equilibrio.
Capacidad
Amortiguadora: Es la cantidad de ácido o base que admite un amortiguador sufriendo un cambio de pH en una unidad, es máxima en su pK y es tanto mayor cuanto más concentrado es el sistema. 1. 2. 3.
La solución buffer o solución amortiguadora esta formada por: Sistema ácido - sal : constituido por un ácido débil y su sal conjugada (una sal de ese ácido y una base fuerte) (Ejm. CH3COOH y CH3COONa), Sistema base - sal : constituido por una base débil y su sal conjugada (Ejm. NH4OH y NH4Cl) Sistema salino: constituido por dos sales siendo una monosistituida (NaH2PO4 ) siendo esta más acida que la otra que es disistituida (Na2HPO4 ).
Mecanismo de Acción de las Soluciones Buffer La regulación del pH de una solución se da por una reacción de neutralización. 34
La relación entre pH, pKa y la concentración de un ácido y su base conjugada se pueden expresar mediante la ecuación de Henderson – Hasselbach.
A.
Ecuación de Henderson – Hasselbalch para determinar pH de una solución reguladora de acido débil y una sal de base conjugada.
B. Ecuación de Henderson – Hasselbalch para determinar pH de una base débil y una sal de acido conjugado.
Sistemas Buffer en el organismo humano
Buffer Fosfato el cual esta compuesto por el par sal ácido HPO 4= /H2PO4- el cual esta presente en el citoplasma celular, mantiene un valor de pH cercano a 7,4. Buffer Bicarbonato formado por par sal/ ácido HCO 3-/H2CO3 el cual mantiene un rango de pH 7,2-7,4, traba en el interior del eritrocito y en la célula renal. Buffer de proteínas se comportan como ácidos débiles y confieren la capacidad de actuar como amortiguadores del pH (Ejem. Hemoglobina).
II. OBJETIVOS Determinar experimentalmente el pH de soluciones por el método colorimetrico y potenciometrico: o NaOH 0.01 M o HCl 0.01 M o CH3COOH 0.1 M o NH4OH 0.1 M o NH4Cl 0.1 M o Ovoalbumina Determinar el color al que vira un indicador dado y por tanto determinar si se trata de un pH ácido o básico. Verificar experimentalmente el pH de una solución amortiguadora.
35
III. PARTE EXPERIMENTAL 1. REACTIVOS
Amortiguador fosfato 0.1M pH 7 Fenoftaleina 1% Azul de timol Azul de bromofenol Rojo metilo Azul de bromotimol NaOH 0.01 M 2. MATERIALES
HCl 0.01 M CH3COOH 0.1 M NH4OH 0.1 M NH4Cl 0.1 M NaCl 0.9% Ovoalbumina
Bureta 25 mL Tubos de ensayo Gradillas Fiolas Pipetas 5 – 10 mL Beaker 50 mL Frascos de vidrio Papel indicadores:. Azul, amarillo y rojo. Potenciómetro
3. CÁLCULO TEÓRICO DEL pH DE SOLUCIONES SUST AN CI
HIDRÓLISIS
E
FÓRMULA
A ACID O FU ER
H
pH = - log [H+]
HCl → H+ + Cl-
La hidrólisis de un ácido fuerte es completa
pH = 14 – pOH
N
pOH = - log [OH-]
NaOH → Na+ + OH-
FU
pH = - log [0.01] pH = 2
TE
BASE
Para HCl 0.01M
ER
TE
0
La hidrólisis de una base fuerte es completa
ÁCID
CH3COOH ↔
O
C
CH3COO- +
Para NaOH 0.01M pOH = - log [0.01] pOH = 2
pH = 14 – 2 = 12 pH = ½pKa - ½log [CH3COOH]
36
H+ La hidrólisis de un ácido débil es parcial. Ka = [CH3COO-] [H+] [CH 3COO H] NH3 + H2O ↔
DÉ BIL
N
BASE DÉ BIL
0
S
N
S
SALES
Para CH3COOH 0.1 M pH
pH = pKw - ½pKb + ½log [NH4OH]
C
Para NH4OH 0.1 M pH = 14 - ½ (4.76) + ½log[0.1] pH = 11.12
Cl Ninguno de los cationes o aniones se hidroliza, por tanto la solución permanece neutra
NH4+ + Cl- ↔ + N NH3 + Cl + H En este caso el catión se hidroliza para producir iones H+. El anión no se 0 hidroliza. La solución tiene pH ácido.
-
pH = 2.88
El
------------------------------------
pH = ½ pKw - ½ pKb - ½ Log [sal]
Para NH4Cl 0.1 M pH = ½ (14) - ½ (4.76) - ½ log [0.1] pH = 5.62
CH3COO- + Na+ + H2O ↔ CH3COOH + OH- + Na+ S
½(4.76)
½log[0.1]
NH4 + OH La hidrólisis de un ácido débil es parcial. Ka = [NH4] [OH-] [NH3] NaCl → Na+ +
=
pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log [sal]
anión se hidroliza para producir iones OH-. El catión no se hidroliza. La solución tiene pH básico.
Para CH3COONa 0.1 M pH = ½ (14) + ½ (4.75) + ½ log[0.1] pH = 8.38
37
4. DETERMINACIÓN DEL pH DE SOLUCIONES MEDIANTE EL MÉTODO COLORIMETRICO: 4.1 UTILIZANDO PAPEL INDICADOR Preparar una batería de 6 tubos con 10mL de cada solución, usar el papel indicador, compare con su tabla de referencia (del papel indicador) y anotar los resultados
RESULTADOS
38
DISCUSION Y CONCLUSIONES ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ _______________________________________________
4.2 UTILIZANDO SOLUCIONES INDICADORAS Preparar la siguiente batería de tubos con 10mL de cada solución. Usar la solución indicadora adecuada de acuerdo al pH teórico. Añadir de I a II gotas del indicador, anotar
39
RESULTADOS
DISCUSION Y CONCLUSIONES
_____________________________________________________________ _____________________________________________________________ ________________________________________
4.3 METODO POTENCIOMETRICO Tomar 10 ml de cada solución y medir el pH sumergiendo el electrodo del potenciómetro en la solución. Antes se siguen los pasos previos: 1. Lavar electrodo con agua destilada. 2. Calibrar el potenciómetro con una solución buffer (pH= 4) RESULTADOS: DISCUSION Y CONCLUSIONES ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ _________________________________________ 5.
DETERMINACION
DE
LA
CAPACIDAD
AMORTIGUADORA 40
Prepara una bureta con HCl 0.01M Preparar una batería de 4 erlemeyer con 10 mL de las siguientes soluciones: Agua destilada, NaCl 0.9%, Albumina 50%, Amortiguador fosfato pH 7 . Proceda agregar II gotas del indicador rojo de metilo y titular uno por uno con HCl 0,01M. Anotar el gasto correspondiente.
IV.
2. 3. 4. 5. 6. 8.
RESULTADOS
DISCUSION Y CONCLUSIONES ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ___________________________
CUESTIONARIO 1. ¿Cuál es el sistema amortiguador que usa la sangre para mantener el pH en 7,35 aproximadamente? ¿Cuál es el pH de un ácido débil (ácido acético KA=1,8 X 10-5) 0,01M? ¿Cuál será el pH de una base débil 0,01 M de KB= 2,3 X 10-5? ¿Cuál será el pH de un HCl 0,001 M? ¿Cuál será el pH de una base fuerte 0,01M? ¿Qué tipo de amortiguador usa el sistema intracelular? 7. ¿Que volúmenes necesitaría de NaH2PO4 0.2M y Na2HPO4 0.2M para preparar 10 mL de un Amortiguador fosfato pH =7 sabiendo que su pK=7.2? Complete el siguiente cuadro
41
TEO RÍA
ácido base Neut
H OH
H 2O Limit ación
HA B
LEWIS
Ecua ción
BRÖN STED
raliz ación
ARR HEN IUS
A
Forma enlace covalente dativo. A B AB
BH
PRÁCTICA Nº II-01 ESTEREOQUÍMICA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS
I. INTRODUCCIÓN La estereoquímica es el estudio de la estructura tridimensional de las moléculas. Definición de isómero Se llaman isómeros a aquellas moléculas que poseen la misma fórmula molecular pero diferente estructura. Se clasifican en isómeros estructurales y estereoisómeros. Isómeros estructurales Los isómeros estructurales difieren en la forma de unir los átomos y a su vez se clasifican en isómeros de cadena de posición y de función 42
Estereoisómeros
Los estéreoisómeros tienen todos los sustituyentes idénticos y se diferencian por la disposición espacial de los grupos. Se clasifican en isómeros geométricos, enantiómeros y diastereómeros
Isomería Geométrica
La rigidez y la falta de rotación en los dobles enlace C-C dan lugar a las isomería cis-trans, en ocasiones se usará la isomería geométrica E-Z.
H3C
CH2CH3
H
H
cis-2-penteno Br
CH3
Cl
H
(Z) -1-bromo-1-cloropropeno
H3C
H
H
CH2CH3
trans-2-penteno Cl
CH3
Br
H
(E) -1-bromo-1-cloropropeno
Centro quiral o asimétrico Se llama centro quiral o asimétrico a un átomo unido a cuatro sustituyentes diferentes. Una molécula que posee un centro quiral tiene una imagen especular no superponible con ella, denominada enantiómero.
H
H H3C C Br Aquiral
CH3
H3C C *CH2 CH3 Br Quiral
Nomenclatura R y S de átomos de carbonos quirales Es el sistema mas aceptado para nombrar la configuración de un carbono quiral, se sigue este procedimiento en dos pasos:
43
1. Asignar una prioridad a cada grupo enlazado al carbono quiral,. Los átomos con números atómicos mayores reciben prioridades mayores. 2. Colocando al grupo de menor prioridad atrás; dibuje una flecha desde el grupo de menor prioridad hasta el de mayor prioridad. Si el sentido es horario, la configuración es R; si el sentido es antihorario, la configuración es S.
COOH C H2N
COOH C
CH3
H3C
H
configuracion R
NH2
H
configuracion S
II. OBJETIVOS Reconocer la importancia de la estereoquímica para el aprendizaje de la química orgánica. Reconocer la importancia de la estereoquímica en la medicina
III. PARTE EXPERIMENTAL
Con la ayuda de modelos moleculares, identificar los carbonos quirales, y desarrollar los siguientes ejercicios: 1. Determinar el tipo de isomería geométrica en cada uno de los siguientes casos.
H3C
H
COOH
H
H3C
CHO
H2N
COOH
H3C H
ClCH2 H3C
CHO
Br
CH3
CH2CH3
F
CH2CH3
C6H5
H2N
I
CH2CH3
H2N
Cl
2. Determinar el tipo de configuración R y S en cada una de las estructuras siguientes. 44
CH3
CH2CH3
H
C
C
CH3
HO H
H
NH2 CHO Br
C H3C
OH
H CH3 H3C CH3
Cl
COOH
COOH HO
CH2Cl
HO
CH3
H3C
NO2 CHO
3. Trazar una representación tridimensional correspondiente a cada una de las moléculas siguientes. a) (S)-2-clorobutano b) (R)-1,3-dibromobutano c) (S)-1,3-dibromobutano d) (R)-3-cloro-3-yodoheptano e) (S)-2-butanol 4. Dar las relaciones estereoquímicas entre los pares de isómeros siguientes. Ejemplos de ellas son: mismo compuesto, isómeros estructurales, enantiómeros, diastrereómeros.
45
(a)
CH3
Br
C
C
H
Br Cl
(d)
H CH3
Cl
H CH3
H3C H CH3 (b)
(c)
OH
H
H
OH
HO
Br
OH H
CH3
CH3
CH3
CH3
OH
H CH3
CH3
H
H
H CH3
Br
H CH3
H
(e)
H CH3
H3C H
H CH3
H3C H
H OH CH3
IV. CUESTIONARIO
1. 2.
Indique, mediante ejemplos, la importancia de la estereoquímica en la síntesis de fármacos. Describa brevemente la polarimetría.
46
PRÁCTICA N° II-02 COMPUESTOS HIDROXILICOS
I. INTRODUCCION 1.1 ALCOHOLES Y FENOLES Los alcoholes son compuestos de formula general R - OH , donde R es cualquier grupo alquilo y OH es el grupo hidroxilo . Los fenoles también son compuestos que poseen el grupo - OH, pero éste esta unido a un radical aromático (arilo). Con frecuencia se estudian separadamente los alcoholes y los fenoles, pues las propiedades químicas de estos últimos son muy diferentes. Entre las propiedades de los alcoholes destacan su acidez y su basicidad, estas propiedades se le atribuyen al grupo hidroxilo que es similar al del agua ( H - OH ) . Los alcoholes al igual que el agua, son ácidos y bases débiles, casi tan ácidas y básicas como el agua. Al igual que el agua los alcoholes son lo suficientemente activos como para reaccionar con metales como el sodio, liberando hidrógeno gaseoso. Los productos formados se llaman alcóxidos , que son bases fuertes al igual que el NaOH. Los grupos OH en los fenoles son mucho más ácidos que en los alcoholes, debido a que el grupo fenilo atrae electrones con más fuerza que los grupos alquilo de los alcoholes. Los primeros términos de la serie homólogo son líquidos y los alcoholes superiores son sólidos. Son menos densos que el agua yla densidad aumenta con el número de átomos de carbono. Tienen elevados puntos de ebullición debido a que forman puentes de hidrógenos entre sus mismas moléculas, lo que hace difícil que se separen y pasen a la fase gaseosa. 1.1.1 CLASIFICACIÓN DE LOS ALCOHOLES: Según el número de átomos de hidrógeno unidos al carbono que contiene al –OH existen tres tipos de alcoholes :
47
Alcohole s aromátic
Aquí algunos ejemplos de alcoholes:
1.1.2 REACCIONES DE LOS ALCOHOLES
A. REACCION CON EL SODIO METALICO: Cuando se agrega sodio o potasio metálico, el alcohol reacciona desprendiendo gran energía y liberando hidrógeno. La solución resultante contiene alcóxido de sodio o potasio: CH3OH + Naº → CH3ONa + ½ H2 Metanol Metóxido de sodio 48
La facilidad con que se forman estos alcóxidos va de acuerdo a la acidez. Un alcohol primario libera más rápidamente el hidrógeno que uno secundario y que uno terciario: Reactividad frente al sodio metálico : alc. 1° > alc. 2° > alc. 3°
B. SUSTITUCION POR HALOGENO : El grupo OH de los alcoholes puede ser sustituido por halógenos. Esta reacción ocurre más rápido con los alcoholes terciarios, mientras que con los alcoholes secundarios es lenta y con los alcoholes primarios es más lenta: R3C-OH + HCl /ZnCl2 R3 C - Cl + H2O Rápido Cloruro de alquilo R2CHOH + HCl /ZnCl2 R2CH - Cl + H2O Lento RCH2OH + HCl /ZnCl2 RCH2 - Cl + H2O Muy lento C. OXIDACION DE ALCOHOLES: Los alcoholes primarios y secundarios son fácilmente oxidables, mientras que los terciarios difícilmente se oxidan: 49
Los alcoholes primarios se oxidan y pasan a aldehídos, y a menos que se retire el aldehído formado del sistema, se oxidará hasta ácido carboxílico. Los alcoholes secundarios se oxidan hasta cetonas, las cuales son difíciles de oxidar, por ello la oxidación se detiene en esta etapa. 1.1.3
FENOLES. Son compuestos hidroxílicos donde le grupo -OH se une directamente a un anillo aromático. Se caracterizan por ser más ácidos que los alcoholes y por formar complejos coloreados con iones metálicos como el Fe3+
II. OBJETIVOS Verificar las principales propiedades de los compuestos hidroxilicos como alcoholes y fenoles. III. PARTE EXPERIMENTAL 1. REACTIVOS Reactivo ácido crómico Reactivo de Lucas Solución de borax al 1% Solución indicador fenolftaleina Ácido sulfúrico concentrado Metanol Ácido salicílico Fenol al 1% Reactivo de Fehling (A y B) n-butanol 2-butanol Ter-butanol Acetona Sodio metálico 3. MATERIALES Gradilla 50
Tubos de prueba Cocinilla Baño maría Pipetas de 5mL y 10mL 3. REACCIÓN CON SODIO METÁLICO: Objetivo: Verificar la presencia del grupo OH en alcoholes, además utilizar la reacción para diferenciar alcoholes 1° , 2° y 3° . En tubos de prueba limpios y secos colocar aproximadamente 1ml de de los alcoholes a ensayar, luego adicionar a cada tubo un pequeño trozo de sodio metálico (¡CUIDADO! es muy cáustico, manipule con pinzas). Observar si se desprende hidrógeno gaseoso y si hay reacción con el sodio. Si se sospecha que el alcohol contiene agua, secarlo primero con cloruro de calcio anhidro o sulfato de magnesio anhidro. Ver el orden de reactividad de los diferentes tipos de alcoholes. Al terminar la prueba se puede comprobar la presencia del alcóxido, adicionando gotas de fenolftaleína al tubo de prueba por aparición de una coloración rojo grosella. Naº F Ecuación e química n o l f t a l e í n a n
2
T
“Si quedase un remanente de sodio metálico sin reaccionar, no se debe desechar arrojándolo al lavadero ( peligro de explosión ) consultar con el profesor”.
3.1 RESULTADOS: Anotar lo observado
51
3.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ______
4. PRUEBA CON EL REACTIVO DE LUCAS (ZnCl2 / HCl ) Objetivo: Diferenciar los 3 tipos de alcohol por la velocidad de formación del haluro de alquilo insoluble en el reactivo. Colocar en tubos de prueba aproximadamente 0,5 ml de los alcoholes a ensayar, luego adicionar 2ml del reactivo de Lucas agitar y observar. La prueba será positiva si hay formación de turbidez o formación de dos fases inmiscibles (El producto, cloruro de alquilo, es insoluble en el reactivo de Lucas). 4.1 RESULTADOS: Anotar lo observado Reactivo de Ecuación Lucas química
n – butanol
2 – butanol
ter - butanol
4.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 5. PRUEBA DE OXIDACION Objetivo: Diferenciar los tipos de alcohol por su comportamiento frente al ácido crómico.
52
En tubos de prueba colocar 1ml de acetona luego, adicionar una gota del alcohol problema y luego una gota del reactivo ácido crómico, agitar y observar si hay viraje del color del reactivo a un color verde azulado y/o formación de precipitado. a. RESULTADOS: Anotar lo observado 6. REACCIÓN CON EL TRICLORURO FÉRRICO Objetivo: Diferenciar fenoles de alcoholes. En tubos de prueba colocar 1ml de solución problema, en otro tubo colocar 1ml de etanol, finalmente a cada tubo adicionar dos gotas del reactivo tricloruro férrico.
n b u t a n o l 2 b u t a n o l T e r b u t a n o l
Ácido crómico
Ecuación química
53
6.1 RESULTADOS:
enol
F
Tricl orur o Férr ico (obs erva cioa nes)
Ecuación química
6.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 7. PRUEBA DEL ACIDO BORICO
Objetivo: Diferenciar alcoholes polihidroxilados de monohidroxilados. En 2 tubos de prueba colocar 2ml de solución de borax al 1%, luego agregar 2 gotas de solución indicadora de fenolftaleina, finalmente al primer tubo adicionar 5 gotas de etanol y al segundo tubo 5 gotas de glicerina, agitar y observar. 7.1 RESULTADOS: 54
Gli cer ina Et an ol
Bórax (observaciones)
7.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES: ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________ IV. CUESTIONARIO 1. Escriba la ecuación química de las reacciones llevadas a cabo durante la práctica. 2. Una sustancia reacciona lentamente con el sodio metálico, y se oxida con el ácido crómico. ¿Que tipo de sustancia será? Explique
PRÁCTICA N° II-03
COMPUESTOS CARBONÍLICOS: ALDEHIDOS Y CETONAS. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Y ÉSTERES. SINTESIS DE ASPIRINA Y SALICILATO DE METILO
1. INTRODUCCIÓN Los aldehídos y cetonas son compuestos orgánicos que se caracterizan por la presencia del grupo CARBONILO: C=O Ejemplos: 55
Con excepción del metanal, que es gaseoso a temperatura ambiente, la mayor parte de los aldehídos y cetonas son líquidos, y los términos superiores son sólidos. Presentan puntos de ebullición más bajos que los de los alcoholes correpondientes. El metanal, el etanal y la propanona son solubles en agua, y la solubilidad decrece rápidamente al aumentar el número de átomos de carbono. Los primeros términos de la serie de los aldehídos alifáticos tienen olor fuerte e irritante, pero los demás aldehídos y casi todas las cetonas presentan olor agradable, por lo que se utilizan en perfumería y como agentes aromatizantes. ACIDOS CARBOXÍLICOS Y ÉSTERES
Los ésteres derivan de los ácidos carboxílicos por sustitución del oxidrilo del carboxilo por un grupo alcoxi (R . O). La fórmula general de los ésteres saturados es igual a la de los ácidos saturados del mismo peso molecular, de los que son isómeros funcionales. Los ésteres son muy abundantes en la naturaleza, particularmente son componentes principales de numerosos aromas florales y frutas, lo mismo que de sabores (acetato de etilo, aroma de manzana, butirato de etilo, aroma de piña:; acetato de isoamilo, aroma de plátano). Los ésteres se preparan usualmente en el laboratorio por la interacción entre un alcohol y un ácido carboxílico (o su derivado, ejemplo Haluro de ácido o anhídrido 56
de
ácido)
en
presencia
de
un
catalizador
ácido
(H2SO4
o
HCl).
Esterificación de Fischer
El ácido acetil salicílico (aspirina) es un antipirético y analgésico muy usado en la medicina, por calentamiento en presencia de agua se descompone (hidrolisa) para dar ácido salicílico y ácido acético. El ácido acetil salicílico, conocido comúnmente como aspirina, se prepara con un buen rendimiento por acetilación del ácido salicílico con anhídrido acético en presencia de ácido sulfúrico.
Reacción química de la síntesis de la aspirina:
1.
RECONOCIMIENTO DEL GRUPO CARBONILO
A. REACCIÓN CON LA 2,4 - DINITROFENILHIDRAZINA La presencia del grupo carbonilo puede ser detectado por reacción con la 2,4dinitrofenilhidrazina (2,4-DNFH), y con la subsiguiente formación de precipitados de color amarillo o naranja de 2,4-dinitrofenilhidrazonas del aldehído o cetona: 57
2,4-dinitrofenilhidrazina
2,4-dinitrofenilhidrazona
B. REACCIÓN CON EL REACTIVO DE SCHIFF Los aldehídos pueden ser detectados por el reactivo de Schiff (conocida también como Fucsina decolorada) con el cual dan una coloración violeta o rosa azulado. Esta prueba es específica para aldehídos, aunque es ligeramente positiva para la acetona y es negativa para las otras cetonas. La reacción general es la siguiente: 2 H2SO4 Reactivo de Schiff (incoloro) Complejo coloreado (violeta)
C. REACCIÓN CON EL REACTIVO DE FEHLING Sirve para identificar aldehídos. Las cetonas dan negativo. Los aldehídos se diferencian de las cetonas porque los primeros son compuestos reductores debido a la presencia del grupo - CHO , que puede ser oxidado a - COOH por acción de oxidantes suaves como el cobre Cu 2+ , en medio alcalino. Las cetonas se portan como sustancias no reductoras. 58
El reactivo de Fehling está formado por dos soluciones A y B. La primera es una solución de sulfato cúprico; la segunda de hidróxido de sodio y una sal orgánica llamada tartrato de sodio y potasio. Cuando se mezclan cantidades iguales de ambas soluciones se forma un color azul intenso por la formación de un ión complejo entre el ión cúprico y el tartrato. Agregando un aldehído y calentando suavemente el color azul desaparece y se forma un precipitado rojo de óxido cuproso (Cu2O). La reacción de forma simplificada es la siguiente: D. REACCIÓN CON EL REACTIVO DE TOLLENS El reactivo se prepara por adición de hidróxido de amonio a una solución de nitrato de plata, hasta que el precipitado formado se redisuelva. La plata y el hidróxido de amonio forman un complejo Ag(NH3)2OH, plata diamino, que reacciona con el aldehído, dando como resultyado positivo un espejo de plata. La reacción esquematizada puede representarse:
II. OBJETIVOS .
59
Verificar las principales propiedades químicas de los compuestos carbonilicos como aldehidos y cetonas. Sintetizar el ácido acetil salicílico (aspirina) mediante la reacción de esterificación. III. PARTE EXPERIMENTAL 1. REACTIVOS Reactivo de Tollens Reactivo de Schiff Reactivo 2,4-dinitrofenilhidrazina Ácido sulfúrico concentrado Reactivo de Fehling (A y B) Acetaldehido al 10% Benzaldehido Acetona Acido salicílico Acido acético Eter etílico Acido sulfúrico Cloruro férrico 2. MATERIALES Gradilla Tubos de prueba Cocinilla Baño maria Pipetas de 5ml y 10ml Matraz erlenmeyer 100 mL Bagueta Matraz kitazato Embudo buchner Tubos de ensayo (4) Probeta 50 mL Pipeta 10 mL Trampa de vacío
60
3. REACCION CON LA 2,4-DINITROFENILHIDRAZINA (2,4 – DNFH)
Objetivo: Comprobar la presencia de grupo carbonilo en aldehídos y cetonas En un tubo de prueba colocar gotas de aldehído ó cetona luego adicionar 10 gotas de Rvo. 2,4-dinitrofenilhidrazina agitar y observar si se forma algún precipitado. Si no hay formación de precipitado inmediatamente, esperar 5 minutos, si no hay precipitado , llevar a baño maría por 3 minutos enfriar y observar si hay formación de precipitado .
2,4DNFH (observ aciones )
3.1
Ecuación química
Cetona
Aldehí do
RESULTADO:
3.2
DISCUSIONES Y CONCLUSIONES:
____________________________________________________________________ ___________________________________________________________________________ ___________________________________________________________________
4. PRUEBA CON EL REACTIVO DE SCHIFF
Objetivo: Detectar presencia de aldehído Colocar en tubos de prueba aproximadamente 1ml de reactivo de Schiff, luego a cada tubo adicionar gotas de la muestra analizar. Agitar por un minuto como máximo. Observar si hay la aparición de una coloración rojo azulado.
61
4.1 RESULTADOS:
Reactivo de Schiff
Aldehí do
Cetona
4.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________
5. PUEBA CON EL REACTIVO DE TOLLENS Objetivo: Diferenciar aldehídos de cetonas. En tubos de prueba colocar a cada uno 0,5ml de reactivo de Tollens, luego a cada tubo adicionar 0,5ml de muestra mezclar bien y dejar en reposo unos minutos. Observar si hay formación del espejo de plata. Si no se observase la aparición del espejo, llevar los tubos al baño maría por 30 a 60 segundos y observar. Precaución: No calentar los tubos por mas de un minuto, peligro de explosión! 5.1 RESULTADOS:
62
5.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES Reactivo de Fehling (observaciones) A
Ecuaciones químicas
C
Reactivo de Tollens (0bservac iones)
Ecuaciones químicas
___ ______ A ______ ______ ______ ______ ______ ______ C ______ ______ ______ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________
6.
REACCION
CON
EL
REACTIVO
DE
FEHLING
Objetivo: Diferenciar aldehídos de cetonas
El reactivo de Fehling se prepara instantes antes de su empleo mezclando 1ml de la solución Fehling .A. + 1ml de la solución Fehling .B. Se agita hasta la formación de un complejo azul intenso. La prueba consiste en colocar 1ml del reactivo de Fehling y adicionar 0,5ml de la muestra, mezclar bien y llevar al baño maría por 3 minutos retirar y observar si hay formación de un precipitado color rojo ladrillo.
63
6.1 RESULTADOS:
6.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________ 7. PRUEBA PARA ÁCIDOS CARBOXÍLICOS En un tubo de ensayo colocar 2ml de NaHCO3 al 5% y añadir I a II gotas de ácido carboxílico en solución o unos miligramos del mismo si se encuentra al estado sólido. 7.1.RESULTADOS ____________________________________________________________________ ___________________________________________________________________________ ___________________________________________ 7.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ____________________________________________________________________ ___________________________________________________________________________ ___________________________________________
8. SÍNTESIS DE LA ASPIRINA
Pesar 1 g de ácido salicílico en un erlenmeyer de 100 mL, agregar 3 mL de anhídrido acético y 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado. Agitar la mezcla suavemente por unos 5 minutos. La reacción es exotérmica, por lo que al elevarse la temperatura todo el ácido salicílico se disolverá. Dejar enfriar la mezcla, agregar lentamente y gota a gota aproximadamente 1 mL de agua destilada para decomponer el exceso de anhídrido acético. Agregar 50 mL de agua destilada a la solución, calentar hasta que se aclare y luego dejar enfriar. Cuando la mezcla se haya enfriado a temperatura ambiente, poner un paño de hielo para ayudar la cristalización. Filtrar los cristales obtenidos por succión al vacío. Lavar los cristales con pequeñas porciones de agua destilada fría. Secar los cristales al aire.
TEST DEL Fe3Cl Disolver en un tubo de ensayo unos cuantos cristales de aspirina obtenida (cruda). Agregar 3 . 5 gotas de Fe2Cl al 1%. Hacer el mismo test con la aspirina comercial y el ácido salicílico 64
8.1 RESULTADOS Anotar todo lo observado durante la experiencia. Pesar la muestra y anotar. 8.2 CÁLCULOS
Determinar el porcentaje de rendimiento (%R) del ácido acetil salicílico obtenido. Fórmula:
%R = Peso teórico Peso práctico
x
100
9. SÍNTESIS DEL SALICILATO DE METILO
Pesar 0.5g de ácido salicílico y colocar en un tubo limpio y seco. Adicionar 3 ml de metanol. Adicionar unas gotas de H2SO4 concentrado, el cual sirve como catalizador. Colocar tres trocitos de porcelana, mezclar bien. Colocar en la boca del tubo un refrigerante de aire (como se muestra en la figura). Calentar a reflujo por 10 minutos. Luego de los 10 minutos de calentamiento, vierta el contenido del tubo en un vaso de beaker de 250 ml que contiene agua helada. Perciba el olor característico 9.1 RESULTADOS
9.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES
IV. CUESTIONARIO 1. Escriba la ecuación química de las reacciones llevadas a cabo durante la práctica. 65
2. Escriba las principales propiedades físicas y químicas y toxicidad del formaldehído. 3. Se tiene una muestra .M. a la cual se le ha practicado las siguientes pruebas (ver cuadro) :
Señalar a que familia de compuestos orgánicos pertenece la muestra M. y Por qué . 4. Efectúe la reacción química entre el ácido acetil salicílico y el anhídrido acético. 5. Describa alguna técnica de cristalización. 6. ¿Qué otros compuestos químicos se podrían utilizar para la síntesis de aspirina en lugar de anhídrido acético?. 7. ¿Qué otras técnicas de purificación en síntesis orgánica existen? 8. Si se partió de 5g de ácido salicílico puro y experimentalmente se obtuvo (por reacción con anhídrido acético en medio ácido) 4,7g de ácido acetil salicílico, el rendimiento práctico fue de. .........% 9. Escriba la ecuación química de la formación de éster por reacción entre el alcohol amílico y el ácido butírico.
66
PRÁCTICA N° II-04 CARBOHIDRATOS
a. b. c.
I. INTRODUCCIÓN Los carbohidratos son compuestos terciarios en los cuales el hidrógeno y el oxígeno están en igual proporción que el agua. Los carbohidratos más comunes son los sacáridos, los que pueden presentarse como azúcares simples o monosacáridos, disacáridos o polisacáridos. También reciben el nombre de glúcidos (sabor dulce) o hidratos de carbono. Los carbohidratos tienen algunas características de las funciones carbonilo y oxidrilo y todos son ópticamente activos, cuando se les adiciona calor o ácidos fuertes se deshidratan. Están ampliamente distribuidos en la naturaleza y constituyen los alimentos para el hombre. Algunos ejemplos:
Clasificación: Monosacáridos: no se hidrolizan. Comprenden desde triosos hasta octosas. Oligosacáridos: se hidrolizan, produciendo un bajo número de monosas. Comprenden desde disacáridos hasta hexasacáridos. Polisacáridos: Se hidrolizan produciendo muchas moléculas de monosas. MONOSACÁRIDOS: ejemplos: Glucosa, Fructosa , Ribosa 67
Mutarrotación: OLIG OS A C RID
A
OS (DISACÁRIDOS): Ejemplos: Maltosa Lactosa, Sacarosa, etc
POLISACARIDOS
68
Cualquier molécula que por hidrólisis de un gran número de moléculas de monosacárido, es un polisacárido. Si todas las moléculas de monosacárido que se obtienen son hexosas, el polímero se denomina hexosana. En l naturaleza existen dos hexosanas importantes: los almidones, cuya función es la de almacenar energía en los seres vivos; y la celulosa, que es el material de sostén básico de muchas plantas. Los polisacáridos naturales que contiene unidades de pentosa (C 5H8O4)n , se llaman pentosanas, y se encuentran en grandes cantidades en el salvado de avena y en las mazorcas de maíz. Almidón: Los almidones son polímeros compuestos de muchas unidades de glucosa repetidas. Las plantas utilizan los almidones como principal reserva alimenticia, almacenando los glúcidos en forma de gránulos en las semillas, frutos, tubérculos o raíces, según la planta. Los almidones de diferentes plantas difieren en su composición química, e incluso, a veces, los de una misma planta, no son idénticos. La Amilosa, una forma de almidón, está compuesta de unas 250-300 unidades de glucosa, enlazadas por puentes glicosídicos 1,4 en .
Amilosa
Amilosa
69
Almidones ramificados (Amilopectina)
Celulosa: Polisacárido de glucosa, con uniones β-1,4. No digerible por las enzimas humanas.
Isomería óptica:
a.
Aldotriosas: un carbono isómeros
asimétrico, dos (enantiomeros). b. Aldotreosas: dos carbonos asimétricos distintos, ocho isómeros (cuatro pares). c. Aldohexosas: cuatro carbonos asimétricos distintos, dieciséis isómeros (cuatro pares).
Configuración: La estructura patrón s el aldehído glicérico. El glúcido que tiene el último oxidrilo del carbono asimétrico hacia la derecha pertenece a la serie D. En caso contrario, es de la serie L. D y L son imágenes especulares (en el mismo glúcido) y también antípodas ópticos, pero las letras D yL no se refieren al sentido del poder rotatorio. 1.1 REACCIÓNES DE LOS CARBOHIDRATOS
1.1.1. REACCIÓN GENERAL DE ALMIDÓN: 70
Reacción del Lugol La coloración producida por el Lugol se debe a que el yodo se introduce entre las espiras de la molécula de almidón. No es por tanto, una verdadera reacción química, sino que se forma un compuesto de inclusión que modifica las propiedades físicas de esta molécula, apareciendo la coloración azul violeta.
1.1.2. REACCIONES POR DESHIDRATACIÓN DE CARBOHIDRATOS:
FUNDAMENTO.
Los monosacáridos, en caliente y medio sulfúrico concentrado, sufren una deshidratación que conduce a un anillo pentagonal de furfural o hidroximetilfurfural, según se parta de pentosas o hexosa.
En el caso de oligo- y polisacáridos, estas reacciones son también válidas porque el medio ácido produce una hidrólisis previa del enlace glicosídico.
Los furfurales formados se conjugan fácilmente con diversos fenoles y aminas, dando reacciones coloreadas como las descritas a continuación. A. Reacción de Molish Se basa en la deshidratación de los carbohidratos por accíon de ácido fuerte, que rinde furfural o derivados del furfural, el cual a su vez reacciona con el -naftol dando un compuesto coloreado B. Reacción de Bial Por acción deshidratante de los ácidos 8HCl) las pentosas dan furfural que con el Orcinol y en presencia de iones férricos dan compuestos de color verde. Esta reacción no la dan las hexosas, ya que éstas al deshidratarse dan hidroximetilfurfural, el cual no da la reacción con el Orcinol. C. Reacción de Seliwanoff
71
El ácido clorhídrico caliente del reactivo deshidrata a las cetohexosas para formar hidroximetilfurfural más rápido que las aldohexosas correspondientes. Las cetohexosas reaccionan con el resorcinol del reactivo para dar compuestos de color rojo oscuro, las aldohexosas forman compuestos de color ligeramente rosados.
Mecanismo del Reactivo de Molish 72
1.1.3.
REACCIONES
REDUCTORAS
DE
CARBOHIDRATOS:
Las propiedades reductoras también son interesantes para identificar a azúcares. El grupo carbonilo de los hidratos de carbono es fácilmente oxidable por diversos reactivos, aunque el poder reductor de estos compuestos depende de la entidad que el grupo tenga en la molécula, o sea, de la naturaleza mono-, di- o poli- sacárida del azúcar y la posición en que se encuentren los posibles enlaces glicosídicos. El agente oxidante suave más empleado en este tipo de reacciones es el catión Cu(II), cuyas sales son de coloración azul. En todos los casos, este ión se reduce a Cu(I), formándose óxido cuproso, lo que origina turbidez en el medio de reacción, que concluye con la aparición de un precipitado marrón-rojizo. Es esta aparición la que indica que el glúcido tiene carácter reductor.
Existen varias pruebas muy similares, por ejemplo: Reacción de Fehling:
II. OBJETIVOS Identificar los principales de carbohidratos.
Se basa en el carácter reductor de los monosacáridos y de la mayoría de los disacáridos (excepto la sacarosa). Si el glúcido que se investiga es reductor, se oxidará dando lugar a la reducción del sulfato de cobre (II), de color azul, a óxido de cobre (I), de color rojo-anaranjado.
III. PARTE EXPERIMENTAL
1. REACTIVOS Reactivo de Fehling A y B Reactivo De Lugol Reactivo de Bial Reactivo de Seliwanoff HCl concentrado y diluído Bicarbonato. Agua destilada Sacarosa (azúcar común) Fructosa (gaseosa) Lactosa (leche) Almidón (harina).
Galactosa, xilosa, ribosa, maltosa. Solución de almidón 2. MATERIALES Tubos de ensayo, gradilla Pipetas Trípode Mechero Bunsen Beaker Rejilla con asbesto Bagueta Agua destilada
REACCIÓN DE MOLISH Objetivo: detección de glúcidos en general Método operatorio: 73
En un tubo de ensayo, colocar 2 mL de cada una de las muestras indicadas en la tabla.
Luego adicionar III gotas de reactivo -naftol/etanol , mezclar bien y finalmente inclinando cada tubo unos 45° adicionar lentamente 1 ml de H2SO4 concentrado, ¡sin agitar ¡ , devolver el tubo a la gradilla y observe cada tubo luego de 3-5 minutos. Observar la formación de un anillo de color púrpura en la interfase lo cual indicará que la reacción es positiva.
Resultados: Gl
Mie
H
lact
glu
ma
sa
xilo
g
al
fr
DISCUSIÓN: CONCLUSIÓN 2. PRUEBA DE FEHLING Objetivo: Clasificar las muestras como azúcares reductores o no reductores. Método operatorio: En tubo de prueba colocar 1ml de las soluciones de los glucidos indicados, luego adicionar a cada tubo, 1 ml de reactivo de Fehling, mezclar bien y llevar los tubos al bañomaria por 3-5 minutos. Anote sus resultados. Resultados: glu La ma sa xilos g al fr Miel Rv
74
Discusión:
Conclusión:
3. REACCIÓN DE SELIWANOFF
Objetivo: diferenciar cetosas de otros glúcidos. Método operatorio: En tubos de prueba colocar 1 ml de las soluciones indicadas, luego cada tubo adicionar 1 ml de reactivo de Seliwanoff, luego llevar los tubos al bañomaría hirviente por 5 minutos. Observar. Resultados:
gl
fru
s a c a r o s
miel
75
a
R v o. S el i w a n of f
Discusión:
Conclusión:
4. REACCIÓN DE BIAL
Objetivo: diferenciar pentosas de otros glúcidos. Método operatorio: En un tubo de ensayo colocar 1 ml de solución de glucosa, en otro tubo colocar 1 ml de solución de xilosa (o ribosa, o arabinosa), luego a cada tubo adicionar 1 ml de reactivo de Bial (recientemente preparado), llevar los tubos al bañomaría hirviente por 5-7 minutos . Observe sus resultados.
Resultados:
R v o . B i a l
Glucosa
xilosa
Discusión:
Conclusión:
76
5. PRUEBA DE LUGOL
Objetivo: diferenciar el almidón de otros glúcidos. Método operatorio:
En dos tubos colocar, en el primero 1 ml de solución de glucosa, en el segundo 1 ml de solución de almidón, luego a cada uno de ellos adicionar una gota de solución de lugol, agitar y observar. Si se observa un cambio de coloración al azul, calentar el tubo en baño maría hirviente por 3 minutos, observar, enfriar al chorro de agua y vuelva a observar.
Resultados:
Rv o. Lu gol
glucos a
Almi dón
En cal ien te
Discusión: Conclusión:
6. INVESTIGACIÓN DE AZÚCARES NO REDUCTORES
Objetivo: obtención de glúcidos reductores a partir de oligosacáridos o polisacáridos. Método operatorio: Tomar una muestra de 3 ml de sacarosa o almidón y añadir unas 10 gotas de ácido clorhídrico al 10%.
77
Calentar al banomaría durante unos 5 minutos. Dejar enfriar y con una alícuota de 1ml, realizar la prueba de Fehling, si se trata de la sacarosa, o hacer la prueba de lugol, si se trata del almidón. Observe el resultado de la prueba de Fehling (Figura B). La reacción positiva nos dice que hemos conseguido romper el enlace O-glucosídico de la sacarosa. De no ser así devolver al banomaría la solución remanente En el caso de el almidón se verifica el resultado de la prueba de lugol, e inmediatamente se devuelve la solución remanente al banomaría. ( Se recomienda antes de aplicar la reacción de Fehling, neutralizar con bicarbonato, Fehling solo funciona en un medio que sea neutro o básico). Con el almidón la operación termina cuando una alícuota da negativo la prueba de lugol, e inmediatamente se hace la prueba de Fehling con la solución remanente, la cual tambien debe dar positivo esta prueba. Como se veía en la experiencia 1 la sacarosa daba la reacción de Fehling negativa, (Figura A)por no presentar grupos hemiacetálicos libres. Ahora bien, en presencia del ácido clorhídrico (HCl) y en caliente, la sacarosa se hidroliza descomponiéndose en los dos monosacáridos que la forman (glucosa y fructosa).
La reacción será positiva si la muestra se vuelve de color rojo ladrillo. La reacción será negativa si la muestra queda azul, o cambia a un tono azul-verdoso. Resultados
Discusión: Conclusión: IV. CUESTIONARIO 1. Indicar, ¿cuáles de los siguientes azúcares son reductores: xilosa, manosa, alosa, saxarosa, glucógeno? 2. ¿Cuál es la principal utilidad de los siguientes ensayos: 3. Formación de Osazonas. 78
4. Determinación de la rotación óptica. 5. Hidrólisis de polisacáridos. 6. Determinar la rotación específica de los siguientes azúcares: 7. D-glucosa, D-arabinosa, D-ribosa, D-fructosa, lactosa, sacarosa, maltosa. 8. ¿Cuál es el contenido normal de azúcar en la sangre humana? 9. Indicar la diferencia entre los siguientes términos: glucemia, hipoglucemia e hiperglucemia. 10. ¿Cuáles son las fuentes naturales de sacarosa, lactosa y maltosa? 11. ¿Cuál es la importancia de la Glucosa en el organismo humano? 12.- Si la amilasa, que es una enzima, actúa sobre una solución de almidón ¿Fehling será positivo o negativo? ¿Porqué?
PRÁCTICA N° II-05
LIPIDOS
79
I. INTRODUCCIÓN Los lípidos son moléculas orgánicas insolubles en agua, pero solubles en solventes orgánicos como benceno, éter, cloroformo, etc. Estos incluyen aceites (líquidos a temperatura ambiente), grasas (sólidos) y ceras (sólidos de más alto punto de fusión que las grasas). Están constituidos principalmente por carbono, hidrógeno y en menor proporción oxígeno. Se conoce que los lípidos son almacenados en diferentes partes del cuerpo humano y tienen gran cantidad de funciones. Algunas de ellas son: Forman parte de la membrana celular, fundamentalmente los fosfolípidos y el colesterol. Algunos constituyen hormonas como las hormonas sexuales. Constituyen la reserva de energía de las células, principalmente los triglicéridos, que al ser oxidados completamente liberan mayor cantidad de energía por unidad de peso que los carbohidratos. Al ser oxidados liberan gran cantidad de agua. Constituyen la grasa subcutánea en los mamíferos que cumple las funciones de reserva de energía, aislamiento térmico y amortiguación. Algunos como las ceras cumplen la función de protección de la superficie del organismo tanto en animales como en plantas. Todo alimento ingerido por los animales y humanos, en exceso, es transformado en grasas y se deposita en el tejido adiposo.
Ejemplos de Lípidos Acido graso: saturado
COOH
Ácido
palmítico (C16H32O2)
Acido graso: insaturado
12
9 COOH Ác
ido linoleico (C18H32O2)
Lípido
Esfingosina 80
derivado: alcohol graso
H2 N H 3C
Lípido derivado: Prostagland ina Lípido que contiene ácido graso: Fosfolípido s Lípido no relacionad o con el ácido graso: Carotenoid e Lípido no relacionad o con el ácido graso: Esteroides
(CH 2)12
H
H
H CH 2OH OH
Prostaglandina PGE2
O
HO
8
COOH CH 3
12
OH
β
– caroteno (C40H56,un hidrocarburo)
Colesterol (C27)
SAPONIFICACIÓN DE LÍPIDOS: Las grasas reaccionan en caliente con el hidróxido sódico o potásico descomponiéndose en los dos elementos que la forman: glicerina y los ácidos grasos. Estos se combinan con los iones sodio o potasio del hidróxido para dar jabones, que son en definitiva las sales sódicas o potásicas de los ácidos grasos. La reacción es la siguiente: 81
TINCIÓN Las grasas se colorean en rojo anaranjado por el colorante denominado Sudan III. SOLUBILIDAD Las grasas son insolubles en agua. Cuando se agitan fuertemente en ella se dividen en pequeñísimas gotitas formando una "emulsión" de aspecto lechoso, que es transitoria, pues desaparece en reposo, por reagrupación de las gotitas de grasa en una capa que por su menor densidad se sitúa sobre la de agua. Por el contrario, las grasas son solubles en los llamados disolventes orgánicos como el éter, benceno, xilol, cloroformo, etc. II. OBJETIVOS Poner de manifiesto ciertas propiedades de los lípidos, algunas de las cuales pueden servirnos para su identificación. III. PARTE EXPERIMENTAL 1. REACTIVOS Eter o cloroformo Tinta roja en cuentagotas Solución de Sudan IIIi Solución de Hidróxido de sodio al 20% Aceite vegetal 2. MATERIALES Baño María Mechero Bunsen Beaker Rejilla con asbesto Trípode Bagueta Agua destilada Tubos de ensayo, gradilla, vaso para calentar, mechero. 3. PROCEDIMIENTO
5.1 SAPONIFICACIÓN: 82
Colocar en un tubo de ensayo 2cc de aceite vegetal y 2cc de una solución de hidróxido sódico al 20%. Agitar enérgicamente y colocar el tubo al baño María de 20 a 30 minutos. Transcurrido este tiempo, se puede observar en el tubo tres capas: la inferior clara, que contiene la solución de sosa sobrante junto con la glicerina formada; la superior amarilla de aceite no utilizado, y la intermedia, de aspecto grumoso, que es el jabón formado.
Nota: Cuando ya se ha visto como se forma el jabón, se puede ir echando en un vaso de precipitado el contenido de los tubos de ensayo, se remueve bien y se deja calentar hasta que se haga un buen trozo de jabón.
5.2 TINCIÓN CON SUDAN III: Disponer en una gradilla dos tubos de ensayo, colocando en ambos 2cc de aceite. Añadir a uno, 4 o 5 gotas de solución alcohólica de Sudán III. Al otro tubo añadir 4-5 gotas de tinta roja. Agitar ambos tubos y dejar reposar. Se observará en el tubo al que se le añadió Sudán, que todo el aceite aparece teñido. En cambio en el frasco al que se añadió tinta roja, la tinta se habrá ido al fondo y el aceita aparecerá sin teñir.
83
5.3 SOLUBILIDAD DE LOS LÍPIDOS
Tomar dos tubos de ensayo y poner en cada uno de ellos 2-3 cc de agua y en el otro 2-3cc de éter u otro disolvente orgánico. Añadir a cada tubo 1cc de aceite y agitar fuertemente. Observar la formación de gotitas o micelas y dejar en reposo. Se verá como el aceite se ha disuelto en el éter y en cambio no lo hace en el agua, y el aceite subirá debido a su menor densidad.
6. REGISTRO DE RESULTADOS
7. DISCUSION Y CONCLUSIONES aceites.
IV. CUESTIONARIO 1. ¿En qué consiste el proceso de enrranciamiento de una grasa?. 2. Defina .índice de saponificación de grasa y aceites., .Indice de yodo de grasa y 3. ¿Qué son los ácidos poliinsaturados? Importancia.
84
PRÁCTICA Nº II-06
AMINOÁCIDOS Y PROTEÍNAS
I. INTRODUCCIÓN Los aminoácidos son compuestos de bajo peso molecular y de alta polaridad, que poseen simultáneamente carácter ácido y básico. En la naturaleza, los aminoácidos se encuentran libres o formando parte de las proteínas (poliaminácidos), de las cuales podemos obtenrlos por hidrólisis. Los aminoácidos generalmente, son insolubles en solventes orgánicos (como éter o benceno), pero solubles en agua, álcalis diluidos, o ácidos diluidos. Químicamente se caracterizan por la presencia de los grupos amino ( - NH2 ) y carboxilo ( - COOH ) :
Amino ácido
-L-Aminoácido
Los -aminoácidos naturales de origen animal o vegetal, o los que se obtienen por hidrólisis enzimática o ácida de proteínas o péptidos, son ópticamente activas (excepto la Glicina), y por su configuración pertenecen a la serie L. Las rotaciones específicas son constantes valiosas para su identificación. Clasificación de los Aminoácidos: Los aminoácidos se diferencian unos de otros por la naturaleza de sus “Restos aminoácido” (- R), el cual puede ser : AMINOÁCIDOS NO POLARES NEUTROS:
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AMINOÁCIDOS POLARES NEUTROS
AMINOÁCIDOS POLARES ACIDOS:
AMINOÁCIDOS POLARES BÁSICOS:
IONIZACIÓN DE LOS AMINOÁCIDOS: Los aminoácidos forman una sal interna por la transferencia de un protón del grupo carboxilo ácido, al grupo amino básico. La estructura carboxilato de amonio resultante se conoce como el zwitterion. CH3CH( CH3CH(NH (+) (–) NH2)CO2 3) CO2 → H 86
PUNTO ISOELÉCTRICO (pI) : Es el pH en el cual la molécula no posee carga neta:
carga +1
carga 0
carga –
1
Catión
Zwitter-ion
Anion
DETECCIÓN DE -AMINOÁCIDOS (REACCIÓN DE LA NINHIDRINA): La presencia de -aminoácidos, puede ser detectada con el reactivo ninhidrina. Cuando se trata una solución de -aminoácido con unas gotas de solución alcohólica de ninhidrina (hidrato de tricetohidrindeno) al 0,25% se producirá una coloración violeta:
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Además los aminoácidos en solución alcohólica o acuosa, pueden dar coloraciones rojizas frente al tricloruro férrico. Los restos aminoácidos de los diferentes aminoácidos se pueden detectar químicamente mediante diferentes pruebas. Así los aminoácidos aromáticos reaccionan con el HNO3 dando derivados nitrados (Reacción Xantoproteica) , los aminoácidos azufrados en medio alcalino y en presencia de sales de plomo forman PbS (precipitado negro) ; los aminoácidos con resto indólico reaccionan con el pdimetilaminobenzaldehido o con el ácido glicólico dando productos coloreados ; los aminoácidos fenólicos reaccionan con el nitrato mercúrico-mercurioso del reactivo de Millón para dar coloración rojo salmón ; etc. RECONOCIMIENTO DE PROTEINAS El nombre de las proteínas deriva de una palabra griega que significa primero., por lo que podemos afirmar que las proteínas son de vital importancia para el funcionamiento de las células. Las proteínas son sustancias compuestas por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, siendo el elemento característico el nitrógeno. Frecuentemente contienen además azufre y algunas proteínas tienen otros elementos como fósforo, fierro, etc. Son una de las moléculas más abundantes en las células. Son fundamentales para la estructura y función celular. También cumple función de catálisis enzimática, funciones contráctiles posibilitando así el movimiento; protección inmunitaria, etc. Puede decirse entonces que no existe vida sin proteínas. 88
Las proteínas se caracterizan por ser macromoléculas formadas por unidades fundamentales que son los aminoácidos, es por eso que son llamados polímeros de aminoácidos. La cantidad de aminoácidos puede variar de acuerdo a la proteína. Desde el punto de vista estructural funcional, están catalogadas como poliamidas por proceder de la unión del carboxilo (COOH-) con el grupo amino (NH2) de dos alfaaminoácidos. Las proteínas son moléculas anfóteras, es decir, según el número relativo de grupos carboxilo y amino libres, en solución darán reacción ácido o alcalina.
En otras palabras algunas moléculas se cargarán positivamente y otras negativamente. El pH al cual una proteína determinada es eléctricamente neutra se conoce como punto isoeléctrico. Todas las proteínas son menos solubles cuando se encuentran en su punto isoeléctrico.
COAGULACIÓN DE PROTEÍNAS Las proteínas, debido al gran tamaño de sus moléculas, forman con el agua soluciones coloidales. Estas soluciones pueden precipitar con formación de coágulos al ser calentadas a temperaturas superiores a los 70ºC o al ser tratadas con soluciones salinas, ácidos, alcohol, etc. La coagulación de las proteínas es un proceso irreversible y se debe a su desnaturalización por los agentes indicados, que al actuar sobre la proteína la desordenan por la destrucción de su estructura terciaria y cuaternaria
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REACCIÓN DE BIURET La producen los péptidos y las proteínas, pero no los aminoácidos, ya que se debe a la presencia del enlace peptídico (- CO- NH -) que se destruye al liberarse los aminoácidos. Cuando una proteína se pone en contacto con un álcali concentrado, se forma una sustancia compleja denominada biuret, de fórmula:
Esta sustancia en contacto con una solución de sulfato cúprico diluída, da una coloración violeta característica.
II. OBJETIVOS
Reconocer las proteínas identificando sus características físicas y químicas.
III. PARTE EXPERIMENTAL 1. RECONOCIMIENTO DE ALFA AMINOÁCIDOS Objetivo: Detección de alfa-aminoácidos. Colocar en tubos de ensayo 1 ml de las muestras en solución, luego adicionarles 3 gotas del reactivo Ninhidrina (¡Cuidado Cancerígeno!), y llevar los tubos al baño maría por 3-5 minutos, retirar y observar. Resultados: t g g g a Ni
Discusión y conclusiones:
2. RECONOCIMIENTO DE RESTO AROMÁTICO 90
Objetivo: Detección de aminoácidos con resto aromático. En tubos de pruebas colocar las muestras indicadas, luego adicionar 0,5 ml de HNO 3 concentrado, llevar a bañomaria por 7 minutos, enfriar y luego adicionar cuidadosamente 0,5 ml de NaOH al 20%. Anote sus resultados RESULTADOS:
ti
H
+ N
al bú mi na
C a b e l l o s
Gli cin a
DISCUSION Y CONCLUSIONES 3. RECONOCIMIENTO DE RESTO AZUFRADO. Objetivo: Detección de restos azufrados en aminoácidos. En tubos de prueba colocar las muestras indicadas, luego adicionar 0,5 ml de NaOH al 40% + 2 gotas de solución de acetato de Plomo al 10%, llevar al bañomaria por 7 minutos, enfriar, observar. 91
RESULTADOS: Ci
NaOH+ b.m. 10’ + Acetato de Pb
albú min a
g l i c i n a
DISCUSIONES Y CONCLUSIONES 4. RECONOCIMIENTO DE RESTOS INDÓLICOS. Prueba de Hopkis-Cole Objetivo: Detección de aminoácidos con resto indólico. En tubos de prueba colocar 1 ml de las muestras indicadas, luego adicionar a cada una, 0,5 ml de solución de ácido glicólico, mezclar bien, luego adicionar cuidadosamente por las paredes del tubo 1 ml de H2SO4 concentrado, y sin agitar, colocar en la gradilla y déjelo en reposo por 5 minutos. Observe y anote sus resultados. RESULTADOS:
al
gel
g l i c i n a
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Rvo. Ac
Glicóli co
DISCUSION Y CONCLUSIONES
5. PRUEBA DE MILLÓN. Objetivo: Detección de resto fenólico en aminoácidos
En tubos de prueba colocar 1 ml de las muestras indicadas, luego adicionarles 0,5 ml de reactivo de Millón, llevar al baño maria por 5 minutos, retirar, enfriar y observar. RESULTADOS:
Rv o. Mil lón / ba ño ma ría
t
alb úm ina
G
g
DISCUSIONES Y CONCLUSIONES
6. REACCIÓN DE BIURET
Tomar un tubo de ensayo y poner unos 3 cc. de albúmina de huevo. Añadir 2cc. de solución de hidróxido sódico al 20%. A continuación 4 ó 5 gotas de solución de sulfato cúprico diluida al 1%. Debe aparecer una coloración violeta-rosácea característica.
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RESULTADOS:
DISCUSIÓN Y CONCLUSIONES
7. COAGULACIÓN DE PROTEÍNAS:
Para ver la coagulación de las proteínas se puede utilizar clara de huevo, para conseguir más volumen puede prepararse para toda la clase una dilución de clara de huevo en agua, de forma que quede una mezcla aún espesa. Colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de clara de huevo. Añadir 5 gotas de ácido acético y calentar el tubo a la llama del mechero.
RESULTADOS:
DISCUSIÓN Y CONCLUSIÓNES
8. NATURALEZA ANFÓTERA DE LAS PROTEINAS 94
Objetivo: Verificar el comportamiento anfótero de la albúmina frente a ácidos y bases. Preparar cuatro tubos de prueba con lo siguiente: 1º tubo : I gota de HCl 0,1 M + I gota de anaranjado de metilo + 2 ml de H2O 2º tubo : I gota de HCl 0,1 M + I gota de anaranjado de metilo + 2 ml de H2O 3º tubo : I gota de NaOH 0,1 M + I gota de fenolftaleína + 2 ml de H2O 4º tubo : I gota de NaOH 0,1 M + I gota de fenolftaleína + 2 ml de H2O añadir al 1º y al 3º tubo 3 ml de albúmina, agitar y observar ; al 2º y 4º tubos 3 ml de H2O agitar y observar, y explicar sus resultados. RESULTADOS
DISCUSION Y CONCLUSIONES
IV. CUESTIONARIO 1.-Escriba el nombre y la estructura de 6 de los aminoácidos esenciales. 2.-Escriba la reacción entre la fenilalanina y la ninhidrina 3.-¿Qué aminoácidos se puede encontrar en la albúmina de huevo? 4.-¿Cómo se investiga la estructura primaria de una proteína? 5.-¿Qué aplicación tiene el concepto del punto isoeléctrico? 6.-.-¿Qué fuerzas intermoleculares son responsables de las estructuras 2°, 3° Y 4° de las proteínas? 7.- Aplicaciones de la electroforesis 8.-Describa algunas de las propiedades biológicas de las proteínas. 9.-Qué aminoácidos rendirá la hidrólisis ácida del siguiente péptido :
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