Guã a de Prã Ctica Quimica

Química Alejandro Fukusaki Yoshizawa Elvito Villegas Silva Néstor Gomero Ostos Lima – Lima – Perú Perú 2015

Guí a P rác t ica d e Q uímic a

GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA © Derechos Reservados 2012 © Área de Química Segunda Edición Primera reimpresión

Diseño, Diagramación e Impresión Universidad Científica Científica del d el Sur Panamericana Sur Km. 19. Lima-Perú 610-6400

Tiraje 1500 ejemplares ejemplares IMPRESO EN PERÚ


GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA © Derechos Reservados 2012 © Área de Química Segunda Edición Primera reimpresión

Diseño, Diagramación e Impresión Universidad Científica Científica del d el Sur Panamericana Sur Km. 19. Lima-Perú 610-6400

Tiraje 1500 ejemplares ejemplares IMPRESO EN PERÚ


MBA Rolando Vallejo Cortéz Presidente Ejecutivo Dr. José Amiel Pérez Rector Dra. Josefina Takahashi Vicerrectora Académica Dra. María Pía Sirvent De Luca Directora de Gestión Académica M Sc. Alejandro Fukusaki Coordinador de Cursos Básicos de Ciencias Q.F. Juan Salazar Sánchez Coordinador de Área Química Autor Dr. Elvito Villegas Silva

Reservados todos los derechos: ningún material de este manual puede ser reproducido sin autorización expresa por escrita por los autores. La autorización será s erá en hoja aparte y firmada y adosada a este material. Todo compromiso compromiso suscrito aparte, no se refiere a este manual. Queda exento del compromiso, el fotocopiado interno en una cantidad no mayor de 100, solo para uso con fines fines educativos y sin lucro

Guía P ráctica de Qu ímica

CONTENIDO " M e lo con tar on y lo ol vidé , lo vi y lo entendí, lo hice y l o apr endí" Confucio

INDICE Página PROLOGO

1

Instrucciones Generales y medidas de Bioseguridad.

Pr áctica 1 . Identificación y manejo de materiales y equipos de Laboratorio

8

Práctica 2. Enlace Químico

19

Práctica 3. Reacciones químicas en disolución acuosa

28

Práctica 4. Preparación de Disoluciones

40

Práctica 5. Cinética y Equilibrio Químico

50

Práctica 6. Determinación de pH y pOH. Disoluciones amortiguadoras.

59

Práctica 7. Propiedades generales de los compuestos orgánicos.

75

Práctica 8. Propiedades químicas de los hidrocarburos.

86

Práctica 9. Propiedades químicas de alcoholes y fenoles.

96

Práctica 10. Propiedades químicas de aldehídos y cetonas.

106

Práctica 11. Propiedades químicas de los carbohidratos

114

Práctica 12. Propiedades químicas de aminoácidos y proteínas.

125


PROLOGO La química es una ciencia activa y en continuo movimiento; tiene una importancia fundamental para nuestro mundo, tanto en el ámbito de la naturaleza como de la sociedad. Sus orígenes son muy antiguos, pero como se verá en este curso, es también una ciencia moderna y en continua renovación. La enseñanza de la Química equilibra el desarrollo teórico de sus conocimientos con el trabajo experimental de Laboratorio como curso básico que se imparte a los estudiantes de las diferentes Facultades de la Universidad Científica del Sur, motivo por el cual la "GUIA DE LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL" está orientada exclusivamente hacia el desarrollo de prácticas experimentales, con la finalidad de que el alumno complemente conocimientos, genere habilidades y destrezas en la manipulación de materiales, equipos e instrumental de Laboratorio, incentivando así la adquisición de los hábitos del método científico - observando los fenómenos que ocurren en los ensayos respectivos y tomando datos necesarios para obtener resultados y conclusiones confiables. A l t é r m i n o de c a d a p r á c t i c a s e p r o p o n e u n c u e s t i o n a r i o d e p r e g u n t a s t e ó r i c a s y p r o b l e m a s v a r i a d o s , c o n e l o b j e t i v o d e r e f o r za r l os c o no ci mi e nt o s a dq ui ri d o s en el d es arr o ll o p r á c t i c a s d e L a b o r a t o r i o r e a l i z a d a s .

Los Autores

de las

Guía Práct ica de Qu ímica

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INSTRUCCIONES GENERALES y MEDIDAS de BIOSEGURIDAD

1.

LABORATORIO DE QUÍMICA 1, 2, 3 y 4 UCSUR El Laboratorio es un ambiente físico estratégico donde se desarrolla diferentes experimentos, con la finalidad que el alumno complemente conocimientos, genere habilidades y destrezas en la manipulación de materiales, equipos e instrumental de laboratorio, incentivando así la adquisición de los hábitos del método científico- observando los fenómenos que ocurren en los ensayos respectivos y tomando datos necesarios para obtener resultados confiables.

2.

INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO Llegar puntual a las prácticas (tolerancia cinco minutos). Leer con anticipación la Práctica a realizar. Cada sesión de Laboratorio genera un Informe; el que será entregado en la siguiente práctica en su respectivo horario. Es la única fecha y la entrega es de carácter obligatorio. El informe se debe desarrollar de acuerdo a formato que se encuentra en la Guía de Práctica. La inasistencia injustificada a cualquier práctica impide al alumno la presentación del informe correspondiente y por lo tanto tendrá la nota mínima de cero. El alumno con inasistencia justificada deberá recuperar la práctica durante la misma semana para lo que recabará de su profesor de prácticas el formato de autorización correspondiente.

3.

MEDIDAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO DE LA HIGIENE PERSONAL Queda prohibido fumar, comer y/o beber durante las prácticas en el laboratorio. Así mismo el uso de celulares y otros equipos electrónicos. Se debe lavar las manos al finalizar el trabajo de laboratorio y cada vez que se sospecha que ha estado en contacto con algún material contaminado.


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Al entrar en contacto la piel con ácidos o bases fuertes, lavarse inmediatamente con abundante agua. Para el caso de ácidos aplicarse una solución saturada de bicarbonato, para las bases utilice una solución al 5 % de ácido acético (vinagre). Para quemaduras leves el área afectada se debe aplicar inmediatamente una crema de picrato de Butesín. Mantener limpio el área de trabajo. Al derramar alguna sustancia limpiar inmediatamente. Al final de la práctica dejar todo el material limpio y ordenado.

DEL COMPORTAMIENTO DE LOS ALUMNOS DURANTE LAS PRACTICAS Está terminantemente prohibido ingresar al Laboratorio mochilas, carteras o bolsos, teléfono celulares, animales domésticos, etc. Una vez que el alumno haya ingresado al laboratorio no puede salir por ningún motivo. El trabajo con sustancias volátiles se debe realizar haciendo uso de la campana extractora. Para diluir ácidos, siempre se debe agregar los ácidos al agua, y no en sentido contrario. Cuidar como propio todo bien que encuentre o utilice en el laboratorio. El alumno es responsable de los materiales asignados para el desarrollo de la práctica, el deterioro implica su reposición obligatoria. El manejo de materiales, reactivos y el desarrollo de los experimentos sólo se realizan con autorización del profesor. Los experimentos no autorizados están prohibidos. Observar cuidadosamente que los frascos con reactivos estén etiquetados indicando el contenido y la concentración respectiva, antes de ser usados. 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, está terminantemente prohibido regresar sustancia alguna no utilizada al frasco original. Al encender el mechero Bunsen, primero encender el fósforo y luego abrir la llave de gas.

ELIMINACIÓN DE RESIDUOS Los desechos sólidos, líquidos y las sales solubles, deben ser depositados en los recipientes indicados por el profesor para su posterior tratamiento.


4.

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Todo desperdicio de papel o residuo sólido debe dirigirse al recipiente de basura situados en ambas paredes laterales de cada Laboratorio No se debe arrojar residuos sólidos al lavadero. ELEMENTOS de PROTECCIÓN PERSONAL y de los EQUIPOS MANDIL Para cada sesión de prácticas el estudiante debe llevar un mandil (guardapolvo), el cual es de carácter obligatorio. Cuando el experimento lo amerite, los estudiantes usarán lentes de seguridad industrial tipo MERCK. Los estudiantes vestirán sus mandiles antes de ingresar al Laboratorio y dejarán de vestirlos a la finalización de las actividades correspondientes.

LENTES DE SEGURIDAD Y RESPIRADORES Se debe usar lentes de seguridad cuando sea necesario proteger la cara de salpicaduras y/o sustancias corrosivas. Igualmente se utilizará respiradores cuando sea necesario. En ambos casos el estudiante tiene a su disposición estos materiales y los solicitará al responsable del laboratorio. En la parte lateral central del Laboratorio se encuentra la ducha española, la que será usada para casos de salpicaduras o derrames en el cuerpo de la víctima con sustancias ácidas, básicas o corrosivas. Así mismo a la entrada parte izquierda se encuentra un kit lavador de ojos que se aplicará directamente al ojo de la víctima en caso de salpicadura de alguna sustancia dañina al ojo.

EXTINGUIDORES CONTRA INCENDIOS El alumno debe conocer el uso y la ubicación de los extintores contra incendios que en caso de emergencia se descolgará de la pared con cuidado. El extintor, en la parte superior tiene una palanca circular que se saca (se tira) para activar y se presiona la manija con la mano derecha y con la mano izquierda se coge la manguera la cual se orientará hacia la fuente de peligro. En el caso de incendiarse la ropa de una persona, se deberá pedir ayuda inmediatamente, se debe estirar en el piso y rodar sobre si mismo para apagar las llamas. No se recomienda utilizar el extintor sobre el cuerpo o rostro de una persona.

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BOTIQUÍN DE PRIMEROS AUXILIOS Existe botiquín identificado y de fácil acceso con elementos necesarios para prestar primeros auxilios en el Laboratorio. Será responsabilidad de todos los usuarios del Laboratorio conocer la ubicación y el uso del botiquín y de los elementos de protección personal. 5. TOMA DE DATOS: Manipular con habilidad, criterio y en forma adecuada los diferentes materiales de laboratorio. Desarrollar los experimentos en forma ordenada y con mucha responsabilidad. Observar con mucho cuidado los fenómenos que ocurren durante el desarrollo de los experimentos. Realizar las mediciones con precisión y efectuar las anotaciones pertinentes, para obtener resultados satisfactorios disminuyendo el margen de error. “un error mínimo al principio puede ser máximo al final ” (Aristóteles). Todo alumno deberá contar con una calculadora personal que contenga como mínimo funciones de potencia y logaritmo. No se permitirá usar celulares como calculadora personal.

6.

SISTEMA DE EVALUACION: Evaluación Continua de laboratorio

[Promedio de 10 pasos (Pasos cortos)(10%) + Promedio de Informes (5%) + Investigación en el laboratorio (5%)] Primer examen parcial (cuarta semana) Examen final (séptima semana)

10% 10%

Número de campos 10

Normal (%) 10

12 01 1 1

Total Laboratorio

Los Exámenes Parcial y Final de laboratorio son de tipo práctico y tienden a evaluar las actividades relacionadas con la ejecución de los experimentos, tales como: Identificar y manejar materiales y/o equipos de laboratorio. Preparar soluciones ácidas, básicas, oxidantes o reductoras. Titular o valorar soluciones. Calcular datos, analizar, graficar e inferir conclusiones.

5 5 10 10

40


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7. CUADERNO DE ANOTACIONES Y EL CONTENIDO DEL INFORME Cada alumno debe tener un cuaderno para la toma de datos y la determinación de los cálculos respectivos. El cuaderno de anotaciones debe estar ordenado considerando la siguiente secuencia: Título de la práctica. Objetivo. Fundamento teórico. Datos experimentales. Cálculos. Resultados. Observaciones importantes. Conclusiones.

El informe debe tener el siguiente contenido:

CARATULA.- Se presenta un formato de carátula en la página siguiente TITULO.- Del experimento realizado OBJETIVOS.-Indicar los objetivos de la práctica respectiva FUNDAMENTO TEORICO. -Un resumen de información relacionada acerca del título en textos, revistas, Internet, etc. Se adjuntan cuadros, gráficos, diagramas, fotos, dibujos, etc. MATERIAL y METODOS.- Comprende material diverso, reactivos y procedimiento experimental. CALCULOS Y RESULTADOS .- Desarrollar los cálculos matemáticos y colocar los resultados en Cuadros DISCUSION DE RESULTADOS.- Comparar los resultados obtenidos con valores de fuentes de información (Libros, revistas especializadas, Internet, etc). CONCLUSIONES .- En base al objetivo planteado al inicio de la práctica y los resultados obtenidos RECOMENDACIONES .- Advertencias u observaciones importantes FUENTES DE INFORMACION.- Autor. (Año de edición). Título del texto. Editorial. Lugar de edición (Ciudad y País). Páginas consultadas. ANEXO.- Solución del cuestionario de la práctica respectiva.


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L I T E R A T UR A S U GE R ID A : 1. CHANG, Raymond (2010). Química. McGraw Hill. México DF. México 2. BROWN, T.L., LeMAY Jr. H.E., BURSTEN, B.E. y BURDGE, J.R .(2009). Química. La Ciencia Central. Pearson Educación. México DF. México 3. BLOOMFIELD , Molly (2001). Química de los Organismos Vivos. LIMUSA NORIEGA Editores. México DF. México. 4. ATKINS, Peter y JONES, Loretta (1998). Química. Moléculas. Materia y cambio. Ediciones OMEGA S.A. Barcelona. España. 5. BLANCO, Antonio (2006). Química Biológica. Editorial El Ateneo. Buenos Aires. Argentina. 6. HARRIS, D. (2007 ). Análisis Químico cuantitativo. Editorial REVERTE. Barcelona. España.


UNIVERSIDAD CIENTIFICA DEL SUR

FACULTAD de : LABORATORIO DE QUIMICA CURSO:

QUIMICA GENERAL

PROFESOR:

INFORME DE PRÁCTICAS PRACTICA N°: TITULO: INTEGRANTES:

HORARIO de PRACTICAS DIA

:

HORA :

FECHA de REALIZACION de la PRÁCTICA: FECHA de ENTREGA del INFORME:

LIMA - PERU

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Guía Práctica de Qu ímica

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INTRODUCCIÓN E l é x i t o d e l t r a b aj o e n e l l a b o r a t o r i o y l a s e g ur i d a d d e l e s t u d i a n t e , d e p e n d e d e l u s o a d e c ua d o d e l os r e a c t i v o s , m a t e r i a l es y e q ui p o s d i s p on i b l es par a r ea l i zar l o s ex p er i me nt o s c on l a f i nal id ad d e pr op o r ci o nar l as e vid en ci as d e d et er mi na do s f e n ó m e n o s , p e r mi t i en d o u na m e j o r c o m p r e ns i ó n d e l o s m i s m o s . OBJETIVOS 1. Identificar y manejar materiales y equipos de Laboratorio de uso corriente en el Laboratorio de Química. 2. Calcular el error experimental en la medición de volúmenes con materiales de vidrio de uso corriente en el Laboratorio. 3. Manejo del mechero Bunsen. 4. Verificar el grado de peligrosidad de un reactivo mediante pictograma adjunto FUNDAMENTO TEORICO 1.

Sólidos amorfos

Los sólidos son más estables en forma cristalina. Sin embargo, sí un sólido se forma rápidamente, por ejemplo, cuando un líquido se enfría muy rápido, sus átomos o moléculas no tienen tiempo de alinearse por sí mismos y pueden quedar fijos en posiciones distintas a las de un cristal ordenado. El sólido así formado se llama amorfo. Los sólidos amorfos, como el vidrio, carecen de una distribución tridimensional regular de átomos. es un producto de fusión de materiales inorgánicos óptimamente transparente que se ha enfriado a un estado rígido sin cristalizar. En este caso, el producto de fusión significa que el vidrio es una mezcla fundida de SiO2 , su principal componente y otros compuestos como Na2O, B2O3 y ciertos óxidos de metales de transición que le confieren color y otras propiedades. El vidrio


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Cuadro 1.1 Composición y propiedades de 3 tipos de vidrio Nombre Composición Vidrio de 100% SiO2 cuarzo puro Vidrio Pyrex

SiO2, 60-80% B2O3, 10-25%

Propiedades y usos Expansión térmica baja, transparente en un amplio margen de longitudes de onda. Usado en la investigación óptica Expansión térmica baja; transparente a la radiación e infrarroja pero no a la UV. Utilizado principalmente en el laboratorio y en utensilios para cocinar.

Al2O3, en mínima cantidad Vidrio de cal SiO2, 75% Es muy sensible a las sustancias químicas y a los choques térmicos. sodada Transmite la luz visible, pero absorbe l Na2O, 15% radiación UV. Se emplea principalmente en ventanas y botellas CaO, 10% Fuente: Chang (2010)

2. Mechero BUNSEN Es un mechero de uso común en el laboratorio como fuente de calor. Funciona con gas propano (C3H8) o gas natural, que al ser mezclado en proporciones adecuadas con oxígeno (O2) del aire, combustiona generando energía calorífica y emitiendo luz (flama). TIPOS DE LLAMA LUMINOSA.- Se produce cuando el oxígeno (O2) que ingresa al mechero a través del aire es insuficiente, generando combustión incompleta. La combustión del propano produce pequeñas partículas de carbón (hollín) que se calientan a incandescencia, dando lugar a una llama de color amarilla. NO LUMINOSA.- Se produce cuando el oxígeno (O2) que ingresa al mechero a través del aire está en exceso, generando combustión completa. La combustión del propano no produce partículas sólidas, siendo el color de la llama azul, en la cual se distinguen tres zonas y 2 conos: ZONAS Y CONOS ZONA FRIA.- Formado por la mezcla de aire y propano sin quemar. Promedio de 200ºC.


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CONO INTERNO.- En la parte superior de este cono se encuentra la ZONA REDUCTORA, donde se producen las reacciones iniciales formándose carbón (C) y monóxido de carbono (CO) por efecto de la combustión incompleta. Promedio 900ºC CONO EXTERNO.- La combustión es completa, la flama es menos luminosa y la temperatura más elevada. El exceso del oxígeno del aire lo convierte en una zona oxidante. Promedio 1300ºC. En el extremo superior de este cono se encuentra la ZONA OXIDANTE, que es la zona de máxima temperatura y la que se aprovecha en todos los experimentos que se requieren calor. 3.

Sustancias químicas pe peligr osas

Las sustancias químicas se clasif ican, en f unción de su peligr osidad, en: Ex plosivos. Sustancias y pr e par ados que pueden ex plosionarr ba jo el ef ecto de una llama. Com bur entes. Sustancias y pr pr e pa par ados que, en contacto con otr os, pa par ticular mente con los inf lama bl bles, or iginan una r eacción f uer temente exotér mica. Extr emadamente inf lama bles. Sustancias y pr oductos químicos cuyo punto de ignición sea inf er iorr a 0°C, y su punto de e bullición inf er iorr o igual a 35°C. Fácilmente inf lama bles. Se def inen como tales: Sustancias y pr e par ados que, a la tem per atur a am biente, en el air e y sin a po por te de ener gía, pu puedan calentar se e incluso inf lamar se. Sustancias y pr e par ados en estado líquido con un punto de ignición igual o su pe per iorr a 0°C e inf er iorr a 21°C. Sustancias y pr e par ados sólidos que puedan inf lamar se f ácilmente porr la acción br eve de una f uente de ignición y que continúen quemándose o consumiéndose des pués del ale jamiento de la misma. Sustancias y pr e par ados gaseosos que sean inf lama bles en el air e a pr esión nor mal.


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Sustancias y pr e par ados que, en contacto con el agua y el air e húmedo, des pr pr endan gases inf lama bl bles en cantidades pe peligr osas. Inf lama bl bles. Sustancias y pr e par ados cuyo punto de ignición sea igual o su per iorr a 21°C e inf er iorr a 55°C. Muy tóxicos. Sustancias y pr e par ados que porr inhalación, ingestión o penetr ación cutánea puedan entr añarr r iesgos gr aves, agudos o cr ónicos, e incluso la muer te. No Nocivos. Sustancias y pr e par ados que porr inhalación, ingestión o penetr ación cutánea pu puedan entr añarr r iesgos de gr avedad limitada. Cor r ro sivos. Sustancias y pr e par ados que en contacto con los te jidos vivos puedan e je jer cerr so br br e ellos una acción destr uctiva. Ir r ri tantes. Sustancias y pr e par ados no cor r ro sivos que porr contacto inmediato, pr pr olongado o r e pe petido con la pi piel o mucosas pu pueden pr pr ovocarr una r eacción inf lamator ia. Peligr osos pa par a el medio am bi biente. Sustancias y pr pr e pa par ados cuya utilización pr pr esente o pu pueda pr pr esentarr r iesgos inmediatos o dif er idos par a el medio am biente. Car cinógenos. Sustancias y pr e par ados que porr inhalación, ingestión o penetr ación cutánea puedan pr oducirr cáncerr o aumento de su f r re cuencia.


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Ter atogénicos. Sustancias y pr e par ados que porr inhalación, ingestión o penetr ación cutánea pu puedan inducirr lesiones en el f eto dur ante su desar r ro llo intr auter ino. Mutagénicos. Sustancias y pr e par ados que porr inhalación, ingestión o penetr ación cutánea puedan pr oducirr alter aciones en el mater ial genético de las células. Algunas de estas sustancias se r ef le jan en el etiquetado de los pr oductos químicos mediante un sím bo bolo o pi pictogr ama, de maner a que se ca pt pte la atención de la per sona que va a utilizarr la sustancia.


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MATERIAL y METODOS a) MATERIAL de VIDRIO y MATERIAL DIVERSO Todo material de vidrio, de metal, de porcelana y equipos disponibles en el Laboratorio de Química. b) REACTIVOS T o d o s l o s r eac t i vo s s ó l i d o s y l í q ui d o s d i s p o n i b l e s en l a s me s as d e t r a b a j o d el L a b o r a t o ri o d e Q u í m i c a . c) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. RECONOCIMIENTO de MATERIALES y EQUIPOS de LABORATORIO Observar las figuras de materiales de vidrio, porcelana, plástico y material diverso, y equipos que se presentan a continuación, con la finalidad de identificarlos. Identificar por comparación los materiales que se presentan en la práctica de laboratorio. Completar el Cuadro 2, 3 y 4, con los materiales y equipos que sen muestran en las mesas de trabajo, los cuales son de uso corriente en los Laboratorios de Química. 2. FUNCIONAMIENTO del MECHERO y CARACTERISTICAS de la Llama Para encender el mechero, verificar que la llave reguladora de aire(collarín) del mechero esté cerrada.

Encender un fósforo y ubicarlo sobre la boquilla, abrir con cuidado la llave de suministro de gas, controlar el flujo de gas necesario. Girar el anillo regulador de aire(collarín) hasta obtener la combustión completa. Para apagar el mechero, primero se debe cerrar la llave de gas que se encuentra en la pared lateral. En seguida cerrar llave de suministro de gas del mechero en si.


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Fig 1.1 Mechero Bunsen 3. MEDICION DE LIQUIDOS Para la medición de líquidos se emplean diversos materiales de vidrio, de acuerdo a la precisión que se quiere obtener. Los más usuales son: buretas, pipetas y probetas. La graduación que se observa en los beakers, erlenmeyers, kitasatos, etc; son meramente referenciales, ya que estos materiales no se usan para medir volúmenes. 3.1.

SELECCIÓN DEL MATERIAL DE MEDICION

Para medir volúmenes mayores a 20 mL se usan las probetas graduadas. Para medir volúmenes menores a 20 mL se usan pipetas graduadas y volumétricas. También se usan buretas para medir líquidos en sistemas de titulación. Ensayar medida de volúmenes con pipetas graduadas. 3.2. CALCULO del ERROR EXPERIMENTAL. Medir de manera referencial100 mL de agua destilada en el erlenmeyer. Añadir dicho contenido a probeta de 100 mL. Completar o quitar contenido en el caso que falte o sobre volumen de agua. Finalmente añadir dicho volumen a la fiola de 100 mL. Agregar o quitar contenido de agua, usando una pipeta graduada de 1 mL, para el caso que esté por encima o debajo de la línea de aforo. Completar el Cuadro 1.5.

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Material Beaker Erlenmeyer Fiola Probeta Pipeta graduada Pipeta volumétrica Micropipeta Bureta Kitasato Pera de decantación Desecadora Tubo de ensayo Tubo de centrífuga

Presentación

Usos

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Equipo Baño María Equipo de destilación a presión atmosférica Rotavapor (Evaporador rotatorio) Estufa de aire forzado Extractor Soxhlet

Plancha calentamiento + agitador magnético pH-metro o potenciómetro Balanza analítica digital Balanza de precisión Conductímetro digital Centrífuga refrigerada, control digital Centrífuga mecánica

Características/Presentación

Usos

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4. Reconocimiento de reactivos según peligrosidad Observar los reactivos dispuestos sobre la mesa de trabajo y completar el Cuadro 1.6, de acuerdo a grado de peligrosidad.

CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS CUADRO 1.2. Materiales de vidrio de uso corriente en Laboratorio Material

Presentación/ característica

Usos

Gradilla Trípode metal Rejilla con centro cerámico Soporte Universal Mortero con pilón Embudo Buchner Cápsula de evaporación Bombilla de succión Pizeta p/agua destilada

CUADRO 1.3. Equipos de uso corriente en el Laboratorio de Química

CUADRO 1.4. Material diverso de uso común en Laboratorio.

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CUADRO 1.5 Determinación del error experimental (%ERROR) Material de vidrio

Volumen Teórico

Volumen Observado

Error Experimental,

(mL)

(mL)

%

Erlenmeyer (250 mL) Probeta(100 mL) Fiola (100 mL)

Cuadro 1.6. Reactivos de uso común en el Laboratorio de Química Reactivo CH3OH HNO3 NaOH NaCl NaHCO3 K 2CrO4

Presentación

Grado de peligrosidad

CUESTIONARIO

1. Explicar en forma gráfica o escrita a) Menisco. Tipos b) Error de paralaje c) Tipos de vidrio 2. Escribir las ecuaciones correspondientes a la combustión completa e incompleta del gas propano (C3H8) y el gas de Camisea (CH 4) . 3. Definir exactitud y precisión. ¿En qué se diferencian? Dar ejemplos. 4. Qué diferencias existen entre una hipótesis y una teoría? Dar un ejemplo de cada una de ellas.


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INTRODUCCIÓN En la mayor parte de los materiales, los átomos están unidos con enlaces químicos. Los enlaces químicos (o ligaduras químicas) son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas de los elementos, de compuestos y de metales. El hecho de que una sustancia sea sólida, líquida o gaseosa depende principalmente de sus enlaces químicos. Un material sólido puede ser duro y resistente, o suave y de consistencia cerosa, según los tipos de enlaces que unen a sus átomos. Se distinguen dos tipos de sustancias: iónicas y moleculares. Las sustancias moleculares se forman por efecto del enlace covalente y las sustancias iónicas, están conformadas por redes de iones, (cationes y aniones) que se atraen electrostáticamente, predominando el enlace iónico.

OBJETIVOS 1. Diferenciar los compuestos iónicos de los compuestos covalentes. 2. Predecir la naturaleza polar o apolar de algunos compuestos covalentes.

FUNDAMENTO TEÓRICO Enlace químico se refiere a las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los compuestos. Hay dos tipos principales de enlace: 1. ENLACE IONICO El enlace iónico resulta de la interacción electrostática entre iones, que a menudo resulta de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro. El enlace iónico es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para formar un sólido. Tal compuesto sólido se denomina un sólido iónico. Cuando la diferencia de electronegatividad, entre dos elementos es grande, es probable que los elementos formen un compuesto por enlace iónico (transferencia de electrones). Los iones en un sólido iónico sólo pueden vibrar en torno a posiciones fijas, de modo que los sólidos iónicos son malos conductores térmicos y eléctricos. Sin


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embargo, los compuestos iónicos fundidos son excelentes conductores porqu e sus iones se mueven libremente.

2. ENLACE COVALENTE o MOLECULAR Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. El enlace covalente ocurre cuando la diferencia de electronegatividades, entre los elementos (átomos) es menor a 1.9, según la escala de electronegatividades descrita por Linus Pauling. En los compuestos predominantemente covalentes los enlaces entre átomos en una molécula (enlaces intramoleculares) son relativamente fuertes, pero las fuerzas de atracción entre moléculas (fuerzas intermoleculares) son relativamente débiles. Como resultado, los compuestos covalentes tienen puntos de fusión y de ebullición inferiores a los de los compuestos iónicos.

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En el cuadro siguiente se indican las diferencias principales entre sustancias moleculares moleculares y iónicas: CUADRO 4.1. Diferencias entre sustancias moleculares (covalentes) y iónicas

SUSTANCIAS MOLECULARES

SUSTANCIAS IONICAS

1. Están conformadas conformadas por 1. Están conformados confo rmados por redes cristalinas de moléculas y dichas moléculas cationes y aniones que se atraen presentan sólo enlace covalente. covalente. electrostáticamente(no forman moléculas). 2.

Son gases, gases, líquidos líquidos o sólido sólido 2. Son sólidos sólidos con puntos puntos de fusión altos altos (por l con puntos puntos de fusión bajos bajos (po general mayor de 400ºC). lo general, menor de 300ºC).

descomposició n térmica 3. La mayoría mayoría sufren descomposidescomposi- 3. Difícilmente sufren descomposición a las mismas condiciones. ción por acción del calor (termolábiles). 4. Algu Algunos nos son soluble solubless solventes solventes polare polaress (como (como agua) agua) y otros otros son soluble solubless solventes solventes apola apolares res (como (como benceno benceno o hexano).

mayoría son solubles en solventes polare e 4. La mayoría (como (como el agua) agua) e insolubl insolubles es en solv solvent ent e apolares (como el benceno o hexano). e e

solucione solucioness acuosas acuosas 5. Sus solucione solucioness acuosa acuosa 5. Sus conducen la corriente corrie nte eléctrica. generalm generalmente ente no conduc conducen en l corriente eléctrica.

MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL Tubos de ensayo grandes Pinzas para tubo de ensayo Vasos de precipitados Baguetas Equipo de conductividad conductividad eléctrica

generalm generalment ent


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b) REACTIVOS Agua destilada Agua potable Solución de cloruro de sodio (NaCl) al 5% Solución de hidróxido de sodio (NaOH) al 5% Solución de sulfato cúprico (CuSO4) al 5% Solución de cloruro de magnesio (MgCl2) al 5% Solución de sacarosa (C12 H22O11) al 5% Solución de cloruro de calcio (CaCl2) al 5% Solución de metanol (CH3OH) al 5% Solución de etanol (C2H5OH) al 5% Solución de acetona (CH3 – CO CO – CH CH3) al 5% Acido acético (CH 3COOH) N-Hexano N-Hexano C6H14 2-Propanol (C3H7OH) Tetracloruro de carbono (CCl4) Ciclohexano Ciclohexano (C6H12) Parafina (C30H62) Triglicérido (manteca). (manteca). Triglicérido (aceite vegetal) Urea (NH2)2CO Etanol absoluto

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL E XP E RIME N TO

1.

P ROP IE D A DE S d e CO MP UES TO S I Ó N I C O S y M OL E C U LA RE S Disponer de 6 tubos de ensayo ensayo limpios l impios y secos. Añadir un poco de cloruro de sodio al primer tubo, sacarosa al segundo tubo y grasa vegetal(manteca) al tercero. Coger con una pinza cada tubo y someterlo a la llama del mechero Bunsen por breves instantes, hasta observar la fusión de la sacarosa, sacarosa, y la parafina. Anotar sus observaciones en el Cuadro 4.2. Continuar el calentamiento por 5 minutos más. Observar la descomposición de las sustancias y anotar en el Cuadro 4.2. Añadir respectivamente al cuarto tubo una pizca de cloruro de sodio, al quinto una pizca de sacarosa y al sexto un poco de grasa vegetal. Agregar agua a cada tubo, agitar y observar la solubilidad de las sustancias. Anotar en el Cuadro 4.2.


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EXPERIMENTO 2. BUSCANDO el TIPO de ENLACE Montar el sistema de conductividad eléctrica, siguiendo las indicaciones del profesor. Las muestras contenidas en cada beaker de 50 mL de capacidad poner en contacto con los electrodos y observar si el foco se enciende. Desconectar el equipo. Después de cada prueba devolver la muestra al frasco respectivo. Lavar los electrodos con agua destilada y secarlos cuidadosamente con papel toalla. Evaluar las muestras indicadas en el Cuadro 4.3 y completar dicho cuadro con las observaciones realizadas.

EXPERIMENTO 3.

PREDICCIÓN de la NATURALEZA POLAR o APOLAR de COMPUESTOS COVALENTES

Disponer de un tubo de ensayo pequeño con 1 mL de agua destilada. Agregar 1 mL de metanol (CH3OH). Agitar. Si el metanol (CH3OH), se solubiliza, hacer la anotación en el cuadro 4.4. Si no se solubiliza, tomar otro tubo de ensayo y probar la solubilidad del agua agregando 1 mL de etanol (C2H5OH). Agitar, observar y anotar en el cuadro 4.4, y así sucesivamente. Repetir el procedimiento anterior utilizando n-hexano con: metanol , acetona, cloroformo, C3H7OH, tetracloruro de carbono (CCl4), ciclohexano (C6H12), ácido acético (CH 3COOH); sacarosa (C12H22O11), Triglicérido (aceite vegetal), etanol absoluto y urea (NH2)2CO.

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CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS CUADRO 4.2. Propiedades de los compuestos moleculares y iónicos Punto de fusión COMPUESTO

Iónico

¿alto o bajo?

¿Sufre descomposición térmica ?

¿Se solubiliza en agua?

NaCl (s)

Molecular

C12H22O11 (s)

Molecular

Triglicérido (manteca)

CUADRO 4.3. Tipo de enlace ¿SE ENCIENDE EL FOCO? SOLUCIONES Agua destilada Agua de caño NaCl(ac), 5% NaOH(ac), 5% CuSO4(ac), 5% C12H22O11(ac), 5%

TIPO DE ENLACE

IONES

COVALENTE IÓNICO

CATIÓ ANIÓN N

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MgCl2(ac), 5% CH3OH(ac), 5% C2H5OH(ac), 5% CH3COOH concent CH3COOH(ac), 5% CH3-CO-CH3(ac), 5%

CUADRO 4.4. Polaridad molecular Compuesto molecular

Miscible en: Agua

CH3OH (p.a.) C2H5OH (p.a.) CH3-CO-CH3 (p.a.) CHCl3 p.a. CH3COOH (p.a.) C3H7OH (p.a.) CCl4 (p.a.) C6H12 (p.a.) C12H22O11 (p.a.) (NH2)2CO (p.a.) Triglicérido(aceite vegetal)

n-Hexano

Tipo de molécula Polar

Apolar


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CUESTIONARIO 1. Representar mediante la simbología de Lewis y la regla del octeto, 4 sustancias iónicas que determinó en la práctica. 2. Representar mediante la simbología de Lewis y la regla del octeto, 4 sustancias moleculares que determinó en la práctica. 3. ¿Por qué el NaOH acuoso conduce la corriente eléctrica y el CH 3OH acuoso no conduce la corriente eléctrica si ambos presentan el grupo hidroxilo (OH) 1?. 4. Describa el funcionamiento de los hornos de microondas. 5. Explicar la naturaleza de la dinamita, el invento de Alfred Nobel.


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INTRODUCCIÓN Una reacción química es una transformación química de reactantes en productos, donde los átomos, moléculas o iones de una o más sustancias enlazadas de una manera reaccionan y producen otros átomos, moléculas o iones pero ordenados de otra manera formando nuevas sustancias con propiedades diferentes a las iniciales (se cumple el principio de la conservación de los elementos, de la masa y la energía). En una reacción química ocurren atracciones de cargas positivas y negativas, se transfieren electrones, se rompen enlaces y se forman nuevos, se comparten pares electrónicos, etc., y en todo ello se absorbe y se libera energía. Algunos ejemplos de reacciones químicas son: La corrosión de los metales La combustión de cualquier sustancia orgánica La fotosíntesis. La respiración celular La precipitación de sales en los mares, océanos. La neutralización de la acidez estomacal etc. Con el objeto de comunicarse entre sí respecto de las reacciones químicas, los químicos han desarrollado una forma estándar para representarlas, utilizando ecuaciones químicas. Una ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar que ocurre oc urre durante una reacción química

OBJETIVOS 1. Diferenciar reacciones químicas de precipitación, ácido-base, de óxidoreducción y reacciones de formación de complejos. complejos. 2. Escribir y balancear bal ancear ecuaciones iónicas y moleculares

FUNDAMENTO TEÓRICO 1.

REACCION DE PRECIPITACION

La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado (Chang,


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2003). Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución. En las reacciones de precipitación normalmente participan compuestos iónicos. Dos ó mas iones en solución acuosa, por atracción electrostática, superan las fuerzas de solvatación y puentes de hidrógeno de las moléculas de agua, se juntan y forman moléculas o redes cristalinas insolubles en el medio acuoso y precipitan formando una nueva fase, generalmente sólida que se separa del medio.

Ejemplos de ecuaciones iónicas netas de precipitación son: Ag1+(ac) + Cl1-(ac)

====

AgCl(s)

Pb2+(ac) + (CrO4)2-(ac) ==== PbCrO4 (s) Ca2+(ac) + (CO3)2-(ac) 2.

====

CaCO3 (s)

REACCION ACIDO-BASE

A finales del Siglo XIX, el químico sueco Svante ARRHENIUS definió a los ácidos como sustancias que se ionizan en agua para formar iones H +, y a las bases como sustancias que se ionizan en agua para formar iones OH -, para clasificar a las sustancias de las que se conocían bien sus propiedades en disolución acuosa. Las definiciones de Arrhenius de ácidos y bases son limitadas en el sentido de que sólo se aplican a disoluciones acuosas. En 1932, el químico danés Johanes BRONSTED propuso una definición más amplia de ácidos y bases que no requiere que éstos estén en disolución acuosa. Un ácido de Bronsted es un donador de protones, y una base de Bronsted es un aceptor de protones p rotones.. Según la teoría ácido-base de Bronsted y Lowry ; ácido se define como la sustancia que APORTA o CEDE PROTONES (llamados también iones hidrógenos, H+), y base se define como la sustancia que ACEPTA o RECIBE PROTONES.


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Todo ácido genera su base conjugada y toda base genera su ácido conjugado respectivo en un equilibrio ácido-base. Ejemplo: NH3 + H2O ==== (NH4)1+ base

ácido

ácido conj.

(CO3)2- + H2O ==== base

3.

+

ácido

(OH)1base conj.

(HCO 3)1- + (OH)1-

ácido conj.

base conj.

REACCIONES DE OXIDO REDUCCION

Las reacciones de óxido reducción se caracterizan por presentar transferencia de electrones: La oxidación es un aumento algebraico del estado de oxidación y corresponde a la pérdida, o aparente pérdida, de electrones. La reducción es una disminución algebraica del estado de oxidación y corresponde a la ganancia, o aparente ganancia, de electrones. La capacidad de perder o ganar electrones que tiene una sustancia se mide por su potencial de reducción (puede ser también por su potencial de oxidación). Un agente oxidante (que oxida al otro reactivo) gana electrones y cambia su estado de oxidación mientras que el otro reactivo, el agente reductor (que reduce al oxidante) pierde electrones y también cambia su estado de oxidación. Ejemplo: Zn(s) + HCl(ac) ====

ZnCl2(ac) + H2

Las semirreacciones son: Semirreacción de oxidación – corresponde al agente reductor


Zn

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==== Zn2+ + 2 e1-

Semirreacción de reducción – corresponde al agente oxidante 2 H1+ + 2 e1- ====

H2

El Zno se oxida a Zn2+ y el (H)1+ se reduce a H20 en medio ácido.

4.

REACCIONES DE FORMACION DE COMPLEJOS

La disponibilidad de pares de electrones libres en el átomo central de moléculas o iones permiten generar enlaces covalentes coordinados con otras moléculas o iones, formándose iones complejos que generalmente son solubles en agua. De acuerdo a la teoría de los iones complejos, al receptor del par electrónico se le llama ión central (que corresponde a un metal de transición) y al dador del par electrónico que se le llama ligando (puede ser un ión o una molécula). Un ión central (metal) y un ligando (ión o molécula) forman un ión complejo mediante enlaces covalentes de coordinación.

Ejemplo: Ag+

+

Ión central

2 NH3

Ligando

MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL Tubos de ensayo Gradillas

→

[Ag(NH3)2]+

Ión complejo


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b) REACTIVOS Solución de amoniaco concentrado, NH3, 6 M Solución de amoniaco diluido, NH 3, 0,5 M Solución de ácido muriático diluido al 10% Vinagre blanco comercial Solución de cloruro de sodio, NaCl, 0,1 M Solución de hidróxido de sodio, NaOH, 1 M Solución de nitrato de plata, AgNO3, 0,1 M Solución de cloruro de bario, BaCl2, 0,1 M Solución de sulfato de sodio, Na2SO4, 0,1 M Solución de nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2, 0,1 M Solución de cromato de potasio, K 2CrO4, 0,1 M Solución de dicromato de potasio, K 2Cr 2O7, 0,1 M Solución de ácido sulfúrico concentrado, H2SO4 Solución de ácido sulfúrico diluido, H2SO4, 0,25 M Solución de sulfato ferroso, FeSO4, 0,5 M Solución de permanganato de potasio, KMnO4, 0,1 M Solución de peróxido de hidrógeno, H2O2, al 30% Agua destilada, H2O Indicador de fenolftaleina. Solución de KSCN 0.1 M Solución de CuSO4 0.1 M.

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1. REACCIONES DE PRECIPITACION Disponer de 4 tubos de ensayo pequeños y limpios. En el primer tubo agregar 1 mL de NaCl 0,1 M y luego 2 ó 3 gotas de AgNO 3 0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1. En el segundo tubo agregar 1 mL de BaCl2 0,1 M y a continuación 1 mL de Na2SO4 0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1. En el tercer tubo echar 1 mL de FeCl3 0,1 M y luego 1mL de NaOH 0,1 M. Agitar. Anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1. En el cuarto tubo agregar 1 mL de Pb(NO3)2 0,1 M y a continuación 1 mL de K 2CrO4 0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1

EXPERIMENTO 2. REACCIONES ACIDO-BASE Disponer de 2 tubos de ensayo grandes y limpios


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En el primer tubo agregar 1 mL de vinagre blanco y 2 ó 3 gotas de indicador fenolftaleina. Observar Agregar al primer tubo 1 gota de NaOH 1 M. Agitar y observar que sucede. Si no hay cambio aparente, seguir agregando solución de NaOH gota a gota agitando después de cada gota agregada. La reacción de neutralización se completa cuando el indicador cambia de coloración. Anotar sus observaciones en el Cuadro 5.2. En el segundo tubo agregar 1mL de ácido clorhídrico diluido y 2-3 gotas de fenolftaleina. Al igual que en el caso anterior agregar gota a gota y con agitación permanente solución de NH4OH 0,5 M hasta que haya viraje del indicador. Observar y anotar en el Cuadro 5.2.

EXPERIMENTO 3. REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION Disponer de 2 tubos de ensayo pequeños y limpios Al primer tubo agregar 1mL de K 2Cr 2O7 0,1 M, acidificar con 5 gotas de H2SO4 concentrado y añadir 2 mL de FeSO4 0,5 M. Observar los cambios producidos y completar el Cuadro 5.3. En el segundo tubo agregar 1 mL de KMnO4 0,1 M, acidificar con 5 gotas de H2SO4 concentrado y añadir gota a gota H 2O2 al 30% hasta decoloración de la solución. Observar los cambios producidos y anotar en el Cuadro 5.3.

EXPERIMENTO 4: REACCIONES de FORMACION de COMPEJOS Disponer de 2 tubos de ensayo pequeños y limpios Agregar al primer tubo 1 mL de FeCl3 0.1M y luego 3 gotas de KSCN 0.1M. Agitar y anotar observaciones en el cuadro 5.4. En el segundo tubo agregar 1 mL de CuSO 4 0.1M y luego 1 mL de NH3 6 M. Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.4.

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CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS Completar y balancear las ecuaciones en cada uno de los siguientes Cuadros

CUADRO 5. 1. Reacciones de precipitación

OBSERVA CIONES

REACCIONES Ecuación general

1

NaCl(ac) + AgNO3(ac)

AgCl(s) + NaNO3(ac)

BaCl2(ac) + Na2SO4(ac)

BaSO4(s) + 2NaCl(ac)

Ecuación iónica total Ecuación iónica neta Iones espectadores

Ecuación general 2


Ecuación general FeCl3(ac) +NaOH(ac) 3

Ecuación iónica total Ecuación iónica neta

Fe(OH)3(s) + 3NaCl(ac)

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Iones espectadores

Ecuación general Pb(NO3)2(ac)+ K 2CrO4(ac) KNO3(ac)

4

PbCrO4(s)

+


CUADRO 5.2. REACCIONES ACIDO BASE

REACCIONES OBSERVA CIONES Ecuación general CH3COOH(ac) +NaOH 1

Ecuación iónica total

Ecuación iónica neta Iones espectadores

CH3COONa(ac) + H2O(l)


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Ecuación general HCl(ac) + NH4OH(ac) 2

NH4Cl(ac) + H2O(l)

Ecuación iónica total Ecuación iónica neta

Iones espectadores Mg(OH)2(ac) + HCl(ac)

Ecuación general

MgCl2(ac) + H2O(l)

Ecuación iónica total 3

Ecuación iónica neta Iones espectadores

CUADRO 5.3.- REACCIONES DE ÓXIDO – REDUCCIÓN

REACCIONES

OBSERVACIONES

K 2Cr2O7(ac)+H2SO4(ac)+FeSO4(ac) Fe 2(SO 4)3(ac)+Cr 2(SO 4) 3(ac)+K 2 SO 4(ac)+

1

H2O(l)

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Oxidación : Fe +

Fe + + 1e-

Reducción : Cr2O72- + 14H+ + 6e-

2Cr3+ + 7H2O

Agente Oxidante: .................... Agente Reductor: .................................

KMnO4(ac) + H2SO4(ac) + H2O2(ac) K 2SO4(ac) + H2O(l)

MnSO4(ac) + O2(g) +

2

Oxidación : .....................................................................................

Reducción .............................................................................................. Agente Oxidante : ................... Agente Reductor:..................................

:


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CUADRO 5.4. REACCIONES DE FORMACION DE COMPLEJOS

REACCIONES OBSERVACION ES Rojo sangre

Ecuación general FeCl3(ac) +KSCN(ac) K 3[Fe(SCN)6](ac) + KCl(ac) 1 Ecuación iónica total

Ecuación iónica neta Fe + + SCN-

→

(FeSCN) +

Iones espectadores

Ecuación general CuSO4(ac) + NH3 (ac) 2 Ecuación iónica total

Ecuación iónica neta

Iones espectadores

[Cu(NH 3)4]SO4(ac)

(Harris, 2007)


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CUESTIONARIO 1. Balancear en medio ácido las siguientes ecuaciones, indicando las semirreacciones de óxido-reducción. Así mismo, indicar el agente oxidante y el agente reductor. a) (Cr 2O7)2- (ac) +I1- (ac) ==== Cr 3+(ac) + (IO3 )1- (ac) b) I2 (s) + (OCl)1- (ac)

(IO3 )1- (ac) + Cl1- (ac)

2. ¿Cuál es la reacción química por la cual el bicarbonato de sodio actúa como antiácido de la acidez estomacal y qué tipo de reacción es? 3. Una foto muestra la reacción entre una disolución de Cd(NO3)2 y una de Na2S. Determine la identidad del precipitado. Qué iones permanecen en disolución? Escriba la ecuación iónica neta de la reacción. 4. Determinar el número de oxidación del elemento indicado en cada una de las siguientes sustancias siguientes: a) S en SO3; b) C en COCl2 ; c) Mn en MnO41- ; d) Br en HBrO; e) As en As4 ; f) O en K 2O2


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INTRODUCCIÓN La mayor parte de los materiales con los que interactuamos en la vida cotidiana son mezclas de sustancias puras. Muchas de esas mezclas son homogéneas; es decir, sus componentes están entremezclados de manera uniforme en el nivel molecular. Las mezclas homogéneas se denominan soluciones. Las soluciones pueden ser gases, líquidos o sólidos. Muchos procesos químicos y biológicos ocurren en soluciones, especialmente acuosas. Una solución consta de un solvente o disolvente y uno, o más, solutos cuyas proporciones pueden variar; la cantidad de soluto determina la concentración de la solución.

OBJETIVOS 1. Preparar y formular soluciones de diferentes concentraciones. 2. Valorar soluciones preparadas en base de patrones de referencia.

FUNDAMENTO TEORICO SOLUBILIDAD La cantidad de soluto necesaria para formar una solución saturada en una cantidad dada de solvente se conoce como solubilidad de ese soluto. Por ejemplo, la solubilidad del NaCl en agua a 0°C es de 35,7 g por 100 mL de agua. Esta es la cantidad máxima de NaCl que se puede disolver en agua para dar una solución estable, en equilibrio, a esa temperatura. La concentración de una solución es la cantidad de soluto disuelta en una determinada cantidad de solvente o de solución. Una solución diluida sólo contiene baja concentración de soluto. Una solución concentrada contiene una alta concentración de soluto. Una solución que está en equilibrio con un soluto no disuelto a determinada temperatura se describe como saturada. En el caso de algunas sustancias es posible preparar una solución que contenga más soluto que una solución saturada. A esto se llama solución sobresaturada. Las soluciones sobresaturadas no son estables. El soluto precipita de la solución sobresaturada – el sólido que se separa de una solución se llama precipitado


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FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD El grado en que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza tanto del soluto como del disolvente, y también de la temperatura y, al menos en el caso de los gases, la presión.

INTERACCIONES: SOLUTO – DISOLVENTE. Las sustancias con 1. fuerzas de atracción intermoleculares similares suelen ser mutuamente solubles. Esta generalización suele expresarse simplemente como “lo similar disuelve a lo similar ”. Las sustancias no polares son solubles en disolventes no polares; los solutos iónicos y polares son solubles en disolventes polares. Los sólidos de red como el diamante y el cuarzo son insolubles en disolventes tanto polares como no polares a causa de las intensas fuerzas de enlace dentro del sólido. EFECTOS DE TEMPERATURA. La solubilidad de la mayor parte de 2. los solutos sólidos en agua se incrementa al aumentar la temperatura de la solución. Sin embargo, hay unas cuantas excepciones a esta regla, como es el caso del Ce2(SO4)3, Na2SO4, etc. A diferencia de los solutos sólidos, la solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la temperatura. Si calentamos un vaso de agua fría, se observarán burbujas de aire en el interior del vaso. De forma similar, las bebidas carbonatadas pierden CO2 si se les permite calentarse; al aumentar la temperatura de la solución, la solubilidad del CO 2 disminuye y el CO2(g) escapa de la solución. La menor solubilidad del O2 en agua al aumentar la temperatura es uno de los efectos de la contaminación térmica de lagos y ríos. El efecto es particularmente grave en los lagos profundos porque el agua caliente es menos densa que el agua fría, y por ello tiende a permanecer sobre el agua fría, en la superficie. Esta situación impide la disolución de oxígeno en las capas más profundas y afecta la respiración de todos los organismos acuáticos que necesitan oxígeno. Los peces pueden asfixiarse y morir en estas circunstancias. EFECTOS DE PRESION. La solubilidad de un gas en cualquier 3. disolvente aumenta al incrementarse la presión del gas sobre el disolvente. En cambio, las solubilidades de los sólidos y líquidos no acusan un efecto apreciable de la presión. La ley de Henry se aplica a los gases que no reaccionan con el disolvente en el que se disuelven (o, en algunos casos, gases que reaccionan incompletamente). Se define normalmente de la manera siguiente:

Ley de Henry .- A temperatura constante, la solubilidad de un gas es directamente proporcional a la presión del gas sobre la solución. La ecuación es: Cg = k . P g


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Donde Cg es la concentración del gas disuelto (por lo regular expresada como molaridad), Pg es la presión parcial del gas sobre la solución y, k es una constante de proporcionalidad llamada constante de la ley de Henry, diferente para cada par soluto-disolvente. La constante también varía con la temperatura. Por ejemplo, la solubilidad de N 2 gaseoso en agua a 25°C y o,78 atm de presión es de 5,3 x 10 -4 M. Entonces, la constante de la ley de Henry para el N 2 en agua está dado por (5,3 x 104 moles/L)(0,78 atm) = 6,8 x 10-4 moles/L-atm. Si se duplica la presión parcial del N2, la ley de Henry predice que la solubilidad en agua también se duplicará a 1,06 x 10-3M.

UNIDADES DE CONCENTRACION P O R C E N T A J E ( % ) y P A R T ES p o r M I L L Ó N ( p p m ) .

% SOLUTO (p/p)

Wsoluto (g) x 100 Wsolución (g)

Wsoluto (g) MOLARIDAD (M) Y NORMALIDAD (N)

M

N

Vsolución (L)

m " PM" V

# eq - g soluto Vsolución (L)

m " PM" V

soluto


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TRANSFORMACIÓN DE UNIDADES La c o nce nt r ac i ón d e u n a s o l uci ón s e p ue de e xp r e s ar d e d i ve r s as man er as . Co n oc i en do u n a u n i da d d e co nc e nt r aci ó n s e p ued e co n o cer cuál e s la co n ce nt r aci ó n e n o t r a u n i da d. P o r ej emp l o s i c o n o c e m o s l a m o l a r i d a d d e ( M ) d e u n a s o l u c i ó n p o d e m o s c o n o ce r l a c o n ce nt r a ci ó n e n n o r m a l i d a d ( N ) u sa n d o l a s ig u i e n te r e l a c i ó n : N

Mx

D o n d e: Ø = Fa ct o r d e C o r r ec ci ó n P ar a u n á ci d o Ø = n ú me r o d e H+ P a r a u n a b a s e Ø = n ú m e r o d e O HSi conocemos la pureza o el porcentaje en peso (% W) p/p de una solución, la densidad de la misma y el peso fórmula (PM) del soluto, podemos calcular la concentración molar (M) de la solución usando la siguiente relación:

M

%Wsoluto (p/p) x densidad solución x 100 " PM " soluto

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS Una solución se puede preparar de diversas maneras: a) A partir de la disolución del soluto puro. b) A partir de la disolución de otra solución concentrada del mismo soluto. c) Por mezcla de dos o más soluciones del mismo soluto Para el caso (a),usar las fórmulas de Molaridad y Normalidad según el interés.


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Para el caso (b), usar la siguiente relación, denominada comúnmente como la ecuación de Dilución:

Volumen 1 x Concentración 1 Volumen 2 x Concentración 2 donde: Volumen

2 Volumen 1

Volumen del solvente agregado

Para el caso (c),cuando se mezclan 2 soluciones y se obtienen una tercera, se cumple:

Volumen 1 x Concentración 1 Volumen 2 x Concentración 2 Volumen 3 x Concentración 3

MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL Mechero de Bunsen. Trípode con malla de asbesto Gradilla Tubos de ensayo Pipetas graduadas de 10 y 25 mL Vasos de precipitado de 50 mL


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Fiolas de 100 mL Piceta de agua destilada

b) REACTIVOS Ácido clorhídrico, HCl, (concentrado). Hidróxido de sodio, NaOH, (granular). Cloruro de sodio, NaCl, (sólido). Biftalato de potasio, C8H5O4K, (cristales desecados). Fenolftaleína Agua destilada

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1. PREPARACION de una SOLUCION SATURADA de NaCl Pesar un erlenmeyer de 250 mL y agregar 100 g de agua. Disolver el NaCl hasta obtener una solución saturada, a temperatura de trabajo. Calentar la solución para observar la influencia de la temperatura en la solubilidad. Completar los datos en el Cuadro 7.1.

EXPERIMENTO 2. PREPARAR 100 mL DE SOLUCION NaOH 2 N Calcular la cantidad de NaOH (sólido) requerido. Pesar la cantidad requerida de NaOH (s), seguir indicaciones del Profesor. Disolver el NaOH en un vaso de precipitados con agua destilada Enrasar en una fiola de 100 mL la solución de NaOH, homogenizar la mezcla.


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EXPERIMENTO 3.- PREPARAR 100 mL DE SOLUCION NaOH 0,2 N A partir de NaOH 2 N (solución concentrada), calcular el volumen requerido para preparar la solución diluida de NaOH 0,2 N. Con ayuda de una pipeta volumétrica agregar a una fiola el volumen requerido, adicionar agua destilada hasta el enrase y homogenizar la mezcla.

EXPERIMENTO 4. VALORACION DE LA SOLUCION NaOH ± 0,2 N CON BIFTALATO DE POTASIO Pesar aproximadamente entre 0.100 y 0.200g de biftalato de potasio (PF = 204,22g/mol) y agregarlos a un erlenmeyer de 250 mL, disolver la sal con 30 mL de agua destilada medida en probeta y adicionar 2 gotas de fenolftaleína. Agitar

Llenar la bureta de 25 mL con la solución de NaOH 0.2 N, enrasando a cero. Colocar debajo de la bureta, el erlenmeyer con la solución de biftalato y dejar caer lentamente la solución de NaOH de la bureta, agitar permanentemente con un movimiento rotatorio. Cuando aparecen los primeros indicios de coloración rosada agregar gota a gota. El punto final se alcanza cuando una gota de NaOH proporcione a la solución un color rosa pálido que se mantiene unos 15 segundos. Anotar el volumen gastado de NaOH. Repetir esta valoración 3 veces. Calcular la concentración de la solución de NaOH en base a los datos obtenidos. Escribir la ecuación química de neutralización en el Informe.

EXPERIMENTO 5. Preparación de 100 mL de una SOLUCION HCl 0,2 N a partir de HCl Concentrado

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Los datos del HCl concentrado son: densidad 1,36 g/mL, pureza 36 % (p/p). Calcular el volumen requerido. Medir un volumen del HCl conc.,con ayuda de una pipeta graduada y una bombilla de succión. Agregar sobre agua destilada contenida en una fiola de 100 mL, enrasar la fiola con agua y homogenizar la solución.

CUADRO DE y RESULTADOS CUADRO 7.1. Solución saturada de NaCl MATERIAL

TEMPERATURA, ºC

Peso (g)

Error experimental, %

Erlenmeyer + AGUA NaCl añadido (sin calentamiento ),g N aC l a ñ ad id o ( co n calentamiento ),g

CUADRO 7.2. Solución concentrada de NaOH NaOH(s) Peso (g) Volumen (mL)

SOLUCION de NaOH xxxxxxxxxxxxxx

xxxxxxxx

[NaOH]

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CUADRO 7.3.- Solución diluida de NaOH

NaOH Concentrada

NaOH Diluida

Volumen (mL) NORMALIDAD

CUADRO 7.4. Valoración de la Solución diluida de NaOH

Biftalato de potasio

Volumen Gastado (mL)

XXXXXXXXXX

Peso (g) NORMALIDAD

[NaOH]

Error experimental, %

XXXXXXX XXXXXX

XXXXXXX

XXXXXXXXXX

CUESTIONARIO 1. Definir: Soluto, Solvente, Solubilidad, Solución diluida, Solución concentrada, Solución saturada, Solución sobre saturada, solución coloidal e hidrato 2. ¿Qué es solvatación?. Dar ejemplos. 3. ¿Cuáles son los sistemas buffer o amortiguadores en el organismo humano? 4. ¿Qué volumen de HCl 5N y de HCl 2.5N deben mezclarse para obtener 4 L de una disolución 3.0 N? 5. ¿Qué es la osmosis inversa y para qué se usa?


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INTRODUCCIÓN Para predecir si una reacción ocurrirá o no, es necesario saber si se lleva a cabo a una velocidad conveniente y también hasta qué grado se transforman los reactivos en productos durante el equilibrio. Los estudios sobre velocidades de reacción constituyen una fuente importante de información sobre los mecanismos de reacción. El mecanismo de reacción es una descripción detallada a nivel molecular de cómo se verifica una reacción; la ecuación de una reacción simplemente identifica los reactivos y productos . Los mecanismos de reacción son teorías que explican observaciones experimentales. Aunque las observaciones posteriores comprueben que son equivocadas, serán de gran utilidad para organizar la gran cantidad de información sobre las reacciones químicas. La mayor parte de las reacciones químicas que se han observado en el Laboratorio parecen completarse en su totalidad, es decir los reactivos se consumen completamente al formar los productos. No se aprecia que los productos se transformen otra vez en reactivos; pareciera más bien como si la reacción fuera en un solo sentido. El Equilibrio químico es una situación de equilibrio dinámico; es decir, las especies químicas individuales reaccionan en forma continua, pero la concentración de los reactivos y productos en el equilibrio no cambia, es constante en el tiempo.

OBJETIVOS: 1. Evaluar la velocidad de reacción en función de la concentración y la temperatura. 2. Demostrar el Principio de Le Chatelier en un Sistema químico en equilibrio.

FUNDAMENTO TEORICO CINÉTICA QUÍMICA La cinética química es el área de la química que tiene relación con la rapidez, o velocidad, con que ocurre una reacción. La rapidez de reacción es el cambio en la concentración de un reactivo o un producto con respecto al tiempo. En un nivel práctico, el conocimiento de la rapidez de la reacción es muy útil en el diseño de fármacos, en el control de la contaminación y en el procesamiento de

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alimentos. Con frecuencia los químicos ponen más énfasis en el aceleramiento de la rapidez de una reacción que en mejorar su rendimiento. Se sabe que cualquier reacción puede representarse por la ecuación general: Reactante

Productos

Esta ecuación expresa que durante el transcurso de un reacción los reactivos se consumen mientras se forman los productos. Como resultado, se puede seguir el progreso de una reacción al medir, ya sea la disminución en la concentración de los reactivos, o el aumento en la concentración de los productos. Para la siguiente reacción hipotética: A

B

Expresando la rapidez de reacción en términos del cambio en la concentración respecto al tiempo, se puede expresar la velocidad de la siguiente manera:

Rapidez

A t

o

rapidez

B t

Donde A y B son los cambios en la concentración en un determinado periodo t. Debido a que la concentración de A disminuye durante el intervalo de tiempo, A es una cantidad negativa. La rapidez de reacción es una cantidad positiva, de modo que es necesario un signo menos en la expresión de velocidad para que la velocidad sea positiva. Por otra parte, la rapidez de formación del producto no requiere de un signo menos porque B es una cantidad positiva (la concentración de B aumenta con el tiempo). Estas rapideces son rapideces promedio porque representan el promedio en cierto periodo t. En los Sistema Homogéneos (cuando la reacción se efectúa en una sola fase) la rapidez de una reacción química es afectada por las variables: concentración de los reactantes, estado de división de los mismos, naturaleza de las sustancias, temperatura, catalizadores, energía de activación y presión en los gases

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EQUILIBRIO QUIMICO El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio químico es un proceso dinámico. En el equilibrio químico participan distintas sustancias como reactivos y productos. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio físico debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos. Ejemplo, la evaporación de agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada. El estudio del equilibrio físico proporciona información útil, como la presión de vapor de equilibrio. Sin embargo, es de gran importancia los procesos de equilibrio químico, como las reacciones reversibles que ocurren entre el dióxido de nitrógeno y el tetróxido de dinitrógeno: N2O4(g)

2 NO2(g)

La constante de equilibrio (K ) es la expresión matemática de la ley de acción de masas, la cual establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentración de reactivos y productos tiene un valor constante K ( la constante de equilibrio). Para la reacción en equilibrio, N2O4(g) valor de K es: K

NO 2 N 2O 4

2 NO2(g) a 25ºC, el

2

4,63 x 10- 3

Existe una regla general que ayuda a predecir la dirección en la que se desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura. Esta regla, conocida como Principio de Le Chatelier , establece que: Si se aplica una tensión externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela parcialmente dicha tensión. El término “Tensión” significa un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema. El principio de Le Chatelier se utiliza para valorar los efectos de tales cambios.


MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL Tubos de ensayo Bagueta de vidrio Vasos de precipitado Termómetro Cronómetro Plancha eléctrica Pipetas de 5, 10 y 20 mL Gradilla p/tubos.

b) REACTIVOS: Solución de HCl 1M, HCl 2M y Concentrado Solución de almidón Solución de Na2 SO3 0,05 M, acidificado con H2SO4 Solución de KIO3 0,100 M Solución de K 2CrO4 0,1 M Solución de K 2Cr 2O7 0,1 M Solución de NaOH 1 M Solución de Ba(NO3)2 0,1 M Solución de H2SO4 0,1 M Etanol absoluto

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c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL CINETICA QUIMICA EXPERIMENTO 1. VELOCIDAD DE REACCION DEL ION YODATO (IO3)1Disponer de 5 vasos de 100 mL de capacidad cada uno, numerados desde 1 al 5. Agregar 10 mL de solución de KIO3 y 5 mL de solución de almidón, en cada uno de los 5 vasos numerados. Agregar 25 mL de Na2SO3 acidificado al vaso 1 y en ese instante poner en marcha el cronómetro. Agitar rápidamente el sistema utilizando una bagueta limpia. Detener la marcha del cronómetro en el instante en que aparece el cambio de color en la solución del vaso respectivo Anotar el tiempo de reacción en el Cuadro 10.1 y también la temperatura de reacción; que será la misma para los 4 vasos restantes. Repetir el procedimiento anterior agregando 25 mL de Na2SO3 al vaso 2, 3 y 4 respectivamente. La ecuación que permite medir la velocidad de reacción del ion yodato es: H2SO4

KIO3 + 3Na2SO3 KIO3 + 5KI + 3H2SO4 I2 + Almidón

KI + 3Na2SO4 3 I2 + 3K 2SO4 + 3H2O (complejo de color azul intenso)

EXPERIMENTO 2. EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION DEL ION YODATO (IO3)1Disponer de 2 tubos de ensayo grandes y de un cronómetro Tubo 1, agregar 5 mL de KIO3 y llevarlo a un baño de 30ºC. Agregar 2.5 mL de almidón.


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Sacar la muestra del baño maría e inmediatamente agregar 5 mL del Na 2SO3 a 30°C, poner en marcha el cronómetro, agitar la mezcla previamente. Detener la marcha del cronómetro en el instante en que aparece el cambio de color en la solución contenida en el tubo de ensayo. Tubo 2, repetir el experimento a 40ºC y completar el cuadro 10.2.

EQUILIBRIO QUIMICO EXPERIMENTO 3. EQUILIBRIO ION CROMATO-DICROMATO Colocar 1 mL de solución de K 2CrO4 0.1M y 1 mL de solución de K 2Cr 2O7 0.1M en dos tubos de ensayo separados. Anotar el color de cada solución. Añadir gota a gota, alternativamente a cada solución, NaOH 1M, hasta que se observe cambio de color en uno de los tubos. Anotar los colores observados y guardar las soluciones. Repetir el procedimiento indicado, pero en vez de NaOH agregar gota a gota HCl 1M alternativamente a cada tubo de ensayo hasta obervar cambio de color en uno de ellos. Anotar los colores observados y guardar las soluciones. Añadir gota a gota NaOH 1M, a los tubos que se adicionó HCl 1M. Observar y anotar los cambios de color. Añadir gota a gota HCl 1M, a los tubos que se adicionó NaOH 1M. Observar y anotar los cambios de color. Anotar los resultados en el cuadro 10.3

EXPERIMENTO 4. EQUILIBRIO DEL CROMATO DE BARIO SOLIDO Colocar 10 gotas de K 2CrO4 0,1M en un tubo de ensayo 1, limpio. Añadir 2 gotas de NaOH 1M y solución de Ba(NO3)2 0.1M gota a gota hasta observar algún cambio. Anotar el resultado y guardar la solución. Colocar 10 gotas de K 2Cr 2O7 0,1M en un tubo de ensayo 2, limpio. Añadir 2 gotas de HCl 1M y 10 gotas de Ba(NO3)2 0.1M. Anotar el resultado y guardar la solución. Añadir HCl 1M gota a gota a la solución del tubo de ensayo 1 hasta observar algún cambio. Anotar todas las observaciones.

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Añadir NaOH 0.1M gota a gota a la solución del tubo de ensayo 2 hasta observar algún cambio. Anotar las observaciones en el cuadro 10.4 La ecuación de equilibrio del cromato de bario sólido es: BaCrO4(s)

Ba2+ (ac) + (CrO4)2-(ac)

CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS CUADRO 10.1. Influencia de la concentración del KIO 3 sobre la velocidad de reacción

Item

Concentración molar al inicio de la reacción KIO 3

Na2SO3

1

0,100

0,050

2

0,080

0,050

3

0,070

0,050

4

0,060

0,050

5

0,050

0,050

Temperatura ambiente (°C)

Tiempo de reacción (s)

ln KIO3

CUADRO 10.2. Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción del yodato (IO3)1TEMPERATURA (°C)

CONCENTRACION MOLAR AL INICIO DE LA REACCION KIO 3

Na 2SO3

T1

0,100

0,050

T2

0,100

0,050

T3

0,100

0,050

TIEMPO DE REACCION (s)

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CUADRO 10.3. Equilibrio del ion Cromato -dicromato CrO 4

-

Cr2O7

-

H OH-

CUADRO 10.4. EQUILIBRIO del CROMATO de BARIO Tensión

CrO 4

-

OH-

Cr2O7

-

XXXXXXXXXXXXXXXXXXXX

Ba2+ H+

XXXXXXXXXXXXXXXXXXXX

Ba2+ H+ OH-

XXXXXXXXXXXXXXXXXXXX XXXXXXXXXXXXXXXXXXXX

CUESTIONARIO 1. ¿Cuál es el significado del orden de una reacción? 2. Defina catálisis enzimática y dar un ejemplo. 3. Graficar ln KIO3 frente al tiempo de reacción y calcular la constante de rapidez. 4. Definir y graficar la temperatura frente al tiempo de reacción. 5. Explicar por qué los habitantes de las zonas andinas tienen niveles altos de hemoglobina en la sangre respecto a los pobladores de la zona urbana de Lima. 6. ¿Qué es la fentoquímica y dónde se aplica?


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INTRODUCCIÓN El pH es una expresión usada para indicar la concentración de iones hidrógeno (H+). Es especialmente útil para expresar cuantitativamente la acidez o alcalinidad (basicidad) en los sistemas biológicos. La acidez o basicidad se expresa en una escala en que la neutralidad es pH 7. Los valores de pH por debajo de 7 son ácidos y los mayores a 7 son alcalinos o básicos. Es importante recordar que el pH es una función logarítmica, un cambio en una unidad de pH representa 10 veces el cambio en la concentración de hidrogeniones o iones hidrógeno.

OBJETIVOS 1. Utilizar el pH de una solución para calcular la concentración de iones hidrógeno y iones hidroxilo. 2. Aplicar los valores de pH en el cálculo de las constantes de ionización de ácidos y bases débiles.

FUNDAMENTO TEORICO Dado que las concentraciones de los iones H+ y OH- con frecuencia son números muy pequeños y, por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Soren Sorensen propuso, en 1909, una medida más práctica denominada pH. El pH de una solución se define como el logarítmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/L):

pH

- log H 3O

log

1 H 3O

Así, a una concentración de ion hidrógeno de 1 x 10 -1 le corresponde un pH de 1 y a una concentración de ion hidrógeno de 1 x 10 -13 un pH de 13. Estos números que van de 0 o 1 hasta quizá 13 o 14, se grafican con comodidad en las curvas de titulación.

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Curvas de Titulación Al examinar una reacción para determinar si se puede utilizar para una titulación, es instructivo construir una cur va de titul ación . Para las titulaciones ácido-base, una curva de titulación consiste en graficar el pH (o el pOH) contra los mililitros de titulante (gasto). Estas curvas son muy útiles para juzgar la factibilidad de una titulación y para seleccionar el indicador adecuado. Para la Titulación ácido fuerte-base fuerte en solución acuosa, los ácidos y las bases fuertes se encuentran totalmente disociados. Por lo tanto, el pH a lo largo de la titulación se puede calcular directamente de las cantidades estequiométricas de ácido y base que van reaccionando. En el punto de equivalencia el pH está determinado por el grado de disociación del agua; 25ºC el pH del agua pura es de 7.00 (Agua neutra). En el Laboratorio, el pH de una disolución se mide con un potenciómetro en forma exacta o con papel indicador universal de manera aproximada.

Cuadro 11.1. Indicadores ácido-base y rango de acción COLOR

INDICADOR ACIDO-BASE

INTERVALO DE pH

En medio ácido

En medio básico

Ro jo

Amarillo

4,2 – 6,3

Azul de bromotimol

Amarillo

Azu l

6,0 – 7,6

Fenolftaleína

Incoloro

Rosa intenso

8,3 – 10,0

Rojo de metilo

MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL Potenciómetro o pH-metro de Laboratorio Agitador magnético Gradilla


Tubos de ensayo Pipetas graduadas de 10 y 25 mL Vasos de precipitado de 50 mL y 100mL Pizeta. Matraz erlenmeyer de 250 mL Bureta de 25 mL Mortero y pilón Cuchillo y espátula Colador de plástico Tabla de picar verduras Licuadora OSTER de 3 velocidades

b ) REACTIVOS Acido clorhídrico, HCl, 1M Hidróxido de sodio, NaOH, 1M Buffer fosfáto Buffer Acetato Agua potable Zumo de fresa. Zumo de uva. Zumo de tomate. Zumo de camu camu Pulpa de cocona roja

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Zumo de naranja. Zumo de limón. Muestra de una bebida carbonatada (coca cola) Leche de magnesia Sal de Andrews Fenolftaleína Rojo de metilo Azul de bromotimol Agua destilada Tiras de papel indicador universal y escala para comparación.

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1. DETERMINACION del pH de DIFERENTES MUESTRAS Preparar las muestras de acuerdo a las indicaciones del profesor y completar el Cuadro 11.2 Medir el pH con el potenciómetro y con las tiras del papel indicador universal y completar el Cuadro 11.2.

EXPERIMENTO 2. VIRAJE DE INDICADORES DENTRO de un RANGO de pH CONOCIDO. Disponer de tubos de ensayo y numerarlos. Agregar a cada tubo 2 mL de solución ácidas y básicas, según indica el profesor.


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Adicionar 1 gota de indicador: rojo de metilo al tubo azúl de bromotimol y fenolftaleína, tal como lo indica el profesor. Observar los cambios de color, y anotar los resultados en el cuadro 11.3.

EXPERIMENTO 3. VALORACION de la SOLUCION de HCl 0,1M con SOLUCION de NaOH 0,1M Tomar 5 mL del ácido HCl 0,1M (medido con pipeta volumétrica) en un Erlenmeyer de 250 mL , agregar 50 mL de agua destilada medido en probeta y 2-3 gotas de cada indicadore (rojo de metilo, azul de bromotimol y fenolftaleina). Enrasar la bureta con el NaOH 0,1M. Introducir el electrodo en la solución y acoplar la bureta de tal manera que no choque con el electrodo. Adecuar un sistema de agitación para homogenizar la solución (agitador magnético o agitador manual) después de cada adición de valorante. Primero medir el pH de la solución de HCl y anotar el valor en el Cuadro 11.4, luego añadir 1 mL de NaOH homogenizar la solución y medir el pH, continuar añadiendo de mL en mL el NaOH hasta que la variación de pH tener en cuenta que cuando se alcance el rango de pH comprendido entre 4,2 y 6,2 se produce el viraje del indicador rojo de metilo, cunado el rango de pH este comprendido entre 6 y 7,6 se produce el viraje del indicador azul de bromotimol y a pH comprendido entre 8 y 9,6 se produce el viraje dei indicador de fenolftaleina. Agregar volúmenes pequeños de NaOH gota a gota cuando la variación del pH es mínimo.

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CUADRO de DATOS y RESULTADOS Cuadro 11.2 DETERMINACION DEL pH DE DIFERENTES MUESTRAS MUESTRA

pH con papel Indicador Universal

Buffer acetato 0,1 M Buffer acetato 0,025 M Coca Cola Pepsi Cola Agua destilada Agua potable Zumo de camu-camu Zumo de fresa Zumo de uva Zumo de tomate Zumo de naranja Zumo de limón Pulpa de cocona roja Sal de Andrews Vinagre HCl 1N

pH CON PH-METRO

[H +]

[OH -]

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Guía Práctica de Qu ímica HCl 0.1N Lejía Leche de magnesia NaOH 1N NaOH 0,1 N

Cuadro 11.3.Indicadores ACIDO-BASE en muestras Muestra

Indicador Rojo de metilo

Azul de bromotimol

Fenolftaleína

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Cuadro 11.4. Valoración potenciométrica del HCl y punto de equivalencia

pH

pH

2

pH

VNaOH (mL)

VNaOH

( VNaOH)2

0

1

1

1

1

1

2

1

1

3

0,5

0,25

3,5 4.0 4.5 5 6 7


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CUESTIONARIO

1. ¿Qué es un indicador ácido-base, dar un ejemplo, mencionando el cambio de color correspondiente al pH respectivo.. 2. Graficar en papel milimetrado o en excell for Windows, pH vs V NaOH en mL y determinar el punto de equivalencia. 3. Graficar en papel milimetrado o en excell for Windows, ( pH / V) vs V NaOH en mL y determinar el punto de equivalencia. 4. Graficar en papel milimetrado ( 2 pH / V2) vs V NaOH en mL y determinar el punto de equivalencia. 5. Explicar cómo se logra el mantenimiento del pH de la sangre humana. Qué buffers intervienen?


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INTRODUCCIÓN Los amortiguadores conocidos como tampones o buffers son soluciones que se caracterizan por impedir cambios bruscos de pH; dichos cambios se deben a la adición de iones hidrógeno (ácidos) o por adición de iones hidróxido (bases). Las soluciones amortiguadoras están formadas por un ácido o una base débil y su sal conjugada. Todos los ácidos débiles en presencia de sus bases conjugadas constituyen soluciones amortiguadoras y son sumamente importantes en la zona próxima a la neutralidad que es donde se desarrollan la mayoría de las funciones de las células vivas.

OBJETIVOS 1. Preparar soluciones amortiguadoras determinando el valor del pH experimental. 2. Comprobar experimentalmente la eficiencia de una solución amortiguadora frente a los cambios de pH por adición de ácidos o bases.

FUNDAMENTO TEÓRICO El poder amortiguador de los cambios de pH en un determinado sistema es una expresión simple de reacciones fundamentales reversibles que se establecen en el equilibrio y que se basan en la teoría ácido-base. Nuestro organismo cuenta con un sistema amortiguador intracelular y un sistema amortiguador extracelular: 1.-

El sistema amortiguador dentro de las células es el fosfato, está formado por el par de iones, (H2PO4)1− y (HP04)2− . Se observa que el (H 2PO4)1− es el ácido conjugado del (HP04)2− , por lo tanto, el (H2PO4)1− es la especie química de este par que tiene mayor capacidad de neutralizar la base. Cualquier adición de (OH)1− la neutraliza el (H 2PO4)1− evitando que el pH se incremente,


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(H2PO4)1− (ac) + (OH)1−(ac) ====> (HP0 4)2− (ac) + H2O

El receptor de protón o base en el fosfato es la base conjugada del (H2PO4)1−, el ion (HP04)2−. Este puede neutralizar (H)1+ y de este modo evitar que el pH disminuya.

(HP04)2−(ac) + (H)1+(ac) ====> (H 2PO4)1− (ac)

2.-

El sistema amortiguador amorti guador extracelular es el carbonato, está formado por el par conjugado, conjugado, H2CO3 y (HCO3)1−, el ácido carbónico y el ion bicarbonato. En realidad, el ácido carbónico en la sangre está casi enteramente en la forma de CO2(ac). Pero cualquier demanda de H2CO3(ac) la satisface casi instantáneamente la capacidad de la anhidrasa carbónica para desplazar el equilibrio; dicha enzima cataliza las reacciones directa e inversa en el siguiente equilibrio:

CO2(ac) + H2O <====> H2CO3(ac)

El ácido carbónico del amortiguador carbonato de la sangre neutraliza el (OH)1− , y así evita el incremento del pH. Si se tuviera algún problema metabólico o respiratorio tendiente a aumentar el nivel de (OH) 1− de la sangre, el H2CO3 neutralizaría el (OH) 1− y así evitaría la alcalosis.

H2CO3(ac) + (OH)1−(ac) ====> (HCO 3)1−(ac) + H2O

El ion bicarbonato es la base del sistema amortiguador carbonato en la sangre. Si en una situación metabólica o respiratoria particular, aumenta el nivel de iones (H)1+ en la sangre, los (H)1+ son neutralizados por el (HCO3)1− y se evita la acidosis:


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(HCO3)1− (ac) + (H)1+(ac) ====> H 2CO3(ac)

3.-

Ecuación de H enderson-H ass assel bach La ecuación de Henderson-Hasselbach, ha sido derivada de la Ley de acción de masas de Gulberg y Waage, del concepto de constante de equilibrio y de la ionización de ácidos y bases débiles. Se utiliza para calcular el pH teórico de una mezcla de ácidos débiles y sus sales. Para el siguiente sistema en equilibrio: HA(ac) <====> (H)1+(ac) + A1−(ac) ; donde HA = ácido débil , B - = base conjugada Calculando Ka para el ácido débil, HA: Ka

H1

A

1

HA

Despejando la concentración concentración de iones hidrógeno se tiene:

H1

HA Ka A1-

Aplicando logaritmo y multiplicando por (-1), se obtiene:

log H1

- log Ka



- log



HA   A1- 

Reemplazando:

A1 pH = pKa + log log HA Expresión conocida como ecuación de Henderson-Hasselbach, para un ácido débil.


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MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL Tubos de ensayo Gradilla Fiola Pipetas de 5 y 10 mL Vaso de precipitado de 50 mL Frascos de vidrio de 50 mL Papel indicador: Azul, amarillo y rojo pH-metro pH-metro b) REACTIVOS Indicadores (fenolftaleina, azul de timol, azul de bromofenol, rojo de metilo, azul de bromotimol). HCl 0,1 M y 0,01 M NaOH 0,1 M y 0,01 0,01 M CH3COOH 0,1 M NH4OH 0,1 M NH4Cl 0,1 M Acido acético glacial Acetato de sodio (en cristales) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1.- Fuerza relativa de Acidos y baes Determinar Determinar el valor del pH teórico según la fuerza f uerza de los ácidos y bases. Tomar 10 mL de cada solución y determinar el pH experimental utilizando el pH-metro. pH-metro. Calcular el error experimental, % y completar el Cuadro 12.1.

EXPERIMENTO 2.- INFLUENCIA DEL pH EN LA SOLUBILIDAD DE SUSTANCIAS ORGÁNICAS – SOLUBILIDAD DEL BENZOATO DE SODIO En un vaso de precipitados de 100 mL de capacidad disolver 100 mg de benzoato de sodio con 10 mL de agu aguaa destilada, inmediatamente inmediatamente medir su pH,

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luego adicionar 5 gotas de HCl concentrado agitar y observar. Medir nuevamente el pH de la solución final.

EXPERIMENTO

3.-

NATURALEZA ALBÚMINA

AMORTIGUADORA

de

la

Preparar 4 tubos de prueba con los siguientes reactivos: Tubo 1.- 1 gota de HCl 0,1 M + 1 gota de anaranjado de metilo + 2 mL de H20 Tubo 2.- 1 gota de HCl 0,1 M + 1 gota de anaranjado de metilo + 2 mL de H20 Tubo 3.- 1 gota de NaOH 0,1 M + 1 gota de fenolftaleina + 2 mL de H20 Tubo 4.- 1 gota de NaOH 0,1 M + 1 gota de fenolftaleina + 2 mL de H20. Medir El pH a los 4 tubos de ensayo A los tubos 1 y 3 agregar 3 mL de solución de albúmina, agitar y observar. A los tubos 2 y 4 agregar 3 mL de H2O, agitar y observar. Medir nuevamente el pH y anotar los resultados en el cuadro 12.2

EXPERIMENTO 4.- PREPARACION DE UN BUFFER ACETATO 0,1 M A partir del ácido acético glacial (PF = 60.05g/mol y 99.8% pureza), preparar 100 mL de CH3COOH 0,2M. A partir del acetato de sodio, preparar 100 mL de solución 0,2M. Mezclar ambas soluciones y medir el pH experimental. Sabiendo que el pKa del ácido acético es 4.74, calcular el pH teórico aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbach. Diluir el buffer 0.1 M al décimo hasta obtener un buffer 0,01 M. Colocar en un beaker de 100 mL, aproximadamente 20 mL del buffer 0,1M, en otro beaker 20 mL del buffer 01 M y en un tercer beaker 20 mL de H 2O destilada. Añadir a cada beaker 10 gotas de HCl 0,1M y medir el pH. Colocar en otros tres beakers de 100 mL los dos buffers y el H 2O destilada respectivamente. Añadir 10 gotas de NaOH 0.1 M y medir el pH. Completar el cuadro 12.3.

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CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS Cuadro 12.1. pH teórico y experimental de soluciones SOLUCIÓN

Ka/Kb

HCl 0,01 M

---

NaOH 0.01M

---

CH3COOH 0,1 M

Ka

NH4OH 0,1 M

Kb

NH4Cl 0,1 M

Ka

pH Teórico

pH Experimental

Error, %

Cuadro 12.2 Naturaleza amortiguadora de la albúmina Sustancia

Tubo de ensayo 1

HCl 0.1M NaOH 0.1M H2O destil. Anaranjado metilo Fenolftaleina Albúmina pH OBSERVACIONES

2

3

4

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Cuadro 12.3. Preparación del buffer acetato 0.1 M Soluciones

pH HCl 0.1M

Observaciones

NaOH 0.1M

Tampón acetato 0.1M

Tampón 0.01M

acetato

H 2O

CUESTIONARIO 1.- ¿Cuál es el tipo de amortiguador predominante en el sistema intracelular?. 2.- ¿Cuál es el sistema amortiguador que utiliza la sangre para mantener el pH en 7,35 aproximadamente?. 3.- ¿Cuál es el pH de un ácido débil: ácido acético 0,01 M (Ka = 1,8 x 10 −5)?. 4.- ¿Cuál es el pH de una base débil 0,01 M (Kb = 2,3 x 10 −5)?.

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Cuadro Cationes y aniones comunes Cationes

Nombre Aluminio Amonio Bario Berilio Cadmio Calcio Cesio Cinc Cobalto (II) Cobre (I) Cobre (II) Cromo (III) Escandio (II) Estaño (II) Estroncio Galio (III) Hierro (II) Hierro (III) Lantano (III) Litio Magnesio Manganeso (II) Mercurio (I) Níquel (II) Osmio (II) Plata Plomo (II) Potasio Sodio

Aniones

Fórmula Al3+ NH4+ Ba2+ Be2+ Cd2+ Ca2+ Cs+ Zn2+ Co2+ Cu+ Cu2+ Cr 3+ Sc2+ Sn2+ Sr 2+ Ga3+ Fe2+ Fe3+ La3+ Li+ Mg2+ Mn2+ Hg22+ Ni2+ Os2+ Ag+ Pb2+ K + Na+

Nombre Bromuro Carbonato Bicarbonato Cianuro Clorato Clorito Cloruro Cromato Dicromato Fosfato Fosfato ácido Fosfato diácido Fluoruro Hidróxido Hidruro Hipoclorito Nitrato Nitrito Nitruro Óxido Perclorato Permanganato Peróxido Sulfato Bisulfato Sulfito Sulfuro Tiocianato Yoduro

Fórmula Br CO32HCO3CNClO3ClO4CllCrO42Cr 2O72PO43HPO42H2PO4FOHHClONO3NO2N3O2ClO4MnO4O22SO42HSO4SO32S2SCNI-


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Guía Práctica de Qu ímica INTRODUCCIÓN

La química orgánica es la ciencia que estudia las estructuras, nomenclaturas, reacciones y propiedades de los compuestos del carbono. Inicialmente se pensaba que los compuestos orgánicos deberían proceder de los organismos de plantas y animales y se creyó que los sistemas vivos poseían una fuerza especial que actuaba sobre el proceso de la producción de compuestos orgánicos, es decir de una fuente vital, hasta que en 1828, el Químico alemán Friedrich Whöler demostró que esa teoría era falsa, al sintetizar la urea a partir del cianato de amonio. NH4CNO

NH2CONH2

Cianato de amonio

Urea

Asimismo, Whöler (1862) preparó el acetileno a partir del carburo de calcio CaC2

+ H2O

Carburo de calcio

C2H2

+

Ca(OH)2 Acetileno

Las características de los compuestos no iónicos están determinadas por su polaridad. Existe una regla empírica que compuestos similares en polaridad se disuelven en solventes de las mismas características. El propano es soluble en solventes no polares como el tetracloruro de carbono. Y el tetracloruro de carbono no es miscible en agua (polar). Una cantidad apreciable de compuestos orgánicos son insolubles en agua, y en menor número son solubles en solventes polares, como el agua y para que suceda esto deben tener grupos polares como OH, C=O, COOH, etc. y de cadena carbonada corta de carbono. En cambio un mayor porcentaje de compuestos inorgánicos son solubles en agua. Otra de las características que diferencian un compuesto orgánicos de los inorgánicos, es en el tipo de enlace, en los compuestos orgánicos predominan los enlaces covalentes. Es por ello que la gran mayoría de las soluciones acuosas de los compuestos orgánicos son pobres conductores de la electricidad, en cambio las soluciones de los compuestos orgánicos son pobres conductores de la electricidad: una solución acuosa de alcohol etílico, el compuesto orgánico se encuentra disociado en un bajo porcentaje. La ecuación es reversible.

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La mayoría de las reacciones con compuestos orgánicos son lentas y necesitan de catalizadores; en los compuestos inorgánicos, en su gran mayoría, son más rápidas y fáciles de cuantificar.

1. Análisis elemental orgánico Identificación de carbono e hidrógeno En una muestra pura, frecuentemente, es necesario determinar los elementos presentes en el compuesto. En forma cualitativa, se realiza calentando el compuesto para ver si se carboniza o arde con llama de diferentes coloraciones. Es decir, es suficiente calentar el compuesto orgánico, para ello se coloca unos miligramos de compuestos en una cápsula o crisol limpio sobre una llama de un mechero. Y se realiza la observación. Aquí existen dos posibilidades, una que deje un residuo negro (presencia de carbono).

Combustión completa: (*) C3H8

+ 5 O2

3 CO2 + 4 H2O

Combustión incompleta (deficiencia en oxígeno) C3H8

+ 3,5 O2

C3H8

+ 2 O2

3 CO + 4 H2O 3C

+ 4 H2O

y la otra que, si es una sustancia orgánica volátil o inorgánica, no dejan residuos. y por lo tanto es necesario agregarle un compuesto que ayude a la combustión para que se produzca el CO2. Para este último caso, es necesario realizar una prueba confirmatoria y para ello se coloca en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de muestra y se le adiciona óxido cúprico. En la boca de salida del tubo se le conecta un tubo de vidrio cuya salida se sumerge en una solución de hidróxido de bario. Si la muestra es orgánica, libera dióxido de carbono, éste reaccionará con el hidróxido de bario formando carbonato de bario, que en un medio acuosa se notara una turbidez por su baja solubilidad del carbonato en agua. La aparición de gotas agua en el interior del tubo de ensayo indicará la presencia de hidrógeno en el compuesto.

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En una combustión completa: Esta combustión hace que libere CO2 que se combinará con el hidróxido de bario para dar carbonato de bario.

Muestra orgánica + CuO

CO2 + Ba(OH)2

CO2 + Cu

BaCO3 + H2O

Es necesario anotar, que si la combustión no es completa libera CO y carbón.

PARTE EXPERIMENTAL A. Reconocimiento de la presencia de carbono e hidrógeno 1. Prueba preliminar de la presencia de carbono En una cápsula o crisol de porcelana se coloca una pequeña cantidad de una pastilla de aspirina o ácido acetil salicílico o antalgina u otro compuesto orgánico, previamente molida en un mortero, y se somete al calor del mechero. Después de unos minutos de calentamiento, observe y llene el cuadro correspondiente. Nota: en esta prueba preliminar no se agrega el CuO (color negro) que se confundiría con la presencia de carbono. Cápsula

Figura.1.1. Prueba preliminar

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2. Prueba definitiva Colocar en un tubo de ensayo seco, pequeña cantidad ( 0.5 g ) de la muestra y añada 0,5 g de óxido de cobre (II) en polvo muy fino. Coloque en la boca del tubo de ensayo un tapón con un tubo de desprendimiento, cuya salida va sumergida en una solución de hidróxido de bario. Someterlo a la acción de la llama de un mechero. Si después de unos minutos la solución de hidróxido de bario (transparente), se enturbia o existe la formación de un precipitado de color blanco nos indicará la presencia de carbonato, que indirectamente nos indicará que el compuesto orgánico tiene carbono. Asimismo, si observa la presencia de gotas de líquido en la parte superior fría del tubo, indicará la presencia de hidrógeno en la muestra. Nota: L a presencia de un residuo negro, en esta pru eba confir matori a, no indica la pr esencia de carbono, debido a que el óxi do de cobre añ adido es de ese color.

CO2 Tubo con solución de hidróxido bario Figura.1.2 Equipo de combustión para la muestra

prueba definitiva del compuesto orgánico

BaCO3 CO2 +

Ba(OH)2

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B. COMBUSTIÓN Coloque 15 gotas de muestra (indicada por el profesor) en una cápsula y llevar a ignición, con un fósforo. No utilice mechero. Reporte los resultados: color de la llama y residuo. Figura .1. 3 Combustión de un compuesto orgánico

C. SOLUBILIDAD O MISCIBILIDAD Miscibilidad en Agua Coloque 10 a 15 gotas (1mL) de muestra orgánica y añada 3 mL de agua. Agite y observe si se forma una sola fase. En el caso de formar dos fases o si la "solución" se torna lechosa nos indicará que es inmiscible. Nota: observe que si se forman dos fases, la más voluminosa corresponde al agua (depende de la densidad del líquido orgánico) Agua

A

B

Figura 1. 4. Esquema representativo de dos líquidos inmiscibles A) El solvente orgánico es más denso B) El solvente orgánico es menos denso Miscibilidad del n -hexano en diferentes solventes orgánicos Coloque en tres tubos de ensayo, 10 a 15 gotas de hexano y añada igual cantidad de los solventes señalados por el profesor. Agite y observe.

Solubilidad de sólidos en agua Coloque, por separado, aproximadamente una pequeña cantidad de sacarosa y urea en tubos de ensayo y agregue a cada uno de ellos 20 gotas de agua. Agite y observe. En el caso de no disolverse, calentar en baño maría (b.m.).

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PRÁCTICA N° 1: CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS

ORGÁNICOS

COMPETENCIA: Verificación de las características de los compuestos orgánicos

COMPETENCIA ESPECÍFICA: Reconocimiento de los compuestos orgánicos Visualización de las características más importantes de los compuestos orgánicos. Diseñar un protocolo de determinación del compuesto del carbono. A. Reconocimiento de la presencia de carbono e hidrógeno 1. Prueba preliminar de la presencia de carbono Muestra Antalgina Muestra problema N° Conclusión sobre la muestra problema

Prueba preliminar (Residuo carbonoso)

Observación

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2. Prueba definitiva (con la muestra problema) Muestra

Confirmatoria CO2 (Formación de BaCO3)

agua

Observación

Muestra problema N°

Conclusión

Evaluación Plantear las ecuaciones químicas de: combustión completa y la reacción del dióxido de carbono con hidróxido de bario.

¿Todos los compuestos orgánicos tienen carbono?

¿La ausencia de residuos carbonosos es indicativo que una muestra sea inorgánica?. ¿Por qué?.

Plantear un procedimiento (diseño de un método) para comprobar que una muestra de piel o uña es orgánica.

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B. COMBUSTIÓN Muestras Orgánicas

Color de la llama

Color del residuo

1. 2. 3. 4.

Evaluación ¿Todos los compuestos orgánicos son combustibles?

¿Qué indica el color de la llama?

C. SOLUBILIDAD O MISCIBILIDAD Miscibilidad en Agua (Solvente polar) Muestra orgànica 1. 2. 3. 4.

Miscibilidad en agua

Observación (formación de fases)

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Miscibilidad en n -hexano (solvente no polar) Solventes Orgánicos

Miscibilidad en n hexano (sì o no)

Observaciones

1. 2. 3.

Solubilidad de compuestos orgánicos sólidos en agua Sustancia orgánica

Solubilidad en agua Frìo

Observaciòn

Caliente

Sacarosa Acetanilida Ùrea

Evaluación ¿A qué atribuye las diferentes solubilidades de los compuestos orgánicos?.

Sin utilizar las tablas de solubilidad y miscibilidad de los compuestos orgánicos, ¿puede determinar, solo con las fórmulas estructurales, si estos compuestos son solubles en determinados solventes ?. Comente


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CUESTIONARIO 1. Haga un cuadro comparativo de las características de compuestos orgánicos e inorgánicos. 2. Plantear las ecuaciones químicas de: combustión completa e incompleta del 2Metil pentano y del pentano. 3. ¿A qué se debe que los compuestos orgánicos tengan un amplio rango de solubilidad? 4. ¿Por qué algunos los compuestos orgánicos arden con llama de color azul? 5. ¿Por qué el n-heptano no es soluble en el agua? 6. ¿ Es el ácido acético es soluble en el agua? 7. ¿Es necesario conocer la geometría de la molécula para predecir la solubilidad de los compuestos orgánicos?. 8. ¿Qué tipos de solventes se utilizan en un lavado en seco? 9. ¿Qué tipos de cambios (físicos /químicos) ocurren en la combustión? 10. Explique a qué se debe la solubilidad, en todas las proporciones, del alcohol etílico en agua.


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INTRODUCCIÓN La familia más simple de los compuestos orgánicos son los hidrocarburos. Estos se encuentran constituidos por átomos de carbono e hidrógeno. Los ALCANOS, son prácticamente inertes y generalmente insolubles no sólo en disolventes polares corrientes (agua) sino también en ácido sulfúrico concentrado en frío. En condiciones específicas estos hidrocarburos sufren algunas reacciones, la mayoría de las cuales no son de carácter preparativo en el laboratorio. En los ALQUENOS y ALQUINOS, el doble y triple enlace respectivamente, hace que las moléculas sean mucho más reactivas que un alcano y capaces de dar reacciones de ADICION antes que de SUSTITUCION. En el caso de los hidrocarburos AROMÁTICOS, se diferencian de los hidrocarburos NO SATURADOS porque generalmente no sufren las reacciones de ADICIÓN sino de SUSTITUCIÓN.

ALCANOS Y ALQUENOS Las siguientes pruebas sirven para distinguir las propiedades características de los hidrocarburos SATURADOS y NO SATURADOS, y con ellas poder diferenciarlos. En esta primera parte se hará uso del bromo disuelto en tetracloruro de carbono y permanganato de potasio en medio acuoso, reactivos con los cuales se podrá visualizar la ausencia o presencia de insaturaciones en la cadena hidrocarbonada, sea por desprendimiento del bromuro de hidrógeno (HBr) o por cambio de coloración. Ejemplo: bromación de un hidrocarburo saturado (sustitución): CH3CH2CH2 CH2Br + HBr (SR ) 1-Bromobutano

CH3 CH2 CH2CH3 + Br 2/CCl4 Luz

Br | CH3 CH CH2CH3 + HBr

(SR )

2-Bromobutano

El doble enlace en un alqueno hace que la molécula sea más reactiva y presente reacciones de ADICIÓN. Frente al bromo disuelto en tetracloruro de carbono, da derivados dihalogenados adyacentes. Ejemplo: reacción de un alqueno con bromo (Adición):

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CH3CH2CH = CH2 + Br 2 1-Buteno

CH3CH2CHBr – CH2Br (Ad) 1,2-dibromobutano

Otro ensayo de reconocimiento de un doble enlace es la PRUEBA DE BAEYER que consiste en agregarle permanganato de potasio acuoso (color púrpura) al compuesto insaturado. Una vez producida la reacción se forma un precipitado de color marrón, desapareciendo el color púrpura. Con los compuestos saturados y aromáticos no se produce esta reacción y la coloración del permanganato se mantiene (púrpura). Ejemplos de la reacción de Baeyer a) 3 CH2=CH2 + 2KMnO4+ 4 H2O

3 CH2-CH2 + | | OH OH

Púrpura Eteno

2 MnO2 +2KOH (Marrón)

1,2-Etanodiol

KMnO4 b) CH3CH2CH2CH2 CH2CH3

No hay reacción H2O

n -Hexano

KMnO4

c)

No hay reacción

H2O

Benceno

Otro ensayo para doble enlace C = C, es la reacción con ácido sulfúrico (H 2SO4). Los hidrocarburos saturados y aromáticos al medio ambiente no reaccionan, mientras que los instaurados adicionan H2SO4. Ejemplo de reacción con H2SO4 HO

RCH = CHR

+

O

S HO

O

R - CH - CH2R | O O S HO

O

(Ad)

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HIDROCARBUROS AROMÁTICOS En ausencia de energía y catalizadores el bromo no ataca a los compuestos aromáticos (el anillo básico), pero cuando se le añade limaduras de fierro (catalizador) y se calienta suavemente tiene lugar la reacción produciéndose derivados bromados con desprendimiento del bromuro de hidrógeno (HBr). Obsérvese que resulta una reacción de SUSTITUCIÓN y no de ADICIÓN. Ejemplo de bromación del benceno Br

+ Br 2

+ HBr

Benceno

Bromobenceno

También reaccionan con el ácido nítrico dando un aceite amarillo de olor característico. Ejemplo de nitración Calor

+ HNO3

- NO2 + H2O

PARTE EXPERIMENTAL 1. Ensayo con solución de bromo en tetracloruro de carbono (Br2/CCl4) Tome 5 tubos de ensayo y numérelos. A los tubos Nº 1 y 2 colocarle 15 gotas de n-Hexano, al Nº 3 15 gotas de un alqueno, al Nº4, 15 gotas de benceno, al Nº 5, 15 gotas de la muestra problema. A cada uno de los tubos agréguele 4 gotas de Br 2/CCl4. Guardar el tubo Nº1 en un cajón (oscuridad). Observe las diferencias en la coloración. Después de 1 0’ retirar el tubo N°1 del cajón y comparar con el tubo N°2. Explique

2. Ensayo de Baeyer (Solución acuosa de KMnO4) Tome 4 tubos de ensayo y numérelos. Agregue 15 gotas de cada tipo de hidrocarburo antes mencionado y la muestra problema. Adicione a cada tubo 5


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gotas de KMnO4 acuoso. Observe y anote, si se produce cambio de color púrpura y formación de un p.p. marrón (reacción positiva).

3. Ensayo con ácido sulfúrico Adicionar en cada uno de los 4 tubos de ensayos 10 gotas de hidrocarburos saturados, insaturados, aromáticos y la muestra problema y adicionarle 10 gotas de ácido sulfúrico concentrado (no calentar). Observe y anote.

4. Ensayo con ácido nítrico Mezcle 10 gotas de benceno y 10 gotas de HNO 3 concentrado en un tubo de prueba. Hacer hervir la mezcla por 5 minutos. Verter la solución sobre hielo molido o picado en un vaso de precipitado. La formación de un líquido aceitoso amarillento de olor aromático determina la reacción positiva de nitración.

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PRÁCTICAS N° 6: REACCIONES GENERALES CON HIDROCARBUROS

COMPETENCIA: Verificación y diferenciación de la diferente reactividad química de los tipos de enlace y la influencia de las condiciones del medio de reacción. COMPETENCIA ESPECÍFICA: Verificación de la reactividad de los compuestos hidrocarbonados y los factores que influyen una reacción mediante la visualización en el cambio de color, formación de precipitado u otros parámetros de medida tangibles que demuestren que la reacción se ha llevado a cabo, de manera que se puedan diferenciar los tipos de hidrocarburos. 1. ENSAYO CON SOLUCIÓN DE BROMO EN TETRACLORURO DE CARBONO (Br2/CCl4) Reactivos Hidrocarburos Alcanos (enlaces simples) Alquenos (enlaces dobles) Aromáticos Muestra problema N°

Bromo/CCl4 Luz Oscuridad

Observación

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Evaluación: ¿Es necesaria la presencia de luz, en la reacción de halogenación, para que reaccionen los alcanos?. ¿Cómo verificó la necesidad de luz en la reacción?

¿De qué manera comprobó que la velocidad de reacción en los alquenos fue superior a los otros hidrocarburos?

¿El compuesto aromático tiene el mismo comportamiento que los insaturados?

¿A qué conclusión llegó con su muestra problema?

2.

ENSAYO DE BAEYER (Solución acuosa de KMnO 4) Reactivo

Hidrocarburos Alcanos (enlaces simples) Alquenos (enlaces dobles) Aromáticos Muestra Problema N°

KMnO4 / H2O

Observación

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Evaluación: ¿Cómo verificó que la reacción se llevó a cabo?

Plantear una ecuación general para esta reacción.

¿A qué se debe la formación de un precipitado de color marrón?


3.

ENSAYO CON ACIDO SULFÚRICO Reactivos

Hidrocarburos Alcanos (enlaces simples) Alquenos (enlaces dobles) Aromáticos Muestra Problema N°

H2SO4

Observación

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Evaluación: ¿Cómo visualizó que la reacción ha procedido?

¿Por qué se formó una sola fase?

¿ Es la reacción exotérmica?


4. ENSAYO CON ACIDO NÍTRICO Reactivos Hidrocarburos Alcanos (enlaces simples) Alquenos (enlaces dobles) Aromáticos Muestra Problema N°

HNO3

Observación


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CUESTIONARIO

1. Se tiene cuatro frascos con muestra de hidrocarburos (saturados, insaturados y aromáticos) y de cada uno de los frascos se toman muestras para realizar las pruebas químicas para identificarlos. El siguiente cuadro muestra los resultados de las pruebas. En la columna de “identificación” coloque el tipo de hidrocarburos

Muestras Bromo/CCl4 Baeyer Identificación H2SO4 1 2 ++++ +++ +++ 3 + (a mayor número de cruces “+” es más rápida la reacción . El signo “–“ no reacciona) 2. ¿Qué productos monobromados se producen, si el neohexano reacciona con el bromo? ¿Cuál es la explicación del por qué uno de ellos se producirá en mayor porcentaje? 3. Complete (con estructuras y nombres) las siguientes ecuaciones químicas de reacción (si es que producen en cada uno de ellos, más de un producto, señale cuál de ellos es el principal): Luz a) Isopentano + Br 2 /CCl4 b) 1-penteno + KMnO4 + H2O c) CH3 CH2 CH=CH CH3

+

KMnO4 + H2O

d) Fenantreno + H2SO4 e) 2-Buteno + Ácido sulfúrico 4. ¿Proponga dos métodos para determinar la presencia de insaturaciones en una muestra de lípidos? 5.

Si 60 gramos de un compuesto (peso molecular 240), consume 40 gramos de bromo, ¿cuántos enlaces dobles tiene 1 mol del compuesto?

6.

Haga un breve resumen sobre el índice de octanaje.


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INTRODUCCIÓN Los alcoholes son compuestos orgánicos que tienen el grupo hidroxilo unido directamente a un carbono saturado y los fenoles a un anillo aromático. CH3 CH3 - CH2 - OH Alcohol etílico (Primario)

CH3 CH – OH

CH3

C - OH

CH3 CH3 Alcohol isopropílico Alcohol t-butílico (Secundario) (Terciario)

OH

OH

Fenol

1-Naftol ( -Naftol)

OH

2-Naftol ( -Naftol)

Los alcoholes son menos ácidos que los fenoles. La diferencia de la acidez relativa entre el alcohol y fenol se debe a: por el efecto inductivo de los grupos alquilos que refuerza el enlace O-H y por estabilidad por resonancia del anillo aromático, que debilita el enlace O-H en los fenoles. Los ensayos experimentales que realizaremos para alcoholes están orientados a reconocer el grupo funcional HIDROXILO y a la vez diferenciar su reactividad. Así, utilizaremos sodio metálico (Naº) para diferenciar los alcoholes: 2R - OH + Naº Alcohol

2R - O - Na+ alcóxido

+

H2

Hidrógeno (gas)

Los alcoholes tienen diferente reactividad o velocidad de reacción, siendo los alcoholes primarios los que reaccionan más velozmente en esta reacción. EL ENSAYO DE LUCAS, diferencia los alcoholes terciarios, secundarios y primarios por la velocidad de reacción. El reactivo es una solución de ZnCl2 en HCl concentrado.

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Se forman cloruros de alquilo, enturbiamiento u opacidad en forma inmediata (terciarios), luego de varios minutos o algunas horas (secundarios) o en varias horas (primarios). ZnCl2 Reacción con R. de Lucas: R - OH + HCl R - Cl + H2O Reactividad o velocidad de reacción: 3 ° > 2 ° > 1° La oxidación de alcoholes permite obtener aldehídos, cetonas o ácidos carboxílicos. Así, los alcoholes primarios pueden oxidarse a aldehídos y éstos son muy fácilmente oxidables a ácidos. [O] R - CH2OH

[O] R - CHO

[H]

Alcohol primario

R - COOH [H]

aldehído

ácido

Los alcoholes secundarios son fácilmente oxidables a cetonas y éstas normalmente no sufren oxidaciones posteriores. Los alcoholes terciarios no son fácilmente oxidables, a menos que se usen oxidantes enérgicos que rompan enlaces carbono-carbono. OXI R- CHOH - R´

R - CO - R´ RED

El ensayo de Bordwell-Wellman o de oxidación con ácido crómico, también sirve para diferenciar los alcoholes. El reactivo es CrO3 en H2SO4 diluido (color naranja rojizo). La oxidación de los alcoholes (1rio ó 2rio) produce la simultánea reducción del reactivo a Cr +3 que es de color verde azulado. OXI Alcohol 1° Alcohol 2° Alcohol 3°

R - CH2OH R 2CHOH

RCOOH

Ácido carboxílico

R 2C = 0

Cetona

OXI OXI

R 3COH

No reacciona

Reacción de fenoles con tricloruro de fierro Los fenoles los reconoceremos con el ensayo de cloruro férrico, con el cual dan colores violeta o azulado.


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PARTE EXPERIMENTAL 1. Ensayo de Lucas Colocar a c/u de 3 tubos de prueba 15 gotas de reactivo de Lucas Agregar 5 gotas de alcohol a ensayar Agitar y medir el tiempo que demora en enturbiarse la solución Ensayar: Alcohol primario, secundario, terciario y muestra problema.

2. Ensayo con sodio metálico Colocar 10 gotas de alcohol primario, secundario y terciario en 3 tubos de ensayo. Agregue un pequeño trozo de sodio metálico a cada tubo y observe lo que sucede. Adicione algunas gotas de fenolftaleína a la solución final

3. Ensayo de Bordwell-Wellman Agregue 10 gotas de alcohol a estudiar (primario, secundario y terciario) Adicionar 10 gotas de reactivo. Observe los resultados.

4. Ensayo con cloruro férrico Agregar a cada uno de 2 tubos de ensayo 10 gotas de solución al 0.1 % de Resorcinol u otro fenol y un alcohol, respectivamente. Adicionar a cada tubo 1 o 2 gotas de una solución de cloruro férrico. Agitar, observar y anotar los resultados Efectuar el ensayo con su muestra problema, simultáneamente.

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PRÁCTICAS N° 7: REACCIONES GENERALES CON ALCOHOLES Y FENOLES

COMPETENCIA : Reconoce el grupo hidroxilo en compuestos orgánicos y Su reactividad en los tipos de alcoholes. COMPETENCIA ESPECÍFICA: Verifica la reactividad de los grupos hidroxilo mediante ensayos experimentales. Identifica en forma rápida los fenoles mediante reacciones simples y visualizables. 1. ENSAYO CON SODIO METÁLICO Reactivos Sodio Compuestos Alcohol primario Alcohol secundario Alcohol terciario Fenol Muestra problema N°

Observación


Evaluación

¿Cómo verificó que los compuestos reaccionaban con el sodio metálico?

¿ Cuál de los alcoholes reaccionó rápidamente?

¿Cómo fue el comportamiento del fenol?

¿ Cómo comprobó la basicidad del producto formado?

¿ Cuál fue el comportamiento de su muestra problema?

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2. ENSAYO DE LUCAS Reactivos Compuestos

ZnCl2/HCl

Observación

Alcohol primario Alcohol secundario

Alcohol terciario Muestra problema N°

Evaluación: ¿Cómo verificó que se produjo la reacción?

¿De los tres alcoholes, cuál de ellos reaccionó rápidamente?

¿Cuál sería el orden de reactividad decreciente de los alcoholes frente al reactivo de Lucas?

¿Cómo fue el comportamiento de su muestra problema?

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3. ENSAYO DE BORDWELL-WELLMAN Reactivos Compuestos

H2SO4/CrO3

Observación

Alcohol primario Alcohol secundario Alcohol terciario Muestra problema N°

Evaluación: ¿ Cómo reconoció que hubo reacción?

¿Cuál o cuáles de los tres alcoholes reaccionaron con el reactivo de BordwellWellman?

¿ Cuál fue el comportamiento de su muestra problema?

¿Qué esperaría Usted, si al 2-metil-2-pentanol se le somete a la misma reacción?

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4. ENSAYO CON CLORURO FÉRRICO Reactivos FeCl3

Compuestos

Observación

Alcohol primario Alcohol secundario Alcohol terciario Fenol Muestra problema N°

Evaluación: ¿Cómo verificó que solamente los fenoles reaccionan con el reactivo?

¿Cuál fue el comportamiento de su muestra problema?

¿Qué esperaría si el siguiente flavonoide se le somete a la reacción con el FeCl3? OH


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CUESTIONARIO 1. ¿Proponga, al menos dos reacciones químicas que demuestren el comportamiento diferenciados entre los alcoholes y los fenoles? 2. ¿Que utilidad tiene la reacción de los alcoholes con el reactivo de BordellWellman con los alcoholes?. Explique 3. ¿Cómo comprobar, mediante reacciones químicas, que la muestra recibida es un fenol o derivado de éste?. 4. Dibuje las estructuras de los alcoholes y los reactivos que se necesitan para producir: a) Cloruro de t-butilo b) 2-buteno Incluya las reacciones para producir estos compuestos a partir del alcohol que eligió. 5. Se tienen 3 muestras de compuestos orgánicos hidroxilados: “X”, “Y” y “Z” y se realizan las siguientes pruebas: Compuesto “X”: Reacciona muy lentamente con el reactivo de Lucas (horas) y rápidamente con el CrO3/H+ (producto orgánico formado ácido carboxílico) y no reacciona con FeCl 3. Compuesto “Y”: Reacciona lentamente con el sodio metálico. Reacciona rápidamente con el R. de Lucas Compuesto “Z”: Reacciona lentamente con el reactivo de Lucas y con el CrO3/H+, (Producto formado una cetona). Indicar el tipo de compuestos hidroxilados. 6. ¿Con cuál de los reactivos utilizados en esta práctica , podemos afirmar que una infusión de té tiene derivados fenólicos.


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INTRODUCCIÓN El grupo carbonilo es un grupo polar. Así los aldehídos y cetonas tienen el punto de ebullición más alto que los hidrocarburos de similar peso molecular. CH3CH2CH3 Propano p.e. (ºC) -44

CH3CH2CHO Propanal 48

CH3COCH3 Acetona 56

CH3CH2CH2OH Propanol 97,1

Aldehídos H

R C=O

H

Ar C=O

H

Cetonas R

R

H

R

C=O

C=O

Ar C=O

Ar

C=O Ar

Los aldehídos y cetonas por tener el mismo grupo funcional presentan numerosas reacciones químicas comunes. Entre ellas tenemos las de adición (Bisulfito de sodio), condensación (formación de fenilhidrazonas, 2-4-dinitrofenilhidrazonas) etc. Sin embargo, otras reacciones permiten diferenciarlos por ejemplo las cetonas se caracterizan por ser muy estables y son oxidadas solamente en condiciones enérgicas mientras que los aldehídos son oxidados fácilmente a ácidos. Es por ello que los aldehídos reducen el licor de Fehling y la solución de nitrato de plata amoniacal (ensayo Tollens) con formación de óxido cuproso y plata metálica, respectivamente. Estas dos primeras pruebas nos permiten diferenciar los aldehídos de las cetonas (ensayos de diferenciación). Ecuación de reacción con el reactivo de Fehling _ _ R - CHO + 2 Cu+2 + 5OH R - COO + Cu2O Aldehído

R. de Fehling

+ 3H2O

p.p. Rojo ladrillo

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Ecuación de reacción con el reactivo de Tollens R - CHO + 2Ag(NH3)2OH Aldehído R. de Tollens

R - COONH4 + 3 NH3 + 2 Agº + H2O Plata Metálica (Espejo)

Otros ensayos se basan en la formación de derivados sólidos a partir de aldehídos y cetonas líquidas. Son importantes la formación de fenil-hidrazonas y 2,4dinitrofenilhidrazonas. Estos derivados son de gran importancia para purificar e identificar dichas sustancias ya que se caracterizan por ser sólidos de punto de fusión definidos (Ensayo de identificación). Ecuación de reacción con la fenilhidracina R - C=O + H2 N - NH | H Aldehído Fenilhidracina

R - C = N - NH + H2O | H Fenilhidrazona (sólido) (de aldehído o cetona)

Ecuación de reacción con 2,4-dinitro-fenilhidracina C = O + H2 N- NH Aldehído o Cetona

- NO2

NO2 2,4-D.N.F.Hidracina

C = N - NH -

- NO2

+ H20

NO2 2,4-D.N.F. Hidrazona del Aldehído o Cetona (sólido)

Algunos aldehídos pueden ser obtenidos por oxidación de alcoholes primarios, aunque este método es poco útil, por la facilidad con que se oxidan los aldehídos a ácidos: Ej. [O] CH3 - CH2 - CH2 OH Alcohol n-propílico

CH3 - CH2 – CHO propionaldehído

CH3 - CH2 - COOH

Las cetonas son fácilmente obtenidas por oxidación del correspondiente alcohol secundario por ej.

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OH

O [O]

Ciclohexanol

Ciclohexanona

La reducción de ácidos para producir aldehídos es poco utilizada como método de preparación ya que los pocos reactivos capaces de reducir ácidos los reducen al alcohol primario correspondiente.

PARTE EXPERIMENTAL 1. Ensayo de Fehling En cada uno de 3 tubos de ensayo colocar 10 gotas de solución de Fehling A y 10 gotas de Fehling B, adicionar 5-6 gotas de las muestras a ensayar (Aldehído, cetona y muestra problema). Calentar los tubos en b.m. por 5 minutos. Se considera la reacción positiva en todos aquellos tubos en donde se haya formado un p.p. rojo ladrillo (por el exceso de reactivo de Fehling que se usa, también queda en los tubos una solución azul).

2. Formación de 2,4-dinitrofenilhidrazonas. Colocar 10 gotas del aldehído, cetona y muestra problema en 3 tubos de prueba y adicionar 10 gotas del reactivo. Observar si se forma un precipitado. Si el precipitado no se forma inmediatamente se debe calentar a b.m. por 5 minutos. Enfriar y observar si se forma un p.p. amarillo naranja.

3. Reconocimiento de aldehídos . Ensayo de Schiff En cada uno de tres tubos colocar 15 gotas de aldehído, cetona y su muestra problemas y luego adicionar 5 gotas del reactivo Schiff decolorada y luego agregarle 3 gotas ácido clorhídrico concentrado y si es un aldehído se torna de color violeta.

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2)

3)

4)

PRÁCTICAS N° 8: REACCIONES GENERALES CON ALDEHÍDOS Y CETONAS

COMPETENCIA : Identificar y caracterizar a los compuestos carbonílicos.

COMPETENCIA ESPECÍFICA: Reconocer a los grupos carbonílicos mediante reacciones químicas fácilmente visualizables. Diferenciar mediante la reactividad los grupos formilo y cetónico. Reconocimiento del grupo carbonilo 2,4-Dinitrofenil Aldehído Cetona Muestra N°

Discusión

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Evaluación: ¿Cómo verificó la presencia de los grupos carbonílicos de aldehídos y cetonas?

¿Cuál fue el comportamiento de su muestra problema frente al reactivo?

Proponga una reacción general de los compuestos carbonílicos y el 2,4Dinitro fenilhidracina.

2. Ensayo de diferenciación entre aldehídos y cetonas Fehling Obsevación Aldehído Cetona Muestra

N°

Evaluación: ¿Cómo verificó que la reacción de Fehling dio positiva? ¿ Es necesario que el medio sea básico? ¿A qué conclusión llegó con su muestra problema?

Tollens

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3. Ensayo con el reactivo de Schiff Evaluación: ¿Cómo verificó que la reacción fue positiva?.

¿Con esta reacción pudo verificar que su muestra problema es un aldehído?

Schiff Aldehído Cetona Muestra Problema No

Observación

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CUESTIONARIO 1. Marque con una “X” los compuestos que se pueden oxidar con el reactivo de Tollens ( (

) Gliceraldehído ( ) 2- metil pentano (

) Pelargonaldehído ) Formol

(

) Dietilcetona ( )Valeraldehído

2. Se tiene una muestra "M" con grupo carbonilo, a la cual se le ha realizado las siguientes pruebas: Reactivos

Resultado

Fehling

-

Tollens

2,4-DNF Hidracina

-

+

Señalar a qué familia pertenece la muestra "M" ¿Y por qué? 3. ¿Por qué es necesario agregarle tartrato de sodio y potasio al reactivo de Fehling?. 4. ¿Por qué el reactivo de Fehling se debe preparar en el momento de la reacción?.


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INTRODUCCIÓN Los carbohidratos, glúcidos o azúcares, son los componentes más abundantes de la mayoría de las plantas, siendo los producto naturales más oxigenados. Como azúcares simples proveen de una rápida y suplementaria fuente de energía para animales y plantas. Los de mayor peso molecular (polisacáridos, polímeros naturales) cumplen importante rol en los organismos vivos, sea como almacén de energía (almidón y glucógeno) o formando el material estructural de las paredes celulares, cumpliendo la función de sostén del vegetal (celulosa).

ENSAYO DE MOLISH Es una prueba que nos permite reconocer azúcares de otras sustancias. Los monosacáridos por acción de un ácido fuerte se deshidratan produciendo furfural o derivados del furfural, que por acción del -naftol forma un complejo coloreado (Azul). Los di y polisacáridos son hidrolizados a monosacáridos, por acción del ácido fuerte y luego son convertidos a furfural o derivados del furfural.

CHO | CHOH | CHOH | CHOH | CHOH | CH2OH

H+

CHO | C || CH | O CH HOCH2 o CHO + || C | 5-hidroximetilfurfural CH2OH

3 H2O

PODER REDUCTOR: ENSAYO DE FEHLING Y TOLLENS La presencia del grupo aldehído en las aldosas les proporciona poder reductor. El grupo cetona (usualmente no reductor) también será reductor si presenta un grupo hidroxilo en su carbono adyacente (alfa) como ocurre en las cetosas. Esto hace que las Reacciones de Fehling y Tollens no sean útiles para diferenciar aldosas de cetosas.

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El carácter reductor de las cetosas ha sido explicado como un efecto del medio alcalino en que se encuentran estos reactivos. Se ha encontrado que los álcalis diluidos producen en estas moléculas una parcial ISOMERIZACIÓN que transforma moléculas de cetosa en aldosa. CH2OH | C=O | H - C - OH

CHO

CHOH

HO - C - H | H - C - OH

CHO

C - OH

H - C - OH | H - C - OH

| H - C - OH

(A)

Cetosa

"ENO-DIOL"

(A´)

(A) y (A´) = ALDOSAS Epímeras en C-2 Son estas aldosas las causantes del poder reductor. Los azúcares no reductores serán aquellos cuyo grupo carbonilo está enlazado (formando acetales) y no contienen grupo carbonilo libre ni potencial.

FENILOSAZONAS Los azúcares reductores en solución reaccionan con la Fenilhidracina formando sólidos cristalinos que por tener forma definida y punto de fusión característicos, son muy utilizados en la identificación de un azúcar desconocido. CHO

CH = N - NH N - NH H2 N - NH

+ 3 CH2OH D-Glucosa

NH2 + CH2OH Glucosazona Anilina

+ NH3 + 2H2O


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HIDRÓLISIS DE Di Y POLISACÁRIDOS Los di, oligo y polisacáridos pueden ser degradados o hidrolizados hasta transformarlos en las unidades - monosacáridos - que los constituyen. La hidrólisis puede realizarse por métodos químicos (en el laboratorio) o mediante enzimas (en los organismos vivos). La hidrólisis química requiere, generalmente, de catalizadores (por ej. ácidos minerales) y calor. La hidrólisis enzimática tiene carácter selectivo. La hidrólisis de un disacárido como la sacarosa, puede representarse así: C12H22O11 + Sacarosa

H 2O

C6H12O6 + C6H12O6 D-Glucosa D-Fructosa

La Hidrólisis de un polisacárido como el almidón produce azúcares de peso molecular cada vez menor, hasta convertirse íntegramente en monosacárido:

PARTE EXPERIMENTAL 1. Ensayo de Molish: Reconocimiento de Glúcidos Este ensayo es positivo con todos los carbohidratos solubles. Colocar en un tubo de ensayo 15 gotas de glucosa al 0.1% y añada 2 gotas de solución de -naftol. Agregar cuidadosamente H2SO4 concentrado de tal manera que resbale lentamente por la pared interna del tubo de ensayo (adición "en zona"). La formación de un anillo de color púrpura en la interfase nos indica que la reacción es positiva. Repita con la sacarosa, solución de almidón y muestra problema. 2. Ensayo de Fehling: Determinación del Poder reductor

Muestras: Soluciones acuosas al 10% de: Glucosa, Fructosa, Sacarosa, y Almidón. En cada uno de los cinco tubos de ensayo mezcle 15 gotas de solución Fehlig A con 15 gotas de solución Fehling B. Adicionarle 15 gotas de solución de los azúcares indicados y la muestra problema. Agite para homogenizar. Introduzca los tubos en un baño previamente calentado, y continúe el calentamiento. Observe si hay cambios de color y formación de precipitado rojizo caliente un máximo de 5 minutos.


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3. Formación de osazonas Aproximadamente 0.2g de glucosa y 0.4g de clorhidrato de fenilhidracina y 0.6 g de acetato de sodio y añada 5 cc de agua. Sumérjalo en un baño de agua caliente por 1.5´, saque y agite. Continúe calentando. Después de los 20´de calentamiento aparecen los cristales de osazona.

4. Hidrólisis de la sacarosa Colocar en 2 tubos de ensayo 20 gotas de sacarosa al 5% a uno de ellos agregarle 3 gotas gotas de HCl concentrado, caliente ambos tubos en b.m. por 5´. Enfríe y agregue una solución saturada de carbonato de sodio hasta neutralizar. Hacer prueba de Fehling en los 2 tubos de ensayo. Anote y explique lo ocurrido.

5. Hidrólisis de almidón Agite 1 g de almidón en unos 10 mL de agua fría y vierta esta suspensión lechosa en 150 mL de agua a ebullición. Se formará una solución coloidal. Saque 1 mL de esta solución, enfríela y adicione 1 ó 2 gotas de Lugol, observar la coloración intensamente azul característica del almidón con este reactivo (guarde el tubo en su gradilla). Al resto de la solución adiciónele 30 gotas de ácido clorhídrico concentrado y manténgala a ebullición con llama baja. Cada 3 minutos tome dos muestras de la solución (de 1 cc c/u) en tubos de prueba: En uno de ellos realice el ensayo de Fehling y al otro tubo enfriarlo y agréguele 1 gota de LUGOL. Coloque los 2 tubos en su gradilla, observe y anote la coloración con Lugol y si hay precipitado rojo en el ensayo de Fehling. Estos ensayos deben realizarse hasta que la coloración con el lugol y el ensayo de Fehling nos indiquen que todo el almidón se ha transformado en glucosa.

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UNIVERSIDAD CIENTÍFICA DEL SUR FACULTAD DE

Nombre del laboratorio: Mesa N°


Integrantes:

1)

2)

3)

4)

PRÁCTICAS N° 10: Propiedades generales de los carbohidratos o glúcidos

COMPETENCIA: Dar a conocer las características más importantes de los glúcidos o carbohidratos. COMPETENCIA ESPECÍFICA : Reconocimiento de los glúcidos en general. Mostrar el poder reductor de algunos azúcares. Verificar por métodos químicos la hidrólisis de la sacarosa y almidón.

1. Reconocimiento de los glúcidos. Ensayo de Molish Molish Glucosa Fructosa Sacarosa Almidón Muestra problema N°

Observación

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Evaluación: ¿Cómo verifica que los compuestos dados son carbohidratos o glúcidos?.

Proponga una reacción general de identificación de glúcidos utilizando un polisacárido.

¿A qué conclusión llegó con su muestra problema, por qué?

2. Poder reductor: ensayo de Fehling y Tollens. Formación de osazonas Fehling Glucosa Fructosa Sacarosa Almidón Muestra problema N°

Fenilihidracina

Observación


Evaluación: ¿Cómo se comprueba el poder reductor de un glúcido?.

¿Por qué se dice que un glúcido es reductor?

¿ A qué se debe que un glúcido no tiene poder reductor?

¿ Su muestra problema es un glúcido reductor?.. Explique

¿Existe alguna correlación entre la formación de osazonas y el poder reductor?.

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3. Hidrólisis de la sacarosa R. Fehling

Observación

Sacarosa Sacarosa hidrolizada

Evaluación : ¿Cómo comprobó que la sacarosa se encuentra hidrolizada?.

¿Existirá algún cambio en sus propiedades físicas y químicas en la sacarosa hidrolizada?.

Hidrólisis de almidón Tiempo 0 (min) Lugol Fehling

3

6

9

12

15

18

21


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Evaluación ¿Cómo visualizas la hidrólisis del almidón?.

¿Cómo es el comportamiento del reactivo de Lugol durante el proceso de hidrólisis?.

¿Cuáles fueron las condiciones de hidrólisis?.


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CUESTIONARIO 1. Indique cuáles de los siguientes glúcidos son reductores a) b) c) d)

D-Alosa D-Arabinosa Glucógeno Celulosa

e) Lactosa f) Maltosa g) Sacarosa h) D-Ribosa

2. ¿Cuál es la principal utilidad de los siguientes ensayos? a) Reacción de Fehling b) Reacción de Schiff c) Formación de osazonas d) Determinación de la rotación óptica 3. Dibujar las estructuras de los glúcidos que dan la misma osazona que la D-Ribosa. 4 . E x p l i q u e p or q u é l a s ce t o sas d a n r e ac c i ó n p o s i t i va co n e l r e a ct i v o d e F e h li n g . 5. Dar las nomenclaturas y estructuras de los productos orgánicos de la reacción entre el reactivo de Fehling y los siguientes glúcidos: a) D-Arabinosa b) D-manosa

c) D-Altrosa d) D- Sacarosa

6. E x p l i q u e , al men o s t r es r ea ct i vo s , q u e s e u t i l i z an p ar a r e c o n o ce r a l o s a z ú ca r e s r ed uc t o r e s .


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INTRODUCCIÓN Las proteínas, junto con los carbohidratos y los lípidos constituyen los 3 grupos de compuestos de mayor importancia en los sistemas biológicos. Químicamente las proteínas, son polímeros naturales (su peso molecular puede ser de varios millones) cuyas unidades (monómeros) son los aminoácidos. Son mucho más complejos que los polisacáridos porque, a diferencia de éstos, las unidades que forman las proteínas no son idénticas. Se diferencian casi siempre por la estructura diferente del grupo -R, el que puede ser alifático, alicíclico, aromático, heterocíclico, etc., pudiendo además contener otros grupos funcionales o grupos amino o carboxilo adicionales. Los aminoácidos se unen mediante un enlace tipo amida (conocido como ENLACE PEPTÍDICO) entre el carboxilo de una unidad y el grupo amino de la otra, formando así los: dipéptidos, tripéptidos, etc., cuando el peso molecular es mayor se llaman polipéptidos (PM hasta unos 10,000). Si la cadena es aún más grande, toman el nombre de proteínas. R O H | || H N-CH-C-OH + H H

R´ O | || N - CH - C - OH

H R O H R´ O | | || | | || -N-CH -C-N-CH-C-

-H2O

Enlace peptídico R - CH - COOH | NH2 R - CH - COO| NH2 Forma Aniónica o básica

-OH H+

R - CH - COO| +NH3 Sal interna "Zwitterion"

H+ -OH

R - CH - COOH | +NH3 Forma Catiónica o ácida


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Desnaturalización de proteínas Se da este nombre a todo proceso que, sin ruptura o formación de enlaces químicos o de valencia, determina una modificación en las propiedades de la proteína nativa; es decir, en este proceso no se alteran los enlaces peptídicos, manteniéndose también la secuencia u orden en que están unidos los aminoácidos. Se modifican únicamente el ordenamiento espacial de la cadena por destrucción (principalmente) de los numerosos puentes de hidrógeno que mantienen esta disposición geométrica. Las proteínas desnaturalizadas son químicamente más reactivas y más fácilmente hidrolizadas por enzimas. Si se trata de proteínas con actividad biológica, ésta desaparece por la desnaturalización. Para muchas proteínas, el aspecto más visible de su desnaturalización es la disminución de su solubilidad en agua produciéndose la coagulación. La desnaturalización puede realizarse por acción del calor y al colocar la proteína a un pH muy alto (mayor que 10) o muy bajo (menos que 3) por adición de ácidos o álcalis concentrados. También puede ser producida por algunos solventes orgánicos como alcohol o cetona. Si la acción de estos agentes es prolongada, el proceso se hace irreversible, no pudiendo la proteína volver a su estado primitivo.

REACCIONES DE COLORACIÓN Reacción con ninhidrina Los aminoácidos en solución acuosa, calentados con ninhidrina (Hidrato de tricetohidrindeno) dan un producto de condensación de color violeta o violeta azulado. Con esta reacción podemos identificar grupos aminos libre en posición .

Reacción xantoproteica Esta reacción se debe a la presencia de grupos bencénicos en ciertos aminoácidos. El ácido nítrico en presencia de esos grupos aromáticos da lugar a la formación de derivados nitrados de color amarillo que por alcalinización intensifican su color.

Prueba de Millon Es una prueba característica para restos fenólicos, dando una coloración rosa salmón: el reactivo de Millón es una mezcla de mercurio y ácido nítrico (nitrato mercurioso y mercúrico)


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Prueba para aminoácidos azufrados Todos los aminoácidos azufrados o proteínas que tengan restos de estos aminoácidos reaccionan con el acetato de plomo en medio alcalino formándose el sulfuro de plomo, tomando la solución un color marrón o gris oscuro. Esto se debe a que el azufre se libera en medio alcalino y a ebullición, formando la sal de plomo.

Reacción de Biuret Las proteínas y péptidos que contienen por lo menos 3 unidades aminoácidos (2 enlaces peptídicos) dan una coloración violeta característica al reaccionar (en medio alcalino) con una solución de sulfato cúprico. Esta prueba es muy sensible, utilizada para detectar la presencia de enlaces peptídicos y también en la determinación cuantitativa de proteínas. Es negativa con los dipéptidos y con los aminoácidos libres.

PARTE EXPERIMENTAL

1. Reacción de ninhidrina Tomar 3 tubos de ensayo y agregar por separado 15 gotas de Glicina , albúmina y muestra problema agregar a cada uno de ellos 2 gotas de la solución de ninhidrina al 0.3%. Calentar a baño maría, unos minutos y observar. Se considera positiva la reacción si la solución toma un color violeta.

2. Reacción xantoproteica En 4 tubos de ensayo colocar 15 goitas de tirosina, glicina, albúmina y muestra problema. Añadir 1 mL de ácido nítrico concentrado. Calentar por unos minutos y observar. Agregue a cada uno de los tubos 1 cc de hidróxido de sodio al 20%, observe.

3. Prueba de Millon En cuatro tubos de prueba colocar 15 gotas de glicina, tirosin, albúmina y de muestra problema y agregar a cada uno de ellos 5 gotas del reactivo de Millón, calentar por unos minutos y observar. La aparición de un color rosa salmón o rojo nos indica que la prueba es positiva.


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4. Prueba para aminoácidos azufrados En 4 tubos de prueba colocar 15 gotas de glicina, cisteína, albúmina y su muestra problema. Luego agregar VIII gotas de NaOH al 40% y calentar. Añadir V gotas de acetato de plomo al 10%. Observar si cambia de color.

5. Reacción de Biuret En cada uno de 4 tubos ensayos se le adiciona por separado 15 gotas de glicina, cisteína de solución de albúmina y la muestra problema. Añadir 10 gotas de hidróxido de sodio al 10%, luego dos gotas de solución de sulfato de cobre al 1%. Observar el color que se forma. Repetir el ensayo con un aminoácido y su muestra problema.

6. Desnaturalización de la albúmina En cada uno de 5 tubos de ensayo colocar 20 gotas de solución de albúmina. Uno se calienta poco a poco observando la temperatura aproximada a la que tiene lugar de la coagulación. Al segundo tubo se adiciona 30 gotas de alcohol (etílico) Al tercer tubo adicionar unas gotas de ácido clorhídrico concentrado Al cuarto tubo añadir ácido nítrico concentrado Al quinto tubo, solución concentrada de hidróxido de sodio Anotar en qué casos se produce la coagulación

7. Precipitación de proteínas mediante cationes A seis tubos adicionar las siguientes soluciones: a) 20 gotas de agua b) 20 gotas de solución de albúmina c) 20 gotas de agua más 3 gotas de ácido clorhídrico 10% d) 20 gotas de solución de albúmina más 3 gotas de ácido clorhídrico al 10% e) 20 gotas de agua más 3 gotas de solución de NaOH al 10% f) 20 gotas de solución de albúmina más 3 gotas de de NaOH al 10%. Observe que los 6 tubos constituyen 3 parejas: a con b; c con d y e con f. Los miembros de cada pareja se diferencian únicamente en que mientras un tubo tiene solución de proteína, en el otro ésta se ha sustituido por agua destilada. Los tubos con agua (a,c y e) constituyen el "blanco" o patrón de comparación de aquellos que tienen proteína. Una de las parejas están en medio neutro, la otra en medio alcalino y la otra en medio ácido. Los ensayos en blanco (sin proteína) son necesarios para determinar si el efecto observado se debe


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realmente a la precipitación de la proteína o es el hidróxido metálico el que está precipitando. A continuación, adicione a cada tubo 2 mL de solución de sulfato de cobre al 10%, agite los tubos y observe los resultados, haciendo las comparaciones por parejas. Anote los tubos en los que hubo precipitación de la proteína.

8. Precipitación de proteínas mediante aniones En este ensayo no se necesita preparar o hacer pruebas con blancos o patrones, porque acá no hay las interferencias del caso anterior. Por ello, se prepara únicamente 3 tubos idénticos a los tubos b,d y f del ensayo anterior. A cada uno se adiciona 2 gotas de solución de Ferricianuro de potasio, observe el tubo que presente precipitado de proteína.


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UNIVERSIDAD CIENTÍFICA DEL SUR FACULTAD DE ………………………….. Nombre del laboratorio: Mesa N°


Integrantes:

1)

2)

3)

4)

PRÁCTICAS N° 11: Propiedades generales de los aminoácidos y proteínas

COMPETENCIA : Dar a conocer las características más importantes de los aminoácidos y proteínas COMPETENCIA ESPECÍFICA : Reconocimiento de los -aminoácidos. Determinación de los grupos R en aminoácidos y proteínas. Mostrar el carácter anfotérico mediante reacciones químicas. 1. Identificación de - aminoácidos libres. Reacción de ninhidrina Ninhidrina Observación -Aminóacido Albúmina Muestra Problema N° Evaluación: ¿Cómo verificó la presencia de α-aminoácidos libres?. ¿Por qué la albúmina , no tuvo el mismo comportamiento?.

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2- Reconocimiento de R: anillos aromáticos. Reacción Xantoproteica Xantoproteica

Observación

Tirosina Glicina Albúmina Muestra problema N°

Evaluación: ¿De qué manera identificó que el aminoácido y la proteína cuenta con restos bencénicos?.

¿La albúmina tiene restos bencénicos?

¿A qué conclusión llegó con su muestra problema?.

2. Reconocimiento de restos fenólicos. Prueba de Millon Millon Tirosina Glicina Albúmina Muestra problema N°

Observación

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Evaluación: ¿Cómo verificó la presencia de restos fenólicos?

¿Si en la prueba xantoproteica dio positiva la reacción, necesariamente la misma muestra tiene que dar positiva la prueba de Millon?

¿Si una muestra da positiva la prueba de Millon, necesariamente tiene que dar positiva la prueba Xantoproteica?


4. Prueba para aminoácidos azufrados Acetato de plomo/

NaOH ste na Glicina Albúmina Muestra problema N°

Observación

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Evaluación: ¿De qué manera verificó la presencia de restos azufrados en aminoácidos y proteínas?.

¿A qué se debe el color marrón-gris característico de esta prueba?.

¿A qué conclusión llegó con su muestra problema?.

5. Reconocimiento de enlaces peptídico. Reacción de Biuret Biuret

Cisteína Glicina Albúmina Muestra problema N°

Observación

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Evaluación: ¿En las pruebas realizadas con el reactivo de Biuret, encontró alguna diferencia con cada una de las muestras ensayadas?. ¿Cómo lo diferenció?. ¿Su muestra problema tiene enlaces peptídico?.

Desnaturalización de la albúmina Temperatura (°C) Alcohol etílico Ácido clorhídrico (concentrado) Ác. Nítrico (Concentrado) Soluc. Conc. de NaOH

Precipitación de proteínas mediante cationes y aniones Cu2+ 20 gotas de agua 20 gotas de sol. de albúmina 20 gotas de agua más 3 gotas de HCl (10%) 20 gotas de sol. de albúmina más 3 gotas de HCl (10%) 20 gotas de agua más 3 gotas de NaOH (10%) 2 gotas de sol. de albúmina + 3 gotas de NaOH (10%.)

[Fe(CN)6]3-


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Evaluación: ¿En cuál de los tubo precipitó la proteína con : el Cu2+?

¿En tubo precipitó la proteína con el anión ferricianuro?

¿Qué ocurrió en el quinto tubo de ensayo?. Formule una ecuación química, para cada uno, que explique estas reaccione .


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CUESTIONARIO 1. ¿Con cuál de los reactivos empleados en la práctica se utiliza para verificar la presencia de -aminoácidos en una hidrólisis de la proteína?. 2. ¿Cuál es el grupo responsable de la reacción positiva con la prueba Xantoproteica? 3. ¿Cómo comprobaría que la albúmina de huevo contiene aminoácidos con restos fenólicos? 4. ¿Cuál o cuáles de los siguientes aminoácidos dan positiva con el reactivo de Xantoproteica? a) Triptófano b) Tirosina c) Histidina

d) Fenilalanina e)Metionina f) Glicina

5. ¿Con qué prueba reconocería, los enlaces peptídicos de una proteína? 6. Si se tiene una solución neutra de proteína y se le añade algunos mL de soda al 10%. Indicar si precipita la proteína al añadir unos mL de: a) Ferricianuro de potasio b) Sulfato de cobre (II) 7. Explique a qué se debe el fenómeno de la desnaturalización de las proteínas. 8. ¿Porqué el ácido nítrico produce una coloración amarilla cuando se pone en contacto con un pedazo de cabello o piel? 9. ¿Cómo separaría Ud. a los aminoácidos contenidos en una mezcla? 10. Aplicación de la reacción con la ninhidrina en la cromatografía. Explique.

Guã a de Prã Ctica Quimica

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