Lab Oratorio

U N I V E R S I D A DD E

SAN MARTIN DE PORRES

FACULTAD DE MEDICINA HUMANA

DEPARTAMENTO ACAD\u00c9MICO DE CIENCIAS B\u0

QU\u00cdMICA BIOL\u00d

ASIGNATURA:

MANUAL DE LABORATORIO \ \ \ \ \ \ \

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HELDA DEL CASTILLO COTILLO HELMER LEZAMA VIGO HUGO VILLANUEVA DANILO BARRETO YAYA JEAN PAUL MIRANDA PAREDES ROXANA SIFUENTES V\u00c1SQUEZ CARLOS OR\u00c9 ORIHUELA

PRIMER A\u00d1O I-SEMESTRE LIMA - PER\u00da 2007 1

FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP

MANUAL DE LABORATORIO QU\u00cdMICA BIOL\u00d3GICA

PR\u00c1CTICA N\u00b0 1 NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

I. INTRODUCCI\u00d3N

El laboratorio es el ambiente f\u00edsico donde los cient\u00edficos y los t\ datos experimentales que permiten sustentar una investigaci\u00f3n. Pero tam este arduo y dedicado trabajo s\u00f3lo es factible cuando se ha establecido la n proteger la salud de las personas que puedan estar expuestas a riesgos relac exposici\u00f3n a agentes biol\u00f3gicos, qu\u00edmicos, y f\u00edsicos.

La bioseguridad es un conjunto de medidas probadamente eficaces para e adquisici\u00f3n accidental de infecciones con organismos pat\u00f3genos con muestras de flu\u00eddos corporales, as\u00ed como los riesgos relacionados agentes qu\u00edmicos, f\u00edsicos o mec\u00e1nicos a los que est\u00e1 ex laboratorios.

S\u00f3lo si las personas que trabajan en los laboratorios conocen las norm bioseguridad y las aplican, pueden determinar su propia seguridad, la de sus com la de la colectividad. El personal de laboratorio debe cumplir con las normas de bioseguridad y los directivos de la instituci\u00f3n deben cumplir con brindar la para que estas normas sean aplicadas.

En el laboratorio de qu\u00edmica espec\u00edficamente, los alumnos se e diversas sustancias que pueden resultar altamente peligrosas para la salud y la v quienes las manipulan, por tanto es muy importante que todos los frascos y botel las contienen est\u00e9n debidamente rotulados y adem\u00e1s deben indica peligrosidad que dicha sustancia demanda. A continuaci\u00f3n se observa un s com\u00fan en botellas que contienen sustancias t\u00f3xicas:

2


MANUAL DE LABORATORIO QU\u00cdMICA BIOL\u00d3GICA

Cuando nos encontramos frente a este s\u00edmbolo inmediatamente damos cuenta que se tarta de una sustancia muy da\u00f1ina.

Otros laboratorios como los del Instituto Peruano de Energ\u00eda Nuclear, presentan este s\u00edmbolo.

En laboratorios donde se trabajan con materiales biol\u00f3gicos como bacterias, hongos o virus \u00a1Peligro de contaminaci\u00f3n!

En general tambi\u00e9n nos podemos encontrar con otros s\u00edmbolos que que indican las zonas de seguridad:

PROHIBIDO FUMAR

SALIDA DE EMERGENCIA

3


MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA BIOLÓGICA

II. OBJETIVOS • • • •

III. 1. • • • • • • • • • •

Asegurar las condiciones de seguridad adoptando medidas preventi eliminar y/o disminuir los riesgos asociados a las prácticas de química. Especificar las normas, precauciones, prohibiciones o protecciones, n para eliminar o controlar los riesgos. Informar y formar al alumno sobre los riesgos específicos existentes práctica. Planificar las prácticas con el objeto de facilitar procedimientos segur salud.

INSTRUCCIONES

PARA

EL

TRABAJO

EN

EL

LABORATORIO

HÁBITOS PERSONALES A RESPETAR EN EL LABORATORIO

Prohibido comer y beber. Prohibido fumar. Prohibido hablar por teléfono celular. No realizar reuniones o celebraciones. Sólo ingresan al laboratorio con un lapicero, la guía de prácticas y un cu apuntes. Llevar un atuendo barato, una bata o un mandil de laboratorio que cubra lo brazos, el torso y hasta las piernas dado que es posible dañar la piel o estro vestido en un accidente de laboratorio. Mantener abrochado el mandil. Se recomienda además no usar sandalias, ya que un eventual derram reactivo químico podría dañar los pies. También es necesario llevar el cabello recogido ya que muchos accident iniciado con el cabello suelto y largo. No colocar mochilas, bolsos o maletines encima de la mesa de trabajo. Lavarse las manos antes de dejar el laboratorio.

2 . HÁBITOS DE TRABAJO A RESPETAR EN EL LABORATORIO • • • •

•

Leer muy cuidadosamente y con anticipación las instrucciones que se dan experimento. Antes de ir al laboratorio, el alumno debe saber bien lo que s hacer. Efectuar solamente las experiencias señaladas o aprobadas por el pro experiencias no autorizadas están prohibidas. Leer las etiquetas antes de utilizar los reactivos químicos. Si se encuentr frascos sin etiqueta, consultar con el profesor encargado o con el técnico laboratorio. Obtener las sustancias químicas de los frascos de reactivos, en un vaso d precipitados o en un tubo de ensayos limpio, cuidando de no usar cantid mayores que las necesarias.

Nunca regresar sustancia alguna no utilizada al frasco original ni em reactivo, sin estar seguro que tal, es el requerido. 4


• • • • •


No abandonar aparatos funcionando sin vigilancia. Evitar tocar sin guantes cualquier sustancia química. Inclusive existen sus que destrozan los guantes, por tanto lo mejor es utilizar espátulas para m sólidos y pipetas con bombilla de succión para líquidos. No llevar a la boca ni pipetear con la boca sustancias químicas, peligro d Jamás acercar a la nariz ninguna clase de reactivos, ya que esto puede vías respiratorias. Antes de retirarse del laboratorio, lavar los materiales utilizados en la pr

IV. SEGURIDAD EN EL LABORATORIO • • •

• • •

•

La mayoría de sustancias que se utilizan en las prácticas de quím potencialmente peligrosas. Muchos de los procedimientos que se emplean, tales como calenta directamente al mechero, o beakers en la cocinilla son de alto riesgo. Al calentar o destilar líquidos volátiles o inflamables, como éter etílico, sul carbono, cloroformo, acetona, etc. se debe hacer siempre en baño de agua arena o en parrillas eléctricas con cubierta metálica y preferentemente en campana de humos. Por ningún motivo se dejarán disolventes volátiles, tales como los me cerca de flamas. En el caso de inflamarse un líquido, procurar cubrir el recipiente con una l reloj, tela de asbesto, vaso de precipitados o con un matraz vació; cerrar la del gas, evitar la propagación del fuego y CONSERVAR LA SERENIDAD. El Ácido Sulfúrico (H2SO4), Ácido Clorhídrico (HCl), Ácido Nítrico (HNO Hidróxido de Sodio (NaOH) van a ser comunes en las prácticas de laborato lo cual jamás se deberá tocar, oler o jugar con estas sustancias por ser mu corrosivas. Al usar BENCENO trabajar siempre en una vitrina bien ventilada. No resp nunca los vapores de benceno y evitar cualquier situación que provoque salpicaduras sobre la piel o los vestidos. Si salpicara benceno sobre el vest lavará la salpicadura, se quitará la ropa y se lavará el cuerpo. Si se vertiera benceno sobre la mesa de laboratorio, se lavará la zona afectada con agua fuera posible, se confinará el vestido en la vitrina.

V. INFORMES DE LABORATORIO

En el trabajo de laboratorio, la obtención de datos confiables no sólo es el únic sino también comunicar los resultados y las ideas en forma tal que sean com y útiles para otros. •

Antes de ir al laboratorio, hacer un esquema mostrando el orden en adicionan los reactivos. Por ejemplo: 20 gotas de Clorformo y agitarAdicionar 10 gotas de agua de bromo y mezclar bien. 5



•

Registrar y anotar claramente los datos y observaciones realizados d experimento. La recolección de datos es la parte crucial del experimento

•

Realizar los cálculos matemáticos necesarios para hallar el porcentaje de rendimiento en el caso de síntesis orgánicas, o para determinar concentra pH, etc.

•

Indicar las unidades usadas en cada medición, en lo posible expresad Sistema Internacional (SI).

•

Comparar los resultados obtenidos en el laboratorio con los que se reporta bibliografía (libros, journals, trabajos de investigación, etc.), para de esta m redactar las discusiones que son parte importante de un informe.

•

Mencionar la bibliografía utilizada para el desarrollo del respectivo in laboratorio. Así por ejemplo:

Brown T, LeMay H. y Bursten B (1998) QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL Edición Editorial Prentice Hall, México. Pp 11 – 16. (Autor o autores, año, título, edición, editorial, país y páginas consultada

En el caso de información hallada en Internet, elegir páginas web confia de universidades. Para las referencias bibliográficas colocar la página w completa, así por ejemplo: http://tigger.uic.edu/~magyar/Lab_Help/lgho

1.

PARTES DEL INFORME DE LABORATORIO CARÁTULA (Colocando claramente el título del experimento, y el nombre de los integrantes). INTRODUCCIÓN HIPÓTESIS OBJETIVOS PARTE EXPERIMENTAL: MATERIALES Y RECTIVOS PROCEDIMIENTOS RESULTADOS (Recolección de datos) CÁLCULOS DISCUSION Y CONCLUSIONES CUESTIONARIO REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

6



VI. CUESTIONARIO

1. Explique que procedimientos de primeros auxilios se deben tener en cue de quemaduras con ácidos, álcalis y otras sustancias corrosivas.

2. Realice un listado de 10 sustancias químicas potencialmente cancerígenas.

3. Dibuje 10 símbolos de bioseguridad y explique brevemente cada uno de ell 4. Mencione 5 sustancias químicas inflambles. 5. Defina: Sustancia Inflamable Agente patógeno Sustancia corrosiva Sustancia cancerígena Ácidos Álcalis

7



PRÁCTICA N° 2 INTRODUCCIÓN A LAS TÉCNICAS DE LABORATORIO

1. INTRODUCCION

El éxito del trabajo en el laboratorio y la seguridad del estudiante, depende adecuado de los instrumentos disponibles. Es por ello importante una buena preparación y entrenamiento práctico de las técnicas de laboratorio. En la pre práctica se aprenderá a utilizar el mechero de Bunsen y sus aplicaciones en q se conocerán los materiales más comunes de medición de líquidos y se estudi algunas técnicas de separación.

1.1. MECHERO DE BUNSEN

Es un mechero de uso común en el laboratorio. Funciona con gas propano ( que al ser mezclado en proporciones adecuadas con oxígeno (O2) del aire, se q generando energía calorífica y emitiendo luz (llama).

Partes del mechero (Figura 1):

BASE (1): en ella se encuentra un tubo lateral para el ingreso del gas. Este mediante una manguera de látex, con la llave de suministro de gas.

REGULADOR DE AIRE (2): es un anillo móvil que contiene aberturas y se para graduar la llama. Cuando ingresa más aire, la llama es más efectiva.

TUBO (3): Se encuentra fijo en el extremo inferior y tiene aberturas por don el aire.

Tipos de llama (Figura 2):

LUMINOSA: Se produce cuando el aire que entra en el mechero es insuficien (combustión Incompleta). La descomposición del gas produce pequeñas part carbón (hollín) que se calienta a incandescencia dando luminosidad a la llam (amarilla). NO LUMINOSA: La combustión es completa. El gas y el aire se combinan íntimamente, no se forman partículas sólidas siendo el color de la llama azul. distinguen 3 zonas:

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Cono frío: Formada por la mezcla de aire y gas sin quemar (a).

Cono medio: Donde se producen las reacciones iniciales, la com incompleta. Se llama también zona reductora por la presencia de ca monóxido de carbono (b). Cono externo: La combustión es completa, la llama es menos temperatura más elevada. El exceso de oxígeno del aire lo convierte en oxidante (c)

1.2

COLORACIÓN A LA LLAMA

Cuando los compuestos de metales alcalinos y alcalinos térreos se colocan en u emiten colores característicos. Los iones de estos metales se reducen a átomo gaseosos en la región central inferior de la llama. Los átomos son excitados electrónicamente por la elevada temperatura de la llama, y luego emiten energ forma de luz visible al regresar al estado basal. Electrón de valencia en estado basal (nivel de menor Energía) Núcleo

Electrón de valencia en estado excitado (nivel superior de Energía).

EXCITACION

9



Los colores obtenidos con la llama del mechero de Bunsen son muy simples y fá de distinguir, por lo que sirven para confirmar o reconocer un gran número de elementos, especialmente los alcalinos y los alcalino-térreos. El espectro electromagnético, en la región del visible, nos ayuda a saber a que longitud de puede identificar la sustancia en estudio.

Litio

Potasio

Sodio

10


1.3


MEDICION DE LIQUIDOS

Para la medición de líquidos se emplean diversos equipos de laboratorio, de ac la precisión que se quiera obtener. Los más usados son: vasos de precipitación probetas, buretas, matraces, fiolas y pipetas.

Lectura del menisco Al medir el nivel de un líquido, se debe determinar la porción de la curva de la i Líquido-aire que se debe considerar. (Figura 3) Por convención, esta porción d es: La parte baja del menisco si éste es cóncavo La parte superior del menisco si éste es convexo

Además se debe observar la posición correcta del observador, el cual debe u misma altura del menisco (Figura 4).

Selección del material de medición

1. Para medir volúmenes aproximados, cuya precisión varía entre 1- 2ml se pu emplear las probetas graduadas. Para una menor precisión, también son útiles de precipitación (beaker) y los matraces (erlenmeyer) graduados.

2.. Para medir volúmenes con mayor exactitud (+/- 0,01 ml) se emplean los m volumétricos o aforados, como las fiolas y pipetas (de una sola medida o volum como las buretas y pipetas graduadas (con un rango de medición). Los materia aforados se caracterizan por medir un volumen determinado de líquido, el cua señalado por una marca o señal de aforo en la parte estrecha superior del m vidrio. 11



Las fiolas se emplean para la preparación de soluciones, efectuar diluciones, y para medir volúmenes fijos.

Las pipetas están diseñadas para verter un volumen determinado de un líquido. Se tienen de dos tipos: a) Graduadas o de medida: se encuentran calibradas y señalan pequeñas fraccione volumen total y pueden dar un volumen cualquiera hasta su máxima capacida b) Volumétricas, aforadas o de transferencia: están diseñadas para medir únicamente un volumen específico y son de alta precisión.

Las buretas están diseñadas para medir con precisión volúmenes variables. Consta de tres partes: un cilindro calibrado, una llave reguladora de flujo y una extrem angosta en la punta por la que fluye el líquido. Se emplean principalmente en l titulaciones y para medir con precisión.

1.4

TÉCNICAS DE SEPARACIÓN

Se conoce como mezcla a aquella materia compuesta por dos o más sustancias físicamente, es decir que cada componente conserva su identidad y propiedad fundamentales.

Para separar o purificar los componentes de la mezcla, se conocen diversas té cuya elección dependerá de las características de la muestra, disponibilidad materiales y reactivos, grado de pureza del producto final, factores económi otros.

Entre las técnicas más empleadas se tienen: la decantación, filtración, de extracción.

12



Decantación:

Se emplea para separar sólidos de líquidos o líquidos inmiscibles que confor mezcla. Si la naturaleza de la muestra lo permite, se deja en reposo para que las par sólidas sedimenten por la acción de la gravedad. En caso contrario, se procede a decantar, inclinando el recipiente y dejando líquido a otro recipiente (Figura 6).

Filtración:

Procedimiento para separar sólidos de líquidos. Se emplea un medio filtrante de superficie porosa, que retiene el precipitad que el líquido pasa a través de él. El líquido que pasa recibe el nombre de filtrado y los sólidos retenidos se c como residuo o precipitado. Hay dos formas de filtración: por gravedad y por succión o al vacío (Figura 7

a. Filtración por gravedad: Comúnmente se emplea el embudo de vástago largo y papel de filtro, cuyas dimensiones dependen del volumen del precipitado del embudo) y del tamaño de las partículas (porosidad del papel de filtro)

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b. Filtración por succión o al vacío: En ella se acelera la separación mediante el uso de un matraz, llamado kitazato, y la aplicación de succión. Como medio filtrante se emplea los crisoles filtrantes de vidrio, de porcelana o de Gooch embudos de Buchner y Hirsh (cuando los precipitados son voluminosos y gelatinosos). A excepción del crisol de vidrio, se coloca un disco de papel d o una capa filtrante de lana de vidrio o fibra de asbesto sobre el fondo perfo para poder efectuar la filtración.

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Destilación:

Método de separación de los componentes de una solución basándose en su de vapor relativas. Consiste en la conversión de un líquido a vapor mediante la ebullición (vapo el enfriamiento de éste para retornar al estado líquido (condensación). El líquido que posee menor temperatura de ebullición se vapora primero y se la mezcla. Destilación Simple : Para separar un líquido volátil de impurezas no volátiles. Ejemplo: el agua potable que contiene sales disueltas en ella (Figura 8)

Extracción: Es una operación que tiene como objeto separar una sustancia del material líquido que lo contiene, con el fin de purificarla mediante el uso de un solven inmiscible con el material en el que se encuentra la sustancia que se quiere Los solventes más comunes son agua, éter etílico, éter de petróleo, etanol, b Por extracción se aíslan y purifican numerosos productos naturales como: vi alcaloides, grasas, hormonas, colorantes, etc. Los tipos de extracción pueden ser : a) Extracción líquido . sólido : Cuando la muestra a extraer se encuentra al estado sólido (Figura 9)

b) Extracción líquido-líquido.Cuando la muestra a extraer es una solución o una suspensión (Figura 1

15


II.


OBJETIVOS

• Reconocer materiales y equipos de laboratorio de uso común. • Hacer uso adecuado del instrumental de acuerdo a sus funciones. • Aplicar las técnicas fundamentales de separación de mezclas

III.

PARTE EXPERIMENTAL 1.

REACTIVOS:

Ácido Clorhídrico 6M Cloruro de Sodio (NaCl) Cloruro de Potasio (KCl) 2. 2) Cloruro de Estroncio (SrCl Cloruro de Bario (BaCl2 ) Cloruro de Calcio (CaCl2)

2. MATERIALES Mechero de Bunsen Soportes Rejilla de asbesto Alambre de Nicromo Balanza Materiales de vidrio Termómetro 16


3.


FUNCIONAMIENTO DEL MECHERO:

Verificar que la llave reguladora de aire esta cerrada. • Encender un fósforo y sosténgalo sobre la boquilla, abrir con de suministro de gas. Con el regulador de gas controlar el flujo de gas n Describir el tipo de llama. • Sostener una cápsula de porcelana sobre la llama y anotar lo obser • Girar el anillo regulador de aire hasta obtener la combustión total. • Repetir la prueba con la cápsula de porcelana • Señalar las diferencias observadas • Escribir las ecuaciones para cada caso • •

3.1 RESULTADOS: Anotar si hay alguna diferencia al exponer la cápsula de porcelana luminosa y a la no luminosa. Dibujar los tipos de llama _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 3.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ ________________________________________________________________ 4. LIMPIEZA DEL ALAMBRE DE NICROMO

• Tomar el alambre de Nicromo y sumergir en la cápsula que contiene • Llevar a la llama en la parte incolora y observar si existe coloració

impurezas en el alambre). • Repetir la operación hasta que el alambre no coloree la llama del • Luego proceder como se indica a continuación: Sodio: • Colocar

en el alambre limpio, un poco de la solución de cloruro de llevar a la parte azul de la llama. • Observar el color que se produce en la llama y anotar. Potasio, Calcio, Estroncio y Bario: • Con el alambre limpio, proceder

en forma similar a la indicada Sodio, con cada una de las muestras de Cloruros de Potasio, Calcio, Estro • Observar el color producido en cada caso y anotar sus resultados.

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4.1 RESULTADOS:

NaCl KCl CaCl2 BaCl2 SrCl2

Coloración a la llama

Longitud de onda (λ)

4.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 5.

USOS Y APLICACIONES DEL MATERIAL DE VIDRIO Antes de emplear el material, verifique que esté limpio y seco. Vaso, matraz Erlenmeyer y probeta:

Verter el líquido en el recipiente escogido y leer teniendo en cuenta el debe coincidir con la marca de graduación según la convención indicada Fiola:

Llenar el recipiente con la muestra hasta la señal de enrase ubicada en la p estrecha o cuello. En el caso de preparación de soluciones, tapar la fiola co homogenizar el contenido antes de emplearlo. Pipeta:

Colocar la bombilla de succión cuando se trabaja con ácidos concentrad tóxicos. Jamás usar la boca para succionar. Introducir el extremo inferior de la pipeta en la solución a m enjuagar. Llenar la pipeta hasta aproximadamente 2 cm. por encima enrase. Colocar en posición vertical y verificar la ausencia de bu aire en el interior. Disminuir la presión para vaciar el contenido. Mantener uno esta posición. Si se descarga todo el volumen, no debe soplarse la peq cantidad que queda en la punta, ya que está diseñada para proporcio exactitud el volumen desplazado por acción de la gravedad.

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Bureta: • Verificar que la llave de paso esté lubricada. • Enjuagar una vez con agua destilada y luego

• • • •

IV.

2 veces con 10m

que se va a usar. Llenar lentamente con la solución para evitar las burbujas de pequeños golpes con los dedos para eliminar su presencia. Drenar rápidamente unos mililitros si las burbujas están ubicada llave de paso. Ajustar el nivel del menisco hasta la marca cero. Tomar el volumen necesario controlando el flujo de salida reguladora.

CUESTIONARIO

1. Escribir las ecuaciones correspondientes a la combustión completa e in propano (C3H8). 2. ¿Qué diferencia(s) podría encontrar al efectuar la medición del volu líquido, si el observador se ubica: a) por encima b) por debajo , del nivel de 3. ¿Qué es la centrífuga y cuál es su utilidad? 4. Explicar en qué propiedades se fundamentan cada una de las técnicas observadas. Dar ejemplos de su aplicación. 5. Explique la relación existente entre la coloración a la llama observ elementos en estudio y el espectro electromagnético.

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PRÁCTICA N° 3 SISTEMA PERIÓDICO: REACCIONES QUÍMICAS

I.

INTRODUCCIÓN

En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleev (1834 – 1907) y el químico germano Meyer (1830 – 1895), trabajando independientemente, realizaron descubrimientos similares. Ellos encontraron que cuando los elementos se ordenaban según su peso atóm colocar en filas horizontales, una debajo de otra, de tal modo que los elementos e columna vertical tuvieran propiedades similares. El arreglo tabular de los elem columnas resaltando la repetición regular de propiedades de los elementos, se conoce como tabla periódica.

Actualmente, todos los átomos de la tabla periódica están descritos por su estruc electrónica de acuerdo a la teoría cuántica moderna. Así si el último electrón de determinado elemento, ubicado en el orbital s, pertenece al grupo de los metale un orbital p pertenece a los no metales y metaloides. El orbital d distingue a lo transición. Finalmente los elementos cuyo ultimo electrón esta en el orbital f corresponden a las tierras raras.

Es de sumo interés saber que todos los elementos que tienen su último electrón c números cuánticos iguales gozan de propiedades físicas y químicas parecidas. E pertenecen a una misma familia solo se diferencian por el primer numero cuántic su tamaño. Toda propiedad física y química asociada a su estructura externa o el los átomos muestra periodicidad.

PERÍODO: Está conformado por todos los elementos pertenecientes a una fila (horizontal) en la tabla. GRUPO: esta conformado por todos los elementos pertenecientes a una columna (vertical) en la tabla. METAL: Sustancia o mezcla (aleación) que tiene lustre y brillo y es buen conductor del calor y de la electricidad.

NO METAL: Es un elemento que no exhibe características de un metal. La mayoría de los no metales son gases (por ejemplo, Cloro u Oxígeno), o sólidos (por ejemplo Fósfo Azufre). Los no metales sólidos son usualmente sustancias duras y quebradizas. el único no metal líquido.

METALOIDE: Es una sustancia que tiene tanto propiedades de metal como de no metal. Estos elementos como el Silicio (Si) y el Germanio (Ge), son usualmente buenos semiconductores, elementos que en estado puro y a temperatura ambiente son p conductores de la electricidad; pero que a temperaturas elevadas se convierten e conductores de la electricidad.

20



RADIO ATÓMICO: Es la densidad electrónica radial que existe entre los núcleos de dos átomos de un mismo elemento.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.): Es la energía mínima necesaria que se necesita para remover un electrón de un átomo o un ión gaseoso aislado. Mide la fuerza con qu se aferra a sus electrones. Cuanto mayor es la energía de ionización más difícil e electrón. AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E.): Es el cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo neutro o ión en su estado gaseoso para formar un ión neg la facilidad con la que un átomo atrae un electrón. Siempre que se añade un elec liberar energía, es por esto que la afinidad electrónica siempre es negativa. A m entre un átomo dado y un electrón añadido más negativa será la afinidad elect

CARÁCTER MEÁLICO: Es inversamente proporcional a la energía de ionización. Cuando E.I. aumenta el carácter metálico disminuye y cuando E.I. disminuye el cará aumenta. ELECTRONEGATIVIDAD: Capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo. Está relacionado con la energía de ionización y la afinidad electrónica. Un átom A.E. muy negativa y una E.I. elevada atraerá electrones de otros átomos y adem a dejar ir sus electrones y por tanto será muy electronegativo.

En el siguiente esquema de la tabla periódica se resumen todos los conceptos descritos.

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II. OBJETIVOS

• Analizar algunas propiedades periódicas, a partir de sustancias elem entale • Reconocer e identificar las sustancias alcalinas, alcalino térreos y halógeno

III. PARTE EXPERIMENTAL 1. REACTIVOS Solución 0.1 M de NaF. Solución 0.1 M de NaCl. Solución 0.1 M de NaBr. Solución 0.1 M de NaI. Cloroformo Sol. AgNO3 0,1 M Sol NH3 0,1 M Sales de NaF, NaCl, NaBr, NaI • Sol. Acuosas de Cl2, Br2, I2 Alcohol 95% Ácido sulfúrico cc. Papel tornasol azul

Sol. de fenolftaleína Sol. Ac. sulfúrico 2 M Sol. Ácido fosfórico 0,1 M Litio Sodio Potasio Sol. 0,1 M de MgCl2, CaCl2 y SrCl2 Cobre Magnesio Zinc Sol. CuCl2 1M

2. MATERIALES • • • • • •

12 tubos de ensayo 1 espátula de vidrio 1 gradilla 2 goteros 3 vasos 250 mL 1 luna de reloj

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3. PROCEDIM IENTO : FAMILIA DE LOS HALÓGENOS 3.1 FORMACIÓN DE PRECIPITADOS CON AgNO3 • Coloque en 4 tubos de ensayo y proceda según el esquema:

TUBO

1

SOLUCIÓN NaF,

2

4

XX gotas

NaCl, NaBr.

3

_

XX gotas

_

_

_

XX gotas

_ XX gotas

NaI.

III gotas

AgNO3

III gotas

III gotas III gotas

Agite y espere a que sedimenten los precipitados formados.

3.1.1 RESULTADOS En el siguiente cuadro marque con un aspa en las reacciones que ob precipitados. Además complete las ecuaciones químicas correspondie indicando con una flecha hacia abajo el compuesto que forma el preci sedimentación. PRECIPITACIÓN CON AgNO3 NaI NaF NaCl

NaBr

AgNO3 Ecuación Química

Ordene a los halógenos en forma ascendente según la rapidez con la que formaron el precip

23



3.1.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ ______________________________________ 3.2 FORMACIÓN DE ÁCIDOS HIDRÁCIDOS CON H2SO4 • • •

En otros 4 tubos tome cantidades iguales de sales sólidas de NaF, NaCl, N Adicione 20 gotas de H2SO4 concentrado. Acerque a la boca de los tubos el papel tornasol azul humedecido con ag Anote el cambio de color del papel tornasol.

3.2.1 RESULTADOS En la tabla coloque si hubo desprendimiento de gas cuando se añadió Además indique si el papel indicador viró de color. Completar las resp ecuaciones química colocando una flecha hacia arriba al lado del gas correspondiente. H2SO4

FORMACIÓN DE ÁCIDOS HIDRÁCIDOS NaI NaF NaCl

NaBr

Papel tornasol Ecuación química

3.2.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES _____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________ 3.3 ACTIVIDAD DE LOS HALÓGENOS Observar el color y aspecto de las soluciones siguientes: Agua de Cloro, Agua de Bromo y Agua de Yodo. Observar el color y aspecto de otras tres soluciones (todas 1M): Bromuro de Sodio (NaBr), Yoduro de Sodio (NaI) y Cloruro de Sodio (NaCl).

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I.-En tres tubos de ensayo añadir 2ml de soluciones 1M de :

• Na Br,

NaI, NaCl. • Luego añadir 1ml de Agua de Cloro a cada una de ellas.

NaBr + Agua de Cloro

NaI + Agua de Cloro

NaCl + Agua de Cloro

II.- tres tubos de ensayo añadir 2ml de soluciones 1M

•

de NaBr, NaI NaCl. Luego añadir 1ml de Agua de Bromo a cada una de ellas.

NaBr + Agua de Bromo

NaI + Agua de Bromo

NaCl + Agua de

25



III.- En tres tubos de ensayo añadir 2ml de soluciones 1M

de: NaBr, NaI y NaCl. • Luego añadir 1ml de Agua de Yodo a cada una de ellas.

NaBr + Agua de Yodo

NaI + Agua de Yodo

NaCl + Agua de Yodo

3.3.1 RESULTADOS Complete la tabla según los resultados observados. Indique si h desplazamiento de un halógeno por otro. ¿Cuál de ellos será el más re REACTIVIDAD DE HALÓGENOS Bromo Yodo

Cloro

Cloro Bromo Yodo Ordenar en orden creciente la reactividad de los halógenos en estudio

3.3.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________

26



4. FAMILIA DE LOS METALES ALCALINOS: (DEMOSTRATIVA POR EL PROFESOR) • • • • • • • •

Deje caer en un vaso 100 ml de agua, un trozo de litio. Cúbrase el vaso con una luna de reloj. Agregue 3 gotas de fenolftaleína. Anote sus observaciones. Repita la misma experiencia con un trozo de sodio. Anote sus observaciones Repita lo mismo con un trozo de potasio. Aquí tenga mayor cuidado con los trozos del metal.

4.1 RESULTADOS Anote lo observado en esta experiencia y las ecuaciones químicas corre Orden en forma creciente la reactividad. REACTIVIDAD DE LOS METALES ALCALINOS Li Na K Anote lo observado en H 2O Color de la fenolftaleína

Ecuación Química Ordene en forma creciente la reactividad de los Metales alcalinos en estudio

4.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ 5.

FAMILIA DE LOS METALES ALCALINO-TÉRREOS •

En 3 tubos de ensayo coloque separadamente 20 gotas de soluciones Cloruro de Magnesio (MgCl2), Cloruro de Calcio (CaCl2) y Cloruro de estroncio (SrCl2).

Agregue 2 ml de H2SO4 2M A CADA UNO agite y espere la sedime precipitados. • Al tubo que contiene MgCl2 agregue 2 ml de alcohol. • Anote sus observaciones. •

27



5.1. RESULTADOS Anote lo observado en esta experiencia y las ecuaciones químicas corresp REACTIVIDAD DE LOS METALES ALCALINO - TÉRREOS Mg Ca Sr

H2SO4 Ecuación química Etanol Ordenar en forma creciente la reactividad observada de los alcalino – térreos

5.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES

_______________________________________________________________ _______________________________________________________________ _______________________________________________________________

IV. CUESTIONARIO

1. ¿Qué es la fenolftaleína y para que se emplea en el experimento? 2. ¿Cuál es la diferencia entre alcalinos y alcalino térreos? 3. Explique la diferencia de reactividad entre los halógenos en base a las pr tabla periódica. 4. Explique brevemente el concepto de tierras raras. 5. ¿Qué son los ácidos hidrácidos? 6. Mencione algunas aplicaciones de los halógenos 7. Mencione algunas aplicaciones de los metales alcalinos 8. ¿Por qué son útiles los metales de transición?

28



PRÁCTICA N° 4 ENLACE QUÍMICO I. INTRODUCCIÓN

El enlace químico puede definirse como la fuerza ce adhesión entre los áto moléculas) o iónes (caso de los compuestos iónicos)

Enlace iónico El enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con Los iones pueden formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más el átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacció de la extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (e los gases nobles). Na

+

Cl

NaCl

Enlace covalente El enlace covalente, es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. Lo mas conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elem metálicos entre si. H

+

H

H

H

Electrólitos fuertes y débiles Una sustancia cuyas soluciones acuosas contienen iones y por tanto conduce se denomina electrólito. Una sustancia que no forma iones en solución se den electrólito.

Hay dos categorías de electrólitos. Prácticamente todos los compuestos iónicos ( y unos cuantos compuestos moleculares (como HCl) existen en solución total o c totalmente como iones. Tales compuestos se denominan electrólitos fuertes. Ta algunos compuestos moleculares que producen una concentración pequeña de i se disuelven, éstos son electrólitos débiles. Por ejemplo, en una solución de ácid 1M, la mayor parte de soluto esta presente como moléculas de CH3COOH. Solo u fracción (cerca del 1%) del CH3COOH esta presente como iones H+ y CH3COO

Cuando un electrolito débil como el ácido acético se ioniza en solución, escribim de la manera siguiente: CH3COOH (ac)

+ H (ac) + CH3COO (ac)

29



Los químicos emplean una flecha doble para representar la ionización de los electr y una flecha sencilla para representar la ionización de los electrólitos fuertes. Por e el HCl un electrolito fuerte, escribimos la ecuación para la ionización del HCl co HCl (ac)

+

H (ac)

+

Cl (ac)

Fundamento del experimento El que una solución conduzca o no la electricidad puede determinarse empleando como el que se muestra en la figura. Para encender el foco, debe fluir una corriente electrodos (ánodo y cátodo) que están sumergidos en la solución. Aunque el agua e conductor de la electricidad, la presencia de iones hace que las soluciones acuosas en buenos conductores. Los iones transportan carga eléctrica de un electrodo a ot circuito eléctrico. Por ejemplo, la conductividad de las soluciones de NaCl se pued presencia de iones en la solución.

Solución de NaCl, conductora de electricidad.

30



II. OBJETIVOS

Diferenciar compuestos iónicos de compuestos covalentes basándon diferencias de conductividad de la corriente eléctrica. Diferenciar a los electrolitos fuertes y débiles por su capacidad de • corriente eléctrica. •

III. PARTE EXPERIMENTAL 1. REACTIVOS • Etanol • Sacarosa • Acetona • Solución de CaCl2 0,1 M • Solución de CuSO4 0,1 M • Solución de HCl 0.1M • Solución de CH3COOH 0.1M • Solución de NaOH 0.1M • Solución de NH4OH 0.1M • Solución de NaCl 0.1M • Solución de CH3COONa 0.1M • KClO3

• Solución de HCl 6 M • Solución de CH3COOH 6 M • CaCO3 • Zn granallas

2.

MATERIALES Equipo para medir la • conductividad eléctrica Beackers • Tubos de ensayo • Gradilla • Espátula •

3. ELECTRÓLITOS Y NO ELECTRÓLITOS En cada una de las siguientes pruebas clasificar cada sustancia com conductor, pobre conductor o como no conductor de la electricidad. Tome un equipo como el que se muestra en la figura anterior. Coloque unos 10 mL de agua destilada en un vaso y pruebe su Repita el experimento con agua potable. Ensaye una por una soluciones y líquidos propuestos. 3.1. RESULTADOS: MUESTRA Agua Agua potable Alcohol etílico Sol. Sacarosa Sol. CaCl2 Sol. CuSO4 Acetona

BUEN POBRE NO CONDUCTOR CONDUCTOR CONDUCTOR

31



3.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ ___________________________________________________________

4. COMPARACION DEL COMPORTAMIENTO DE ACIDOS, BASES Y SALES Tomar un volumen igual de las soluciones que se muestran en la tabla y prob conductividad. En cada una de las siguientes pruebas clasificar cada sustanc como buen conductor o pobre conductor. MUESTRA HCl 0,1 M CH3COOH 0,1 M NaOH 0,1 M NH4OH 0,1 M NaCl 0,1 M CH3COONa 0,1 M

BUEN POBRE CONDUCTOR CONDUCTOR

4.1 DISCUSION Y CONCLUSIONES ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ _______________________________________________________

5. EL EFECTO DE LA FUSION DE UNA SAL Colocar una pequeña cantidad de clorato de potasio KClO3 en una cápsula de porcelana y ensayar su conductividad. Calentar el crisol hasta que el clorato d potasio funda y ensaye nuevamente la conductividad. Después de esto lavar y los electrodos cuidadosamente.

32



5.1 RESULTADOS KClO3 Sin fundir

Fundida

5.2 DISCUSION Y RESULTADOS _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ ________________________ 6. COMPARACION DE DATOS COMPORTAMIENTO QUIMICO

DE

CONDUCTIVIDAD

CON

EL

Comparar el comportamiento de HCl 6M y de CH3COOH 6M en los siguie casos: A. Reacción frente a trozos de mármol (CaCO3): verificar la velocidad del desprendimiento de gas CO2

B. Reacción frente a granallas de zinc: verificar la velocidad de desprendim gas H2 HCl

CH3COOH

CaCO3 Zn Ecuación química

33



6.1 DISCUSION Y CONCLUSIONES ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________ IV. CUESTIONARIO 1. Explicar la conducción de una corriente eléctrica a través de un metálico 2.

Defina los términos cátodo y ánodo

3.

Escriba el nombre y fórmula de cinco ácidos fuertes y cinco ácidos déb

4. Escriba el nombre y fórmula de cinco bases fuertes y cinco bases débiles.

34



PRÁCTICA Nº5

CINÉTICA QUÍMICA

I. INTRODUCCIÓN

Una vez que se ha iniciado una reacción química ¿Que tan rápido procede? ¿Cóm puede modificar la rapidez de la reacción? ¿Cómo avanza la reacción desde su in hasta su conclusión? La cinética es el área de la química que se ocupa de buscar respuestas a estas preguntas

1.1

VELOCIDAD DE REACCIÓN

Para una reacción química, la rapidez con que ocurre el cambio de reac productos se denomina velocidad de reacción: → B Consideremos una reacción hipotética sencilla: A

La velocidad de reacción se puede expresar como la rapidez con que se co desaparece A, el reactante; o la rapidez con que se forma B, el producto.

Se puede evaluar la velocidad promedio de reacción, como el cambio de la concentración de un reactante o producto en un intervalo de tiempo dado. Pode expresarla como velocidad de desaparición de un reactante o como velocidad d aparición de un producto:

Velocidad promedio = de desaparición de A

[A] t

Velocidad promedio =+ de aparición de B

[B] t

35



El signo negativo indica que la concentración de A decrece con el tiem po y el sig positivo que la concentración de B aumenta con el tiempo. Los paréntesis cuad indican concentraciones en mol/L. Donde “t” puede ser segundos, minutos , ho años, etc. Las unidades de la velocidad obtenidas son mol/L min.

En los sistemas homogéneos (Cuando la reacción se efectúa en una sola velocidad de una reacción química es afectada por las variables: temperatu naturaleza de las sustancias, concentración de los reactantes, estado de división de los mismos, catalizadores, energía de activación y presión en los gases.

1.2

TEMPERATURA Y VELOCIDAD

Con muy pocas excepciones, la velocidad de las reacciones se incrementa al aumentar la temperatura. Por ejemplo, el tiempo necesario para cocer un huev agua es mucho menor si se hace a 100°C (más o menos 10 minutos) que si se ha 80° C (aproximadamente 30 minutos). Para explicar hechos como este es nece preguntarse como es que se inician las reacciones a nivel molecular.

Teoría de las colisiones

La teoría de las colisiones moleculares permite explicar la dependencia de la velocidad de reacción con la concentración de reactantes. Esta teoría también permite comprender el efecto de la temperatura. Sabemos que al aumentar la T aumenta la energía cinética de las moléculas. Al moverse éstas con mas rapidez chocan con mas fuerza (con mas energía) y con mayor frecuencia y esto hace qu aumente la velocidad de reacción.

1.3

FUNDAMENTO DE LOS EXPERIMENTOS

A. EFECTO DE LA CONCENTRACION Cuando los iones iodato y los iones sulfito reaccionan químicamente forman yo Sin embargo el yodo también reacciona con el sulfito de modo tal que no habrá libre mientras la mezcla de reacción contenga iones sulfito. Se sabe que el yod en presencia de almidón soluble forma un compuesto azul intenso a púrpura, d forma que cuando todo el sulfito haya sido consumido en la mezcla de reacción solución se tornará azul intenso. KIO3 KIO3 I2

+

+

3 Na2SO3

+ 5 KI + Almidon

H2SO4

3 H2SO4

KI

+

3 Na2SO4

3 K2SO4

+

3 I2

+

3 H2 O

Complejo azul intenso

36



B. EFECTO DE LA TEMPERATURA

Para estudiar el efecto de la temperatura deben mantenerse constantes la concentración y otros factores, luego la reacción es determinada a varias temperaturas. Los siguientes ensayos se realizan en base a la reacción ent tiosulfato de sodio y el ácido sulfúrico, siendo el punto de referencia para la determinación del tiempo de reacción la aparición de azufre como produ La presencia de este elemento, al ser sólido insoluble en agua, produ opalescencia blanquecina en el medio acuoso: -

2 S2O3

II.

+

+

2H

H2SO3

+

S

OBJETIVOS:

Verificar el efecto de la variación de la concentración de reactante sobr velocidad de la reacción. •

Verificar los efectos del cambio de temperatura sobre la velocidad de química. •

III.

PARTE EXPERIMENTAL

1. REACTIVOS Solución de yodato de potasio, 0.02M • • Solución Almidón – Sulfito • Solución de Tiosulfato de sodio 0,05 M • Solución de ácido sulfúrico 0,3 M 2. MATERIALES • • • • • • • • •

Vaso de 250 mL Vaso de 500 mL Pipeta de 5 mL Pipeta de 10 mL Termómetro de 0 a 100º C Cocinilla eléctrica Probeta de 100 mL Cronómetro o un reloj con registro de segundos. Gradilla con 10 tubos de ensayo (pirex)

37



3. EFECTO DE LA CONCENTRACION SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

Medir 10 mL de solución de yodato de potasio y 80 mL de agua en un 1. beaker de 250 mL colocado sobre una hoja de papel blanco. Adicionar 10 mL de solución de almidón-sulfito a la solución en el beaker; cronometrar a partir de la adición. Agitar la solución con varilla y anotar el tiempo transcurrido hasta la aparición de color azul (tiempo requerido para que el sulfito sea consumido)

2. Repetir el experimento usando 20 mL de yodato, 70 mL de agua y 10 mL de la solución almidón-sulfito. Nuevamente registrar el tiempo requerid para que el sulfito sea consumido.

3. Repetir el experimento usando 30 mL de yodato, 60 mL de agua y 1 de solución de almidón-sulfito.

4. Repetir el experimento usando 40 mL de yodato, 50 mL de agua y 1 de solución de almidón-sulfito.

3.1 RESULTADOS A. Anotar el la concentración del Yodato de potasio y el tiempo en que ha transcurrido la reacción. # ENSAYO V,mL V,mL V,mL KIO3 H2O [IO3]M Alm-Sulf. T, seg 1 10 80 10 2 20 70 10 3 30 60 10 4 40 50 10

La concentración de la soluciones de KIO3 en los ensayos se calc según la ley de dilución: Mi x Vi = Mf x Vf

B. Usando papel milimetrado, construya una gráfica de concentración de KIO3 sobre el eje vertical y el tiempo de reacción (correspondiente velocidad de reacción) sobre el eje horizontal. 3.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ___________________________________________________________ ___________________________________________________________ ___________________________________________________________ ____________

38



4. EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

1. Medir 10 mL de solución 0,05M de tiosulfato de sodio en cada uno de 4 tubos de prueba, colocar los tubos dentro de un beaker que contenga ag suficiente para cubrir el líquido dentro de los tubos de prueba. Agitar el líquido dentro de los tubos con ayuda de un termómetro y verificar que l temperatura es constante en los 4 tubos, luego elija uno de los 4 tubos e inmediatamente adicionar 1,0 mL de ácido sulfúrico 0,3M y anotar el tiempo en que se adiciona, agitar la solución con el termómetro y anotar tiempo requerido para la aparición de una ligera turbidez.

2. Retirar el tubo utilizado anteriormente y temperar el agua del beaker d modo tal que la temperatura del líquido en los tubos restantes se increm entre 8-10°C agitar con el termómetro hasta que la temperatura sea constante, elegir uno de los tubos e inmediatamente adicionar 1,0 mL d solución de ácido sulfúrico 0,3M anotar el tiempo de la adición y luego agitar con el termómetro y anotar el tiempo requerido hasta la aparición una ligera turbidez. 3. Repetir el procedimiento para los otros dos tubos restantes increm la temperatura 8-10°C para cada prueba sucesiva.

4.1 RESULTADOS A. Anotar la Temperatura y el tiempo en el que ha transcurrido la velocidad de reacción. # ENSAYO V,mL Na2S2O3 1 10 2 10 3 10 4 10

V, ml H2SO4 1 1 1 1

T °C

T, seg

B. Usando papel milimetrado, construya una gráfica de temperatura sobre el eje vertical y el tiempo de reacción sobre el eje horizontal. 4.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES

39



IV. CUESTIONARIO

1. A partir de los datos obtenidos, ¿Cuál es la relación entre el tiem reacción y la concentración? 2. ¿Cuál es la relación entre la velocidad de reacción y la concentración? 3. ¿Qué relaciones generales puede deducirse del gráfico obtenido en la del experimento? 4. Haga una predicción del tiempo de reacción a 0º C y a 50º C asumien todas las demás variables se mantienen constantes.

40



PRÁCTICA Nº6 SOLUCIONES PREPARACIÓN DE SOLUCIONES NORMALES Y ESTANDARIZACIÓN I.INTRODUCCIÓN

Las disoluciones o soluciones: son mezclas de dos o más elementos o compuestos que tienen aspecto homogéneo incluso a la mayor amplificación posible de la l visible. Las sustancias en disolución usualmente se hallan dispersas como m o iones simples o como agregados de unas pocas moléculas. Solvente (disolvente): Es el medio en el cual se mezclan o disuelven las otras sustancias. Generalmente es un líquido como el agua. Soluto: Es la o las sustancias que se disuelven en el solvente. Puede ser un líquido, un gas, o un sólido. Solubilidad: Es la cantidad máxima de dicha sustancia que puede formar una disolución (que puede ser disuelta) a determinadas presión y temperatura. SOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO Gaseosa Gas Gas Liquida

Liquido

Liquido

Liquida

Liquido

Gas

Liquida

Liquido

Sólido

EJEMPLOS Aire Alcohol en agua O2 en H2O NaCl en H2O

1.1 FACTORES PRINCIPALES QUE INFLUYEN EN LA SOLUBILIDAD:

• Las sustancias que tienen estructuras y fuerzas intermoleculares sim

generalmente, más solubles entre sí que aquellas que son diferentes; lo disuelve lo similar. • Las altas temperaturas producen usualmente solubilidades mayores los gases en los líquidos. • Los cambios de presión afectan principalmente las soluciones gaseosas incrementa la presión, se incrementa la solubilidad del gas en la solución. • Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez (pulveriza soluto). • Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disoluc forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución

41



1.2 CLASIFICACIÓN DE SOLUCIONES SEGÚN LA CANTIDAD DEL SOLUTO EN LA SOLUCIÓN:

Soluciones concentradas: Las soluciones que contienen grandes can de soluto disueltas en el solvente. Soluciones diluidas: Las soluciones que contienen pequeñas cantida • soluto disueltas en un solvente. Solución saturada: Las soluciones que no se puede disolver más solu • un solvente, sin cambiar las condiciones. Solución insaturada: Las soluciones que en la solución hay una cantid • soluto menor que la necesaria para saturarla. •

1.3 UNIDADES DE CONCENTRACÓN DE LAS SOLUCIONES Porcentualidad

1.

Porcentaje % ( Peso en Volumen ) Es la cantidad de gramos de soluto en 100 mililitros de solución. %V

P

=

Nº G soluto 100 mL Solución

2.

Porcentaje % ( Volumen en Volumen ) Es la cantidad de volumen de soluto en 100 mililitros de solución. V

%V

=

N° mL soluto 100 mL Solución

3.

Porcentaje % ( Peso en Peso ) Es la cantidad de gramos de soluto en 100 gramos de solución. P

%P

=

N° G de soluto 100 g Solución

42



Molaridad

La Molaridad (M) : Es el número de moles de soluto o especie de interés que se encuentra disuelta de manera homogénea en un litro de la solución . M

=

Número de Moles N° de Litros de solución

Los moles de una sustancia: Son unidades para cuantificar la cantidad de especie química que participa en una reacción, para facilitar de manera significativa procedimientos de cálculo necesarios, se usa en lugar de la masa del reactivo participante. Número de Moles =

G PM

G : gramos de soluto PM : Masa molecular

Normalidad

La Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. N

=

Número de Equivalentes N° de Litros de solución

El Número de Equivalentes se deduce a partir de los gramos de soluto y su pe equivalente. Número de Equivalentes = G

Peso Equivalente =

Peso Equivalente

PM X

X : Número de iones activos y/o electrones participantes en la reacció

1.4 FUNDAMENTO TEÓRICO DEL EXPERIMENTO

El NaOH es soluble en H2O y desaloja sus iones hidroxilo (-OH) que pued cuantificados por una muestra patrón de Biftalato de potasio. De la Normalidad despejamos G G = N x Peq x V G = 0.1Eq/L x 40g/Eq x 0.1L

El equivalente (Peso Equivalente) del NaOH será su masa molecular 40 entre puesto que presenta un solo hidroxilo G = 0,4g 43



Advertencia: Considerar mas de 0,4g (0,45, 0,50g), pues el NaOH tiende a carbonatarse.

Estandarización:

Se usan patrones primarios: En este caso el Biftalato de Potasio. La reacci siguiente: COOH COOK

COONa

+ NaOH

+ H2 O COOK

M = 204.23 g/mol M = 40 g/mol En base a esta reaccción se deduce N NaOH x V NaOH =

G

Biftalato k+

Eqte Biftalato k+

De la cantidad de Biftalato de K+ y del volumen de NaOH se deduce la Norm exacta del NaOH. N NaOH =

G

Biftalato k+

Eqte Biftalato k+ x V NaOH

Cálculos de la Normalidad Exacta Se aplica la siguiente fórmula NNaOH x Volumen (Gasto ) =

G Peq

Ejemplo: NNaOH

x 0.0098 L =

0.200g 204.23g/Eq

N NaOH = 0.0999 Eq/L

44



II. OBJETIVOS: •

Estandarizar una solución de concentración conocida.

III. PARTE EXPERIMENTAL 1.

REACTIVOS

Hidróxido de Sodio Lentejas Biftalato de Potasio • HCl concentrado • Vinagre Blanco • Ácido Nitrico Diluido • Carbonato de Sodio • •

2.

MATERIALES

• • • • • • • • • •

Fiola 500 mL Soporte Universal Bagueta Espátula Bombilla de Jebe Pipetas 10mL, 5mL Balanza Analítica Bureta 50mL Matraz Beacker 100mL

3. ESTANDARIZACIÓN DE NAOH 0,1N

a) Colocar el NaOH ± 0,1 N en una bureta hasta la línea de referencia c Por otro lado, en un matraz tipo erlenmeyer, colocar 200 mg de biftalat b) potasio y disolver con 20 mL de H2O destilada y agitar; añadir luego fenolftaleín etanol, III gotas. c) Añadir gota a gota desde la bureta el NaOH ± 0,1 N sobre la so enlenmeyer hasta la aparición de un color ligeramente rosado. Anotar el gasto: d) Aplicar la fórmula respectiva y hallar la normalidad exacta.

45



3.1 RESULTADOS Preparación de NaOH ± 0,1 N y estandarización Masa de biftalato de potasio Gasto de NaOH ± 0,1 N Normalidad exacta NaOH

3.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES ___________________________________________________________________________ ___________________________________________________________________________ _____________________________________________

4. TITULACIÓN DE ÁCIDOS DE CONCENTRACIÓN DESCONOCIDA

En la bureta adicionar más solución de NaOH y proceder a titular los á muestran en la tabla. Gasto NaOH Muestras Vol. muestraEstadarizadoConcent. ácido N= HCl diluido 10mL HNO3 diluido 10mL Ácido acético 2,5mL

4.1 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ____________________________________________________________

46


IV.

2. 3. 4. 5.


CUESTIONARIO

1. Se prepara NaOH en solución acuosa de la siguiente manera: se ponderar masa de dicho compuesto y se diluyeron con H2O cantidad suficiente para 25 ¿Cuál será su normalidad aproximada? del problema anterior, se estandariza usando 200 mg de Biftalato de Potasio (M g/mol) y se deja caer desde una bureta gota a gota el hidróxido de sodio ± 0,2 N 5,1 mL, usando fenolftaleína como indicador. ¿Cuál es la normalidad exacta? Se tiene un ácido acético en solución acuosa; la concentración es desconocida. muestra se miden 10 mL y se valoran con la solución anterior gastándose 5 mL. reacción que ha ocurrido y la normalidad exacta del ácido acético?. ¿Cómo prepararía HCl ± 0,2 N a partir de un HCl concentrado 33 °p/°p y Asumir un volumen de preparación igual a 500 mL. ¿Por qué las soluciones usadas en el laboratorio deben ser estandarizadas, c en valoraciones?

47



PRÁCTICA N° 7

DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL pH Y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

I. INTRODUCCIÓN La escala del pH es utilizada para medir la concentración de iones hidronio desarrollada por Sorensen en 1909. Según su propia definición el pH de una so valor negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno. Potencial de Hidrogenión (pH): el pH se determina con la concentración de H+ en moles / litro y se calcula el pH mediante la siguiente fórmula: pH

= -

log[H+] =

Log

1 [H+]

Indicadores químicos ácido-base: Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma disociada tiene diferen la forma sin disociar, se tratan por lo general de sustancias que sufren un camb de color dentro de un pequeño intervalo de pH

48



Intervalo de pH del indicador

Color en el intervalo de pH indicado

1,2 — 2,8

Rojo—amarillo

1,9 — 3,1

Anaranjado — amarillo

3,1 — 4,4

Rojo — amarillo naranja

3,0 — 4,6

Amarillo — azul

3,8 — 5,4

Amarillo — azul

4,2 — 6,2

Rojo — amarillo

Rojo de Clorofenol

4,8 — 6,4

Amarillo — rojo

Azul de Bromotimol

6,0 — 7,6

Amarillo — azul

Rojo de fenol

6,4 —8,0

Amarillo — rojo

Rojo de Cresol do (2 paso)

7,4 — 9,0

Amarillo ámbar— rojo púrpura

0,8 — 9,6

Amarillo — azul

8,2 —10,0 9,3 — 10,5 10,1 — 12,1

Incoloro — grosella Incoloro — azul Amarillo — violeta

Nomenclatura común Azul de timol er (1 paso) Rojo de cresol er (1 paso) Anaranjado de metilo Azul de Bromofenol Azul de Bromocresol (verde) Rojo de metilo

Azul de timol (2

do

paso)

Fenolftaleína Timolftaleína Amarillo de alizarina

El equilibrio entre las dos formas de color se afecta por la concentración hidrógeno de la solución.

Constante de equilibrio: La constante de equilibrio se aplica a electrolitos débiles por que estas completamente, también se le conoce como constante de disociación Kd o Ka =

Kd=

[ H ] [ A] +

-

[HA ]

Constante de acidez (Ka): Es aquella que determina cuanto se disocia del acido y la fuerza de este. Ej más fuertes como el fosfórico y carbónico poseen constantes de disociación gr

49



Constante de basicidad (Kb): Es aquella que determina cuanto se disocia de la base y la fuerza de este. pKa :Es el valor matemático que se le da cuando se aplica el menos logaritmo de Ka. pKa = - log ka

pKb :Es el valor matemático que se le da cuando se aplica el menos logaritmo de Kb.

pKb = - log kb

50



Solución Amortiguadora: Es aquella que opone una resistencia al cambio en la concentración de iones al cambio de pH, aún cuando se agrega un ácido a una base fuerte a la soluci Efecto de ion común: Es un desplazamiento del sistema en equilibrio por la adición de un com disociarse produce un ión común con las especies químicas en equilibrio.

Capacidad Amortiguadora: Es la cantidad de ácido o base que admite un amortiguador sufriendo un ca una unidad, es máxima en su pK y es tanto mayor cuanto más concentrado es e

La solución buffer o solución amortiguadora esta formada por: 1. Sistema ácido - sal : constituido por un ácido débil y su sal conjugada (una ese ácido y una base fuerte) (Ejm. CH3COOH y CH3COONa), 2. Sistema base - sal : constituido por una base débil y su sal conjugada (Ejm y NH4Cl) 3. Sistema salino: constituido por dos sales siendo una monosistituida (NaH siendo esta más acida que la otra que es disistituida (Na2HPO4 ). SOLUCIONES REGULADORAS

PKA

INTEVALO DEL pH

CH3COOH + CH3COONa

4.76

NaH2PO4 + Na2HPO4

7.21

5.8

9.24

8.2 a 10.2

H3BO3

+ NaBO3

3.7 a 5.8 a

8.0

51



Mecanismo de Acción de las Soluciones Buffer La regulación del pH de una solución se da por una reacción de neutralizació La relación entre pH, pKa y la concentración de un ácido y su base conjug expresar mediante la ecuación de Henderson – Hasselbach. CH3COOH

+

CH3COONa

HCl

CH3COOH

+

CH3COONa

NaOH

CH3COOH + NaCl CH3COONa + H2O

A. Ecuación de Henderson – Hasselbalch para determinar pH de una reguladora de acido débil y una sal de base conjugada. pH =pKA + Log

[sal]

[ácido]

B. Ecuación de Henderson – Hasselbalch para determinar pH de una base una sal de acido conjugado. pH =pKw - pkB +Log

[base]

pH =pKw - pkB +Log [no ionizado]

[sal]

[ ionizado]

Sistemas Buffer en el organismo humano

Buffer Fosfato el cual esta compuesto por el par sal ácido HPO4= /H presente en el citoplasma celular, mantiene un valor de pH cercano a 7,4 • Buffer Bicarbonato formado por par sal/ ácido HCO3-/H2CO3 el cual rango de pH 7,2-7,4, traba en el interior del eritrocito y en la célula ren • Buffer de proteínas se comportan como ácidos débiles y confieren actuar como amortiguadores del pH (Ejem. Hemoglobina). •

52



II. OBJETIVOS Determinar experimentalmente el pH de soluciones por el método colo • potenciometrico: NaOH 0.01 M HCl 0.01 M CH3COOH 0.1 M NH4OH 0.1 M NH4Cl 0.1 M Ovoalbumina o o o o o o

Determinar el color al que vira un indicador dado y por tanto determina un pH ácido o básico. Verificar experimentalmente el pH de una solución amortiguadora. • •

III. PARTE EXPERIMENTAL 1. REACTIVOS Amortiguador fosfato 0.1M pH 7• Fenoftaleina 1% • Azul de timol • Azul de bromofenol • Rojo metilo • Azul de bromotimol • NaOH 0.01 M

• • • • • • •

HCl 0.01 M CH3COOH 0.1 M NH4OH 0.1 M NH4Cl 0.1 M NaCl 0.9% Ovoalbumina

2. MATERIALES • • • • • • • • •

Bureta 25 mL Tubos de ensayo Gradillas Fiolas Pipetas 5 – 10 mL Beaker 50 mL Frascos de vidrio Papel indicadores:. Azul, amarillo y rojo. Potenciómetro

53



3. CÁLCULO TEÓRICO DEL pH DE SOLUCIONES CH3COOH 0.1 M

HCl O.O1 M

pH = ½ pKA - ½ log [CH3COOH]

pH = - log [H3O] pH = - log [0.01] pH = 2

pH = ½ (4.76)- ½ log [0.1] pH = 2.88

NH4OH 0.1 M

NaOH 0.01M

pH = pkw - ½ pKB + ½ log [NH4OH]

pOH = - log [OH‫]־‬ pOH = - log [0.01] pOH = 2 pH=14 - pOH pH=14 - 2 pH= 12

pH = 14 -½ (4.76) + ½log [NH4OH] pH = 11.12

NH4Cl 0.1M

pH= ½ Pkw – ½pKB –1/2 log[NH

pH =½(14) – ½ (4.76)+ ½ log [0. pH =5.12.

4.

DETERMINACIÓN DEL pH DE SOLUCIONES MEDIANTE EL MÉTO COLORIMETRICO: 4.1 UTILIZANDO PAPEL INDICADOR Preparar una batería de 6 tubos con 10mL de cada solución, usar indicador, compare con su tabla de referencia (del papel indicador) los resultados Nº TUBO

1

2

3

4

5

6

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

REACTIVO

NaOH 0.01M HCl 0.01 M CH3COOH 0.1 M

10

10

-

10

-

-

NH4OH 0,1M

-

-

-

NH4Cl 0,1M

-

-

-

-

H2O destilada

-

-

-

-

-

Papel indicador

+

+

+

+

+

Comparar

y

10

10

-

10 +

Anotar

54


4.1.1


RESULTADOS

Nº Tubo

2

NaOH 0.01M HCl 0.01 M

3

CH3COOH 0.1 M

4

NH4OH 0,1M

5

NH4Cl 0,1M

1

6

pH del Papel indicador

SOLUCION

pH teorico

H2O destilada

4.1.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES __________________________________________________________ __________________________________________________________ __________________________________________________________ _________ 4.2 UTILIZANDO SOLUCIONES INDICADORAS Preparar la siguiente batería de tubos con 10mL de cada solución Usar la solución indicadora adecuada de acuerdo al pH teórico. Añadir de I a II gotas del indicador, anotar

Nº TUBO

1

2

3

4

5

6

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

REACTIVO

NaOH 0.01M HCl 0.01 M CH3COOH 0.1 M

10 -

10

10

-

-

NH4OH 0,1M

-

-

-

NH4Cl 0,1M

-

-

-

-

-

-

-

-

H2O destilada

Añadir I gota del Indicador

10

Azul deAzul de Azul de Solución indicadora Fenolftaleina Timol Bromofenol Timol

10 -

-

10

Rojo de Azul de metilo Bromotimol

Comparar y Anotar

4.2.1 RESULTADOS

55


Nº Tubo

SOLUCION


Indicador

2

NaOH 0.01M HCl 0.01 M

3

CH3COOH 0.1 M

4

NH4OH 0,1M

Azul de Timol

5

NH4Cl 0,1M

Rojo de metilo

1

6

H2O destilada

vira

pH practico

pH teorico

Fenolftaleina Azul de Timol Azul de Bromofenol

Azul de Bromotimol

4.2.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES

___________________________________________________ ___________________________________________________ ___________________________________________________ _________

4.3 METODO POTENCIOMETRICO Tomar 10 ml de cada solución y medir el pH sumergiendo el elect potenciómetro en la solución. Antes se siguen los pasos previos: 1. Lavar electrodo con agua destilada. 2. Calibrar el potenciómetro con una solución buffer (pH= 4) 4.3.1 RESULTADOS: SOLUCIÓN

PH

NaOH 0.01M HCL 0.01 CH3COOH 0.1 M NH4 OH.0.1M NH4Cl 0,1M

4.3.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ________________________________________________________ ________________________________________________________ ________________________________________________________ _________

56



5. DETERMINACION DE LA CAPACIDAD AMORTIGUADORA • Prepara una bureta con HCl 0.01M • Preparar una batería de 4 erlemeyer con 10 mL de las siguientes Agua destilada, NaCl 0.9%, Albumina 50%, Amortiguador fosfato pH 7 • Proceda agregar II gotas del indicador rojo de metilo y titular HCl 0,01M. Anotar el gasto correspondiente. 5.1 RESULTADOS

SOLUCIÓN Gasto H2O NaCl 0.9% Albumina Amortiguador

de HCl 0.01M

5.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ _________ IV.CUESTIONARIO

1. ¿Cuál es el sistema amortiguador que usa la sangre para mantener el aproximadamente? 2. ¿Cuál es el pH de un ácido débil (ácido acético KA=1,8 X 10-5) 0,01M 3. ¿Cuál será el pH de una base débil 0,01 M de KB= 2,3 X 10-5? 4. ¿Cuál será el pH de un HCl 0,001 M? 5. ¿Cuál será el pH de una base fuerte 0,01M? 6. ¿Qué tipo de amortiguador usa el sistema intracelular? 7. ¿Que volúmenes necesitaría de NaH2PO4 0.2M y Na2HPO4 0.2M para p mL de un Amortiguador fosfato pH =7 sabiendo que su pK=7.2?

57



PRÁCTICA Nº8

ESTEREOQUÍMICA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS

I. INTRODUCCIÓN La estereoquímica es el estudio de la estructura tridimensional de las m Definición de isómero Se llaman isómeros a aquellas moléculas que poseen la misma fórmula m diferente estructura. Se clasifican en isómeros estructurales y estereoisóm

Isómeros estructurales Los isómeros estructurales difieren en la forma de unir los átomos y a su vez en isómeros de cadena de posición y de función

Estereoisómeros Los estéreoisómeros tienen todos los sustituyentes idénticos y se diferencian disposición espacial de los grupos. Se clasifican en isómeros geométricos, ena diastereómeros

Isomería Geométrica La rigidez y la falta de rotación en los dobles enlace C-C dan lugar a las isom en ocasiones se usará la isomería geométrica E-Z. H3C H

CH2CH3 H

cis-2-penteno Br Cl

CH3 H

(Z) -1-bromo-1-cloropropeno

H3C H

H CH2CH3

trans-2-penteno Cl Br

CH3 H

(E) -1-bromo-1-cloropropeno

Centro quiral o asimétrico

58



Se llama centro quiral o asimétrico a un átomo unido a cuatro sustituyentes Una molécula que posee un centro quiral tiene una imagen especular no sup ella, denominada enantiómero. H

H H3C

C

CH3

H3C C *CH2 CH3

Br

Br

Aquiral

Quiral

Nomenclatura R y S de átomos de carbonos quirales Es el sistema mas aceptado para nombrar la configuración de un carbono q este procedimiento en dos pasos: 1. Asignar una prioridad a cada grupo enlazado al carbono quiral,. Los números atómicos mayores reciben prioridades mayores. Colocando al grupo de menor prioridad atrás; dibuje una flecha desde e 2. menor prioridad hasta el de mayor prioridad. Si el sentido es horario, la config R; si el sentido es antihorario, la configuración es S.

H2N

COOH

COOH

C

C

H

CH3

configuracion R

H3C

H

NH2

configuracion S

II. OBJETIVOS Reconocer la importancia de la estereoquímica para el aprendizaje orgánica. • •

Reconocer la importancia de la estereoquímica en la medicina

III. PARTE EXPERIMENTAL Con la ayuda de modelos moleculares, identificar los carbonos quirales, y d siguientes ejercicios:

1. Determinar el tipo de isomería geométrica en cada uno de los siguientes ca

59


H3C H

H3C H2N

COOH

H3C

H

H

CHO

ClCH2

COOH

H3 C


Br

CHO CH2CH3

C6H5

CH3

F

CH2CH3

H2N

I

H2N

CH2CH3

Cl

2. Determinar el tipo de configuración R y S en cada una de las estructuras CH2CH3 HO

C

CH3

H

COOH HO

H

CH3

H

C

C

NH2 CHO

H3C

Br OH

H CH3 H3C CH3

CH2Cl

Cl

COOH HO

CH3

H3C

NO2 CHO

3. Trazar una representación tridimensional correspondiente a cada una de siguientes. a) (S)-2-clorobutano b) (R)-1,3-dibromobutano c) (S)-1,3-dibromobutano d) (R)-3-cloro-3-yodoheptano e) (S)-2-butanol

4. Dar las relaciones estereoquímicas entre los pares de isómeros siguiente ellas son: mismo compuesto, isómeros estructurales, enantiómeros, diastrereó

60


(a) Br

CH3

Br

C

C

Cl

H

H


(d)

CH3

H CH3

Cl H3C H

CH3 (b)

CH3

H

OH

H

H

OH

HO

CH3

(c)

Br

OH

H CH3

OH

H

(e)

H CH3

H CH3

H3C

H CH3

H3C H

H

CH3

CH3 H

H CH3

CH3 Br

H

H

OH CH3

IV. CUESTIONARIO

1. Indique, mediante ejemplos, la importancia de la estereoquímica en la fármacos. 2.

Describa brevemente la polarimetría.

61



PRÁCTICA N° 9 COMPUESTOS HIDROXILICOS Y CARBONILICOS

I. INTRODUCCION

1.1 ALCOHOLES Y FENOLES Los alcoholes son compuestos de formula general R - OH , donde R es cua alquilo y OH es el grupo hidroxilo . Los fenoles también son compuestos que poseen grupo - OH, pero éste esta unido a un radical aromático (arilo). Con frecuencia estudian separadamente los alcoholes y los fenoles, pues las propiedades quí estos últimos son muy diferentes.

Entre las propiedades de los alcoholes destacan su acidez y su basicidad, esta propiedades se le atribuyen al grupo hidroxilo que es similar al del agua ( H alcoholes al igual que el agua, son ácidos y bases débiles, casi tan ácidas y bás el agua.

Al igual que el agua los alcoholes son lo suficientemente activos como para re con metales como el sodio, liberando hidrógeno gaseoso. Los productos form llaman alcóxidos , que son bases fuertes al igual que el NaOH.

Los grupos OH en los fenoles son mucho más ácidos que en los alcoholes, el grupo fenilo atrae electrones con más fuerza que los grupos alquilo de lo

Los primeros términos de la serie homólogo son líquidos y los alcoholes super sólidos. Son menos densos que el agua yla densidad aumenta con el número d de carbono.

Tienen elevados puntos de ebullición debido a que forman puentes de hid sus mismas moléculas, lo que hace difícil que se separen y pasen a la fase g

1.1.1 CLASIFICACIÓN DE LOS ALCOHOLES: Según el número de átomos de hidrógeno unidos al carbono que contiene al –OH existen tres tipos de alco

Alcoholes aromáticos

62



Aquí algunos ejemplos de alcoholes:

1.1.2

REACCIONES DE LOS ALCOHOLES

A. REACCION CON EL SODIO METALICO: Cuando se agrega sodio o potasio metálico, el alcohol reacciona despren gran energía y liberando hidrógeno. La solución resultante contiene alc sodio o potasio: CH3OH + Naº Metanol

CH3ONa + ½ H2 Metóxido de sodio

La facilidad con que se forman estos alcóxidos va de acuerdo a la acidez alcohol primario libera más rápidamente el hidrógeno que uno secunda uno terciario: Reactividad frente al sodio metálico : alc. 1° > alc. 2° > alc. 3°

B. SUSTITUCION POR HALOGENO : El grupo OH de los alcoholes puede ser sustituido por halógenos. Esta r ocurre más rápido con los alcoholes terciarios, mientras que con los alc secundarios es lenta y con los alcoholes primarios es más lenta: R3C-OH + HCl /ZnCl2 Cloruro de alquilo

R3 C - Cl + H2O Rápido

R2CHOH + HCl /ZnCl2

R2CH - Cl + H2O Lento

RCH2OH + HCl /ZnCl2

RCH2 - Cl + H2O Muy lento 63



C. OXIDACION DE ALCOHOLES: Los alcoholes primarios y secundarios son fácilmente oxidables, mient terciarios difícilmente se oxidan:

Los alcoholes primarios se oxidan y pasan a aldehídos, y a me retire el aldehído formado del sistema, se oxidará hasta ácido carboxíl

Los alcoholes secundarios se oxidan hasta cetonas, las cuales so de oxidar, por ello la oxidación se detiene en esta etapa.

1.1.3 FENOLES. Son compuestos hidroxílicos donde le grupo -OH se une directamente a un aromático. Se caracterizan por ser más ácidos que los alcoholes y por form complejos coloreados con iones metálicos como el Fe3+

64



1.2 ALDEHIDOS Y CETONAS Los aldehídos y cetonas son compuestos orgánicos que se caracterizan por l grupo CARBONILO: C = O

Ejemplos:

Con excepción del metanal, que es gaseoso a temperatura ambiente, la parte de los aldehídos y cetonas son líquidos, y los términos superiores son Presentan puntos de ebullición más bajos que los de los alcoholes correp

El metanal, el etanal y la propanona son solubles en agua, y la solubili rápidamente al aumentar el número de átomos de carbono.

65



Los primeros términos de la serie de los aldehídos alifáticos tienen olor f irritante, pero los demás aldehídos y casi todas las cetonas presentan olor a por lo que se utilizan en perfumería y como agentes aromatizantes.

1.2.1

RECONOCIMIENTO DEL GRUPO CARBONILO

A. REACCIÓN CON LA 2,4 - DINITROFENILHIDRAZINA La presencia del grupo carbonilo puede ser detectado por reacción con dinitrofenilhidrazina (2,4-DNFH), y con la subsiguiente formación de precipitados de color amarillo o naranja de 2,4-dinitrofenilhidrazonas d aldehído o cetona:

2,4-dinitrofenilhidrazina

2,4-dinitrofenilhidrazona

B. REACCIÓN CON EL REACTIVO DE SCHIFF Los aldehídos pueden ser detectados por el reactivo de Schiff (conocida como Fucsina decolorada) con el cual dan una coloración violeta o rosa a Esta prueba es específica para aldehídos, aunque es ligeramente positiv acetona y es negativa para las otras cetonas. La reacción general es la si

2 H2SO4

Reactivo de Schiff (incoloro)

Complejo coloreado (violeta)

C. REACCIÓN CON EL REACTIVO DE FEHLING Sirve para identificar aldehídos. Las cetonas dan negativo. Los aldehídos se diferencian de las cetonas porque los primeros son com reductores debido a la presencia del grupo - CHO , que puede ser oxidad COOH por acción de oxidantes suaves como el cobre Cu2+ , en medio alc Las cetonas se portan como sustancias no reductoras.

El reactivo de Fehling está formado por dos soluciones A y B. La pr es una solución de sulfato cúprico; la segunda de hidróxido de sodio y un orgánica llamada tartrato de sodio y potasio. Cuando se mezclan cantid iguales de ambas soluciones se forma un color azul intenso por la form un ión complejo entre el ión cúprico y el tartrato. Agregando un aldehíd 66



calentando suavemente el color azul desaparece y se forma un precip óxido cuproso (Cu2O). La reacción de forma simplificada es la siguient

D. REACCIÓN CON EL REACTIVO DE TOLLENS El reactivo se prepara por adición de hidróxido de amonio a una solució nitrato de plata, hasta que el precipitado formado se redisuelva. La plat hidróxido de amonio forman un complejo [Ag(NH3)2OH, plata diamino reacciona con el aldehído, dando como resultyado positivo un espejo de reacción esquematizada puede representarse:

II. OBJETIVOS Verificar las principales propiedades de los compuestos hidroxilicos com • fenoles. Verificar las principales propiedades químicas de los compuestos carbon • aldehidos y cetonas. III. PARTE EXPERIMENTAL 1. REACTIVOS • Reactivo de Tollens • Reactivo ácido crómico • Reactivo de Schiff • Reactivo de Lucas • Solución de borax al 1%

• Reactivo 2,4-dinitrofenilhidrazina • Solución indicador fenolftaleina • Ácido sulfúrico concentrado Metanol • • Ácido salicílico Fenol al 1% •

67


Reactivo de Fehling • • Acetaldehido al 10% • Benzaldehido • n-butanol • 2-butanol • Ter- butanol • Acetona

n-butanol 2-butanol Ter-butanol

Naº

(A y B)


•

Sodio metálico

2. MATERIALES • Gradilla • Tubos de prueba • Cocinilla • Baño maria • Pipetas de 5ml y 10ml

Fenolftaleína

Ecuación química

3. REACCIÓN CON SODIO METÁLICO: Objetivo: Verificar la presencia del grupo OH en alcoholes, además utilizar la reacción para diferenciar alcoholes 1° , 2° y 3° .

En tubos de prueba limpios y secos colocar aproximadamente 1ml de de los a ensayar, luego adicionar a cada tubo un pequeño trozo de sodio metálico (¡CU es muy cáustico, manipule con pinzas). Observar si se desprende hidrógeno g hay reacción con el sodio. Si se sospecha que el alcohol contiene agua, secarl con cloruro de calcio anhidro o sulfato de magnesio anhidro.

Ver el orden de reactividad de los diferentes tipos de alcoholes. Al terminar la puede comprobar la presencia del alcóxido, adicionando gotas de fenolftaleín prueba por aparición de una coloración rojo grosella. “Si quedase un remanente de sodio metálico sin reaccionar, no se debe desechar arrojándolo al lavadero ( peligro de explosión ) consultar con el profesor”.

3.1 RESULTADOS: Anotar lo observado 3.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES _______________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ ____________________________________________________________________

68



4. PRUEBA CON EL REACTIVO DE LUCAS (ZnCl2 / HCl ) Objetivo: Diferenciar los 3 tipos de alcohol por la velocidad de formación del haluro de alquilo insoluble en el reactivo.

Colocar en tubos de prueba aproximadamente 0,5 ml de los alcoholes a ensa adicionar 2ml del reactivo de Lucas agitar y observar. La prueba será positiv formación de turbidez o formación de dos fases inmiscibles (El producto, clo Ácido crómico Ecuación química n-butanol

2-butanol Ter-butanol alquilo, es insoluble en el reactivo de Lucas)

4.1 RESULTADOS: Anotar lo observado 4.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ ____________

5. PRUEBA DE OXIDACION Objetivo: Diferenciar los tipos de alcohol por su comportamiento frente al ácido crómico.

En tubos de prueba colocar 1ml de acetona luego, adicionar una gota

n-butanol 2-butanol Ter-butanol

Reactivo de Lucas

Ecuación química

problema y luego una gota del reactivo ácido crómico, agitar y observar si color del reactivo a un color verde azulado y/o formación de precipitado.

5.1 RESULTADOS: Anotar lo observado

69



6. REACCIÓN CON EL TRICLORURO FÉRRICO Objetivo: Diferenciar fenoles de alcoholes.

En tubos de prueba colocar 1ml de solución problema, en otro tubo col

Fenol

Tricloruro Férrico

Ecuación química

etanol, finalmente a cada tubo adicionar dos gotas del reactivo tricloruro

6.1 RESULTADOS:

6.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES _____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________ ___ Bórax Glicerina Etanol monohidroxilados.

7. PRUEBA BORICO

DEL

ACIDO

Objetivo: Diferenciar alcoholes polihidroxilados de

En 2 tubos de prueba colocar 2ml de solución de borax al 1%, luego agregar solución indicadora de fenolftaleina, finalmente al primer tubo adicionar 5 etanol y al segundo tubo 5 gotas de glicerina, agitar y observar.

70


7.1


RESULTADOS: 2,4-DINITROFENILHIDRAZINA Ecuación química

Cetona Aldehído 7.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES: _____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________ ___

8. REACCION CON LA 2,4-DINITROFENILHIDRAZINA Objetivo: Comprobar la presencia de grupo carbonilo en aldehídos y cetonas

En un tubo de prueba colocar gotas de aldehído ó cetona luego adicionar 10 Rvo. 2,4-dinitrofenilhidrazina agitar y observar si se forma algún precipitado formación de precipitado inmediatamente, esperar 5 minutos, si no hay prec llevar a baño maría por 3 minutos enfriar y observar si hay formación de prec

71



Reactivo de Schiff Aldehído

8.1

Cetona RESULTADO:

8.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES: __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ ____________

9. PRUEBA CON EL REACTIVO DE SCHIFF Objetivo: Detectar presencia de aldehído

Colocar en tubos de prueba aproximadamente 1ml de reactivo de Schiff, lueg tubo adicionar gotas de la muestra analizar. Agitar por un minuto como má Observar si hay la aparición de una coloración rojo azulado.

72



9.1 RESULTADOS:

9.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________

73



10. PUEBA CON EL REACTIVO DE TOLLENS Objetivo: Diferenciar aldehídos de cetonas.

En tubos de prueba colocar a cada uno 0,5ml de reactivo de Tollens, luego a adicionar 0,5ml de muestra mezclar bien y dejar en reposo unos minutos. O hay formación del espejo de plata. Si no se observase la aparición del espejo tubos al baño maría por 30 a 60 segundos y observar. Precaución: No calentar l tubos por mas de un minuto, peligro de explosión!

Reactivo de Tollens

Ecuaciones químicas

Aldehído Cetona 10.1 RESULTADOS: 10.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ _________________________________________________________________ ____________ 11. REACCION CON EL REACTIVO DE FEHLING Objetivo: Diferenciar aldehídos de cetonas

El reactivo de Fehling se prepara instantes antes de su empleo mezclando 1 solución Fehling .A. + 1ml de la solución Fehling .B. Se agita hasta la form complejo azul intenso. La prueba consiste en colocar 1ml del reactivo de Fe adicionar 0,5ml de la muestra, mezclar bien y llevar al baño maría por 3 m Reactivo de Tollens Ecuaciones químicas

Aldehído Cetona retirar y observar si hay formación de un precipitado color rojo ladrillo.

11.1 RESULTADOS : 11.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ____________ 74



IV. CUESTIONARIO

1. Escriba la ecuación química de las reacciones llevadas a cabo durante la 2. Una sustancia reacciona lentamente con el sodio metálico, y se oxida crómico. ¿Que tipo de sustancia será? Explique 3. Escriba las principales propiedades físicas y químicas y toxicidad del form 4. Se tiene una muestra .M. a la cual se le ha practicado las siguientes cuadro) :

Señalar a que familia de compuestos orgánicos pertenece la muestra M. y

75



PRÁCTICA N° 10

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Y FORMACIÓN DE ÉSTERES

I. INTRODUCCIÓN Los ésteres derivan de los ácidos carboxílicos por sustitución del oxidrilo del por un grupo alcoxi (R . O). La fórmula general de los ésteres saturados es igu los ácidos saturados del mismo peso molecular, de los que son isómeros fun

Los ésteres son muy abundantes en la naturaleza, particularmente son com principales de numerosos aromas florales y frutas, lo mismo que de sabores ( etilo, aroma de manzana, butirato de etilo, aroma de piña:; acetato de isoam plátano).

Los ésteres se preparan usualmente en el laboratorio por la interacción entre un ácido carboxílico (o su derivado, ejemplo Haluro de ácido o anhídrido de á presencia de un catalizador ácido (H2SO4 o HCl).

El ácido acetil salicílico (aspirina) es un antipirético y analgésico muy usado e medicina, por calentamiento en presencia de agua se descompone (hidrolisa) ácido salicílico y ácido acético. El ácido acetil salicílico, conocido com únme aspirina, se prepara con un buen rendimiento por acetilación del ácido salicíl anhídrido acético en presencia de ácido sulfúrico.

Reacción química:

II. OBJETIVO • Sintetizar el ácido acetil salicílico (aspirina) mediante la reacción de III. PARTE EXPERIMENTAL 1. REACTIVOS Ácido salicílico • Anhídrido acético • Eter etílico • Ácido sulfúrico • Cloruro férrico 1% • 2.MATERIALES

• • • • • •

.Matraz erlenmeyer 100 mL Bagueta Matraz kitazato Embudo buchner Tubos de ensayo (4) Probeta 50 mL Pipeta 10 mL • Trampa de vacío 76


1.


PROCEDIMIENTO

3.1 PRUEBA PARA ÁCIDOS CARBOXÍLICOS En un tubo de ensayo colocar 2ml de NaHCO3 al 5% y añadir I a II got carboxílico en solución o unos miligramos del mismo si se encuentra al esta 3.1.1 RESULTADOS ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________ 3.1.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ ______________________________________________ 3.2

SÍNTESIS DE LA ASPIRINA

Pesar 1 g de ácido salicílico en un erlenmeyer de 100 mL, agre de anhídrido acético y 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado. Agitar la mezcla suavemente por unos 5 minutos. La reacc • exotérmica, por lo que al elevarse la temperatura todo el ácido salicílico se Dejar enfriar la mezcla, agregar lentamente y gota a gota • aproximadamente 1 mL de agua destilada para decomponer el exceso de a acético. Agregar 156 mL de agua destilada a la solución, calentar hasta qu • aclare y luego dejar enfriar. Cuando la mezcla se haya enfriado a temperatur poner un paño de hielo para ayudar la cristalización. Filtrar los cristales obtenidos por succión al vacío. • Lavar los cristales con pequeñas porciones de agua destilada frí • Secar los cristales al aire. • •

TEST DEL Fe3Cl Disolver en un tubo de ensayo unos cuantos cristales de aspirin • (cruda). Agregar 3 . 5 gotas de Fe2Cl al 1%. • Hacer el mismo test con la aspirina comercial y el ácido salicílico • 3.2.1 RESULTADOS Anotar todo lo observado durante la experiencia. • Pesar la muestra y anotar. •

3.2.2 CÁLCULOS Determinar el porcentaje de rendimiento (%R) del ácido acetil salicílico ob Fórmula: %R = Peso teórico x 100 Peso práctico

77



3.3 SÍNTESIS DEL SALICILATO DE METILO • Pesar 0.5g de ácido salicílico y colocar en un tubo limpio y seco. • Adicionar 3 ml de Etanol. • Colocar tres trocitos de porcelana, mezclar bien. • Colocar en la boca del tubo un refrigerante de aire (como se m figura). • Calentar a reflujo por 10 minutos. • Luego de los 10 minutos de calentamiento, vierta el contenid un vaso de beaker de 250 ml que contiene agua helada. • Perciba el olor característico

3.3.1 RESULTADOS 3.3.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES

IV. CUESTIONARIO 1. Efectúe la reacción química entre el ácido acetil salicílico y el acético. 2. Describa alguna técnica de cristalización 3. ¿Qué otros compuestos químicos se podrían utilizar para la síntesis en lugar de anhídrido acético?. 4. ¿Qué otrss técnicas de purificación en síntesis orgánica existen?

78



PRÁCTICA N° 11 CARBOHIDRATOS

I. INTRODUCCIÓN Los carbohidratos son compuestos terciarios en los cuales el hidrógeno y el o están en igual proporción que el agua. Los carbohidratos más comunes son l sacáridos, los que pueden presentarse como azúcares simples o monosacári disacáridos o polisacáridos. También reciben el nombre de glúcidos (sabor d hidratos de carbono.

Los carbohidratos tienen algunas características de las funciones carbonilo todos son ópticamente activos, cuando se les adiciona calor o ácidos fuertes deshidratan. Están ampliamente distribuidos en la naturaleza y constituyen alimentos para el hombre. Algunos ejemplos:

Clasificación: a. Monosas: no se hidrolizan. Comprenden desde triosos hasta octosas. b. Oligosacáridos: se hidrolizan, produciendo un bajo número de Comprenden desde disacáridos hasta hexasacáridos. c. Polisacáridos: Se hidrolizan produciendo muchas moléculas de monos

Isomería óptica: a. Aldotriosas: un carbono asimétrico, dos isómeros (enantiomeros). b. Aldotreosas: dos carbonos asimétricos distintos, ocho isómeros (cuatr c. Aldohexosas: cuatro carbonos asimétricos distintos, dieciséis isóm pares).

Configuración: La estructura patrón s el aldehído glicérico. El glúcido que tiene el últim o ox carbono asimétrico hacia la derecha pertenece a la serie D. En caso contrari serie L. D y L son imágenes especulares (en el mismo glúcido) y también antí ópticos, pero las letras D yL no se refieren al sentido del poder rotatorio.

79



1.1 REACCIÓNES DE LOS CARBOHIDRATOS

A. Reacción de Fehling: Se basa en el carácter reductor de los monosacáridos y de la mayoría de los d (excepto la sacarosa). Si el glúcido que se investiga es reductor, se oxidará d a la reducción del sulfato de cobre (II), de color azul, a óxido de cobre (I), de c anaranjado.

B. Reacción del Lugol La coloración producida por el Lugol se debe a que el yodo se introduce en espiras de la molécula de almidón. No es por tanto, una verdadera reacción q sino que se forma un compuesto de inclusión que modifica las propiedades esta molécula, apareciendo la coloración azul violeta.

C. Reacción de Molish Los di, oligo y polisacáridos puede ser degradados o hidrolizados hasta trans en las unidades de monosacáridos que los constituyen. La hidrólisis química de catalizadores (ácidos minerales) y de calor. La hidrólisis puede seguirse c algunas propiedades químicas como el poder reductor.

La hidrólisis del almidón produce azúcares de peso molecular cada vez me convertirse íntegramente en monosacáridos: almidón, dextrina, eritro dextr beta acrodextrina, maltosa y D-glucosa.

D. Reacción de Bial Por acción deshidratante de los ácidos 8HCl) las pentosas dan furfural que c Orcinol y en presencia de iones férricos dan compuestos de color verde. Esta no la dan las hexosas, ya que éstas al deshidratarse dan hidroximetilfurfural da la reacción con el Orcinol.

E. Reacción de Seliwanoff El ácido clorhídrico caliente del reactivo deshidrata a las cetohexosas para f hidroximetilfurfural más rápido que las aldohexosas correspondientes. Las c reaccionan con el resorcinol del reactivo para dar compuestos de color rojo o aldohexosas forman compuestos de color ligeramente rosados. II. OBJETIVOS • Identificar los principales de carbohidratos. • Hidrolizar el enlace de un disacárido

80


III. PARTE EXPERIMENTAL 1. REACTIVOS • Reactivo de Fehling A y B • Reactivo De Lugol • Reactivo de Bial • Reactivo de Seliwanoff • HCl concentrado y diluído • Bi c a rbona t o. Agua destilada • Sacarosa (azúcar común) • Fructosa (gaseosa) • Lactosa (leche) • Almidón (harina). •


• • •

Galactosa, xilosa, ribosa, maltosa. Solución de almidón

2. MATERIALES Tubos de ensayo, gradilla • Pipetas • Trípode • Mechero Bunsen • Beaker • Rejilla con asbesto • Bagueta • Agua destilada •

3. REACCIÓN DE FEHLING: Tomar la muestra que se quiera analizar (normalmente una cantidad • Añadir 1 cc. de Fehling A y 1 cc. de Fehling B. El líquido del tubo d • adquirirá un fuerte color azul. Calentar el tubo al baño María o directamente en un mechero de • Laboratorio. • La reacción será positiva si la muestra se vuelve de color rojo ladrillo. • La reacción será negativa si la muestra queda azul, o cambia a un ton • verdoso.

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4. REACCIÓN DEL LUGOL Este método se usa para identificar polisacáridos. El almidón en contacto co de Reactivo de Lugol (disolución de yodo y yoduro potásico) toma un color az característico. Poner en un tubo de ensayo unos 3 cc. del glúcido a investigar. • Añadir unas gotas de lugol. • Si la disolución del tubo de ensayo se torna de color azul-violeta, la • positiva.

5. REACCIÓN DE MOLISH En un tubo de ensayo, colocar 2 mL de cada una de las muestras indic • adicionar III gotas de reactivo de Molish y mezclar. Añadir en zona (de resbalar por las paredes del tubo, lentamente), 2 mL de ácido sulfúric concentrado. La formación de un anillo de color púrpura en la interfase • indicará que la reacción es positiva. •

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6. REACCIÓN DE BIAL En tubos de pruebas, colocar 2 mL de cada una de las muestras indicada • adicionar 4 mL de reactivos de Bial, calentar en baño maría durante 10 a 15 hasta ebullición. La coloración verde indica la presencia de pentosas. •

7. REACCIÓN DE SELIWANOFF Colocar en tubos de pruebas 5 mL de reactivo de Seliwanoff y 3 mL de la • muestras indicadas, llevar a baño maría durante 4 a 5 minutos. La coloración 8rojo cereza) evidencia la presencia de cetohexosas.

8. INVESTIGACIÓN DE AZÚCARES NO REDUCTORES Como se veía en la experiencia 1 la sacarosa daba la reacción de Fehling neg (Figura A)por no presentar grupos hemiacetálicos libres. Ahora bien, en pre ácido clorhídrico (HCl) y en caliente, la sacarosa se hidroliza descomponiénd dos monosacáridos que la forman (glucosa y fructosa). Proceder como sigue: Tomar una muestra de sacarosa y añadir unas 10 gotas de ácido clorhídrico Calentar a la llama del mechero durante un par de minutos. Dejar enfriar y re Prueba de Fehling. Observa el resultado (Figura B). La reacción positiva nos hemos conseguido romper el enlace O-glucosídico de la sacarosa. ( Se recom de aplicar la reacción de Fehling, neutralizar con bicarbonato, Fehling sale m medio que no sea ácido.)

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9. REGISTRO DE RESULTADOS

10. DISCUSIONES Y CONCLUSIONES

IV. CUESTIONARIO 1. Indicar, ¿cuáles de los siguientes azúcares son reductores: xilosa, m saxarosa, glucógeno? 2. ¿Cuál es la principal utilidad de los siguientes ensayos: 3. Formación de Osazonas. 4. Determinación de la rotación óptica. 5. Hidrólisis de polisacáridos. 6. Determinar la rotación específica de los siguientes azúcares: 7. D-glucosa, D-arabinosa, D-ribosa, D-fructosa, lactosa, sacarosa, maltosa. 8. ¿Cuál es el contenido normal de azúcar en la sangre humana? 9. Indicar la diferencia entre los siguientes términos: glucemia, hipo hiperglucemia. 10. ¿Cuáles son las fuentes naturales de sacarosa, lactosa y maltosa? 11. ¿Cuál es la importancia de la Glucosa en el organismo humano? Si sobre una solución de almidón ha actuado la amilasa ¿Fehling será positivo o negativo? ¿Porqué?

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PRÁCTICA Nº12 AMINOÁCIDOS Y PROTEÍNAS

I. INTRODUCCIÓN Los aminoácidos son compuestos de bajo peso molecular y de alta polaridad poseen simultáneamente carácter ácido y básico. En la naturaleza, los am encuentran libres o formando parte de las proteínas (poliaminácidos), de las c podemos obtenrlos por hidrólisis.

Los aminoácidos generalmente, son insolubles en solventes orgánicos ( benceno), pero solubles en agua, álcalis diluidos, o ácidos diluidos. Químicamente se caracterizan por la presencia de los grupos amino ( carboxilo ( - COOH ) :

Aminoácido

-L-Aminoácido

α

Los α-aminoácidos naturales de origen animal o vegetal, o los que se obtiene hidrólisis enzimática o ácida de proteínas o péptidos, son ópticamente activa la Glicina), y por su configuración pertenecen a la serie L. Las rotaciones es son constantes valiosas para su identificación.

Clasificación de los Aminoácidos: Los aminoácidos se diferencian unos de otros por la naturaleza de s aminoácido” (- R), el cual puede ser : AMINOÁCIDOS NO POLARES NEUTROS:

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AMINOÁCIDOS POLARES NEUTROS

AMINOÁCIDOS POLARES ACIDOS:

AMINOÁCIDOS POLARES BÁSICOS:

IONIZACIÓN DE LOS AMINOÁCIDOS: Los aminoácidos forman una sal interna por la transferencia de un protón de carboxilo ácido, al grupo amino básico. La estructura carboxilato de amonio resultante se conoce como el zwitterion. CH3CH(NH2)CO2H

CH3CH(NH3)(+)CO2(–)

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PUNTO ISOELÉCTRICO (pI) : Es el pH en el cual la molécula no posee carga neta:

carga +1 Catión

carga 0 Zwitter-ion

carga – 1 Anion

DETECCIÓN DE α-AMINOÁCIDOS (REACCIÓN DE LA NINHIDRINA): La presencia de α-aminoácidos, puede ser detectada con el reactivo ninhid Cuando se trata una solución de α-aminoácido con unas gotas de solución alc ninhidrina (hidrato de tricetohidrindeno) al 0,25% se producirá una coloraci

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Además los aminoácidos en solución alcohólica o acuosa, pueden dar color rojizas frente al tricloruro férrico.

Los restos aminoácidos de los diferentes aminoácidos se pueden detectar químicamente mediante diferentes pruebas. Así los aminoácidos aromático con el HNO3 dando derivados nitrados (Reacción Xantoproteica) , los amino azufrados en medio alcalino y en presencia de sales de plomo forman PbS ( negro) ; los aminoácidos con resto indólico reaccionan con el pdimetilaminobenzaldehido o con el ácido glicólico dando productos coloread aminoácidos fenólicos reaccionan con el nitrato mercúrico-mercurioso del r Millón para dar coloración rojo salmón ; etc.

RECONOCIMIENTO DE PROTEINAS El nombre de las proteínas deriva de una palabra griega que significa prime que podemos afirmar que las proteínas son de vital importancia para el func de las células.

Las proteínas son sustancias compuestas por carbono, hidrógeno, oxígen siendo el elemento característico el nitrógeno. Frecuentemente contienen además azufre y algunas proteínas tienen ot como fósforo, fierro, etc.

Son una de las moléculas más abundantes en las células. Son fundamentales estructura y función celular. También cumple función de catálisis enzimática contráctiles posibilitando así el movimiento; protección inmunitaria, etc. Pu entonces que no existe vida sin proteínas.

Las proteínas se caracterizan por ser macromoléculas formadas por unidade fundamentales que son los aminoácidos, es por eso que son llamados polím aminoácidos. La cantidad de aminoácidos puede variar de acuerdo a la prote el punto de vista estructural funcional, están catalogadas como poliamidas p de la unión del carboxilo (COOH-) con el grupo amino (NH2) de dos alfa-am Las proteínas son moléculas anfóteras, es decir, según el número relativo de carboxilo y amino libres, en solución darán reacción ácido o alcalina.

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En otras palabras algunas moléculas se cargarán positivamente y otras neg El pH al cual una proteína determinada es eléctricamente neutra se conoce isoeléctrico. Todas las proteínas son menos solubles cuando se encuentran e isoeléctrico.

COAGULACIÓN DE PROTEÍNAS Las proteínas, debido al gran tamaño de sus moléculas, forman co soluciones coloidales. Estas soluciones pueden precipitar con formación de coágulos al ser calentadas a temperaturas superiores a los 70ºC o al ser tratadas con sol salinas, ácidos, alcohol, etc. La coagulación de las proteínas es un proceso ir se debe a su desnaturalización por los agentes indicados, que al actuar sobr proteína la desordenan por la destrucción de su estructura terciaria y cuat

REACCIÓN DE BIURET La producen los péptidos y las proteínas, pero no los aminoácidos, ya que presencia del enlace peptídico (- CO- NH -) que se destruye al liberarse lo aminoácidos. Cuando una proteína se pone en contacto con un álcali concentrado, se fo sustancia compleja denominada biuret, de fórmula:

que en contacto con una solución de sulfato cúprico diluída, da una colora característica.

II. OBJETIVOS • Reconocer las proteínas identificando sus características físicas y quím

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III. PARTE EXPERIMENTAL 1. RECONOCIMIENTO DE ALFA AMINOÁCIDOS Objetivo: Detección de alfa-aminoácidos.

Colocar en tubos de ensayo 1 ml de las muestras en solución, luego adiciona del reactivo Ninhidrina (¡Cuidado Cancerígeno!), y llevar los tubos al bañomaria 3-5 minutos, retirar y observar.

1.1 RESULTADOS: tirosina

glicina

glutamato

gelatina

albúmina

Ninhidrina + baño maría 1.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES: 2. RECONOCIMIENTO DE RESTO AROMÁTICO Objetivo: Detección de aminoácidos con resto aromático. En tubos de pruebas colocar las muestras indicadas, luego adicionar 0,5 m concentrado, llevar a bañomaria por 7 minutos, enfriar y luego adicionar cuidadosamente 0,5 ml de NaOH al 20%. Anote sus resultados


albúmina

Cabellos

Glicina

HNO3 + NaOH

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2.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES 3. RECONOCIMIENTO DE RESTO AZUFRADO. Objetivo: Detección de restos azufrados en aminoácidos.

En tubos de prueba colocar las muestras indicadas, luego adicionar 0,5 ml 40% + 2 gotas de solución de acetato de Plomo al 10%, llevar al bañomaria p minutos, enfriar, observar.

3.1 RESULTADOS: Cisteina NaOH+ b.m. 10’ + Acetato de Pb

albúmina

glicina

3.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES

4. RECONOCIMIENTO DE RESTOS INDÓLICOS. Prueba de Hopkis-Cole Objetivo: Detección de aminoácidos con resto indólico.

En tubos de prueba colocar 1 ml de las muestras indicadas, luego adicion 0,5 ml de solución de ácido glicólico, mezclar bien, luego adicionar cuidad por las paredes del tubo 1 ml de H2SO4 concentrado, y sin agitar, colocar en la gradilla y déjelo en reposo por 5 minutos. Observe y anote sus resultados

4.1 RESULTADOS: albúmina Rvo. Ac Glicólico

gelatina

glicina

4.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES

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5. PRUEBA DE MILLÓN. Objetivo: Detección de resto fenólico en aminoácidos

En tubos de prueba colocar 1 ml de las muestras indicadas, luego adiciona reactivo de Millón, llevar al baño maria por 5 minutos, retirar, enfriar y ob


albúmina

Glicina

gelatina

Rvo. Millón / baño maría 5.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES

6. REACCIÓN DE BIURET • Tomar un tubo de ensayo y poner unos 3 cc. de albúmina de huevo. • Añadir 2cc. de solución de hidróxido sódico al 20%. • A continuación 4 ó 5 gotas de solución de sulfato cúprico diluida al 1% • Debe aparecer una coloración violeta-rosácea característica.

6.1 RESULTADOS:

6.2 DISCUSIÓN Y CONCLUSIONES

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7. COAGULACIÓN DE PROTEÍNAS: Para ver la coagulación de las proteínas se puede utilizar clara de huevo, pa conseguir más volumen puede prepararse para toda la clase una dilución de huevo en agua, de forma que quede una mezcla aún espesa. Colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de clara de hue • Añadir 5 gotas de ácido acético y calentar el tubo a la llama del me •

7.1 RESULTADOS: 7.2 DISCUSIÓN Y CONCLUSIÓNES 8. NATURALEZA ANFÓTERA DE LAS PROTEINAS Objetivo: Verificar el comportamiento anfótero de la albúmina frente a ácidos y bases. Preparar cuatro tubos de prueba con lo siguiente:

1º tubo : I gota de HCl 0,1 M + I gota de anaranjado de metilo + 2 ml de H 2º tubo : I gota de HCl 0,1 M + I gota de anaranjado de metilo + 2 ml de H 3º tubo : I gota de NaOH 0,1 M + I gota de fenolftaleína + 2 ml de H2O 4º tubo : I gota de NaOH 0,1 M + I gota de fenolftaleína + 2 ml de H2O añadir al 1º y al 3º tubo 3 ml de albúmina, agitar y observar ; al 2º y 4º t H2O agitar y observar, y explicar sus resultados.

8.1 RESULTADOS

8.2 DISCUSIONES Y CONCLUSIONES

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IV. CUESTIONARIO 1.-Escriba el nombre y la estructura de 6 de los aminoácidos esenciales. 2.-Escriba la reacción entre la fenilalanina y la ninhidrina 3.-¿Qué aminoácidos se puede encontrar en la albúmina de huevo? 4.-¿Cómo se investiga la estructura primaria de una proteína? 5.-¿Qué aplicación tiene el concepto del punto isoeléctrico? 6.-.-¿Qué fuerzas intermoleculares son responsables de las estructuras 2°, proteínas? 7.- Aplicaciones de la electroforesis 8.-Describa algunas de las propiedades biológicas de las proteínas. 9.-Qué aminoácidos rendirá la hidrólisis ácida del siguiente péptido :

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PRÁCTICA N° 13 LIPIDOS

I. INTRODUCCIÓN

Los lípidos son moléculas orgánicas insolubles en agua, pero solubles en solv orgánicos como benceno, éter, cloroformo, etc. Estos incluyen aceites (líquid temperatura ambiente), grasas (sólidos) y ceras (sólidos de más alto punto d las grasas). Están constituidos principalmente por carbono, hidrógeno y en m proporción oxígeno.

Se conoce que los lípidos son almacenados en diferentes partes del cuer tienen gran cantidad de funciones. Algunas de ellas son: Forman parte de la membrana celular, fundamentalmente los fosfolíp • colesterol. Algunos constituyen hormonas como las hormonas sexuales. • Constituyen la reserva de energía de las células, principalmente los trigl • que al ser oxidados completamente liberan mayor cantidad de energía por u peso que los carbohidratos. Al ser oxidados liberan gran cantidad de agua. • Constituyen la grasa subcutánea en los mamíferos que cumple las fu • reserva de energía, aislamiento térmico y amortiguación. Algunos como las ceras cumplen la función de protección de la sup • organismo tanto en animales como en plantas.

Todo alimento ingerido por los animales y humanos, en exceso, es trans grasas y se deposita en el tejido adiposo.

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Acido graso: saturado


Ejemplos de Lípidos Ácido palmítico (C16H32O2)

Acido graso: insaturado

COOH

Ácido linoleico (C18H32O2)

12

9

Lípido derivado: alcohol graso

Esfingosina H2N H 3C

Lípido derivado: Prostaglandina

COOH

(CH2) 12

H

H

H CH2OH OH

Prostaglandina PGE2 O 8

HO

12

COOH CH3 OH

Lípido que contiene ácido graso: Fosfolípidos

β–

Lípido no relacionado con el ácido graso: Carotenoide Lípido no relacionado con el ácido graso: Esteroides

caroteno (C40H56,un hidrocarburo) Colesterol (C27)

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SAPONIFICACIÓN DE LÍPIDOS:

Las grasas reaccionan en caliente con el hidróxido sódico o potásico descom en los dos elementos que la forman: glicerina y los ácidos grasos. Estos se co con los iones sodio o potasio del hidróxido para dar jabones, que son en defin sales sódicas o potásicas de los ácidos grasos. La reacción es la siguiente:

TINCIÓN Las grasas se colorean en rojo anaranjado por el colorante denominado Su

SOLUBILIDAD Las grasas son insolubles en agua. Cuando se agitan fuertemente en ella se d pequeñísimas gotitas formando una "emulsión" de aspecto lechoso, que es tra pues desaparece en reposo, por reagrupación de las gotitas de grasa en una c su menor densidad se sitúa sobre la de agua. Por el contrario, las grasas son s los llamados disolventes orgánicos como el éter, benceno, xilol, cloroform II. OBJETIVOS • Poner de manifiesto ciertas propiedades de los lípidos, algunas de servirnos para su identificación. III. PARTE EXPERIMENTAL 1. REACTIVOS Eter o cloroformo • Tinta roja en cuentagotas • Solución de Sudan IIIi • Solución de Hidróxido de sodio al 20% • Aceite vegetal • 2. MATERIALES Baño María • Mechero Bunsen • Beaker • Rejilla con asbesto • Trípode • Bagueta • Agua destilada • Tubos de ensayo, gradilla, vaso para calentar, mechero. • 97



3. PROCEDIMIENTO

5.1 SAPONIFICACIÓN: Colocar en un tubo de ensayo 2cc de aceite vegetal y 2cc de una • hidróxido sódico al 20%. Agitar enérgicamente y colocar el tubo al baño María de 20 a 30 minu • Transcurrido este tiempo, se puede observar en el tubo tres capas • clara, que contiene la solución de sosa sobrante junto con la glicerina superior amarilla de aceite no utilizado, y la intermedia, de aspecto grumoso, que es el jabón formado.

Nota: Cuando ya se ha visto como se forma el jabón, se puede ir echando en u precipitado el contenido de los tubos de ensayo, se remueve bien y se deja ca que se haga un buen trozo de jabón.

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5.2 TINCIÓN CON SUDAN III:

Disponer en una gradilla dos tubos de ensayo, colocando en am aceite. Añadir a uno, 4 o 5 gotas de solución alcohólica de Sudán III. Al otro tubo añadir 4-5 gotas de tinta roja. Agitar ambos tubos y de • Se observará en el tubo al que se le añadió Sudán, que todo el aceite apa En cambio en el frasco al que se añadió tinta roja, la tinta se habrá • y el aceita aparecerá sin teñir. •

5.3 SOLUBILIDAD DE LOS LÍPIDOS

Tomar dos tubos de ensayo y poner en cada uno de ellos 2-3 otro 2-3cc de éter u otro disolvente orgánico. • Añadir a cada tubo 1cc de aceite y agitar fuertemente. • Observar la formación de gotitas o micelas y dejar en reposo. • Se verá como el aceite se ha disuelto en el éter y en cambio no lo agua, y el aceite subirá debido a su menor densidad. •

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6. REGISTRO DE RESULTADOS 7. DISCUSION Y CONCLUSIONES

IV. CUESTIONARIO 1. ¿En qué consiste el proceso de enrranciamiento de una grasa?. 2. Defina .índice de saponificación de grasa y aceites., .Indice de yodo aceites. 3. ¿Qué son los ácidos poliinsaturados? Importancia.

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