guia quimica completa

USMP FAC. MED. HUMANA. QUIMICA BIOLOGICA MANUAL DE LABORATORIO

1

U N I V E R S I D A D D E SAN MARTIN DE PORRES

FACULTAD DE MEDICINA HUMANA DEPARTAMENTO ACADEMICO DE CIENCIAS BASICAS

ASIGNATURA: QUIMICA BIOLOGICA MANUAL DE LABORATORIO

ELABORADO POR:

• HELDA DEL CASTILLO C. • HELMER LEZAMA • HUGO VILLANUEVA • DANILO BARRETO • JEAN PAUL MIRANDA • ROXANA SIFUENTES V.

PRIMER AÑO I-SEMESTRE LIMA � PERU

2005


2

PRACTICA N° 1

SEGURIDAD, NORMAS Y EQUIPAMIENTO DE LABORATORIO

1. EL LABORATORIO QUÍMICO

El laboratorio es el ambiente físico donde los científicos y los técnicos obtienen datos experimentales que permitirán sustentar una investigación. OBJETIVOS GENERALES El objeto de los ejercicios y experimentos en el laboratorio de Química Orgánica estriba en el aprendizaje de técnicas y en adquirir una comprensión general de la forma en que reaccionan los compuestos. Al término del curso, el alumno deberá estar en condiciones de: • Realizar las operaciones y reacciones más usuales en Química. • Conocer las propiedades químicas y físicas de las diferentes funciones

estudiadas en la Teoría de la asignatura. • Desarrollar su destreza manual mediante la realización de experimentos

individuales y siguiendo las técnicas adecuadas. • Registrar sus observaciones en forma metódica, exacta y completa.

2. INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO

- Leer muy cuidadosamente y con anticipación las instrucciones que se dan en cada experimento. Antes de ir al laboratorio, el alumno debe saber bien lo que se va a hacer.

- Efectuar solamente las experiencias señaladas o aprobadas por el profesor. Las experiencias no autorizadas están prohibidas.

- Llevarán un atuendo barato, una bata o un mandil de laboratorio, dado que es posible estropear el vestido en un accidente de laboratorio.

- Leer las etiquetas antes de utilizar los reactivos químicos. - Obtener las sustancias químicas de los frascos de reactivos, en un vaso

de precipitados o en un tubo de ensayos limpio, cuidando de no usar cantidades mayores que las necesarias.

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

- No abandonar aparatos funcionando sin vigilancia.


3

3. SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

- Todas las sustancias que se utilizan y las operaciones y reacciones que se realizan en Química Orgánica, son potencialmente peligrosas.

- Al calentar o destilar líquidos volátiles o inflamables, como éter etílico, sulfuro de carbono, cloroformo, acetona, etc. se debe hacer siempre en baño de agua, aceite, arena o en parrillas eléctricas con cubierta metálica y preferentemente en la campana de humos.

- Por ningún motivo se dejarán disolvente volátiles cerca de flamas. - En el caso de inflamarse un líquido, procurar cubrir el recipiente con una

luna de reloj, tela de asbesto, vaso de precipitados o con un matraz vació; cerrar las llaves del gas, evitar la propagación del fuego y CONSERVAR LA SERENIDAD.

- Al usar BENCENO trabajar siempre en una vitrina bien ventilada. No respirar nunca los vapores de benceno y evitar cualquier situación que provoque salpicaduras sobre la piel o los vestidos. Si salpicara benceno sobre el vestido, se lavará la salpicadura, se quitará la ropa y se lavará el cuerpo. Si se vertiera benceno sobre la mesa de laboratorio, se lavará la zona afectada con agua y si fuera posible, se confinará el vestido en la vitrina.

4. INFORMES DE LABORATORIO

La obtención de datos confiables no es un fin en sí mismo. La meta en el trabajo de laboratorio es comunicar los resultados y las ideas en forma tal que sean comprensibles y útiles para otros. - Antes de ir al laboratorio, hacer un esquema mostrando el orden en que

se adicionarán los reactivos y se efectuarán las operaciones. Por ejemplo:

Ácido sulfúrico + Propanol + Bromuro de sodio → Reflujar y Destilar lentamente

Mezclar

- Registrar y anotar claramente los datos y observaciones realizadas durante el experimento y su discusión, si fuera necesario.

- Usar una forma tabular, siempre que sea apropiada. Indicar las unidades usadas en cada medición, en lo posible expresadas en el Sistema Internacional. CUESTIONARIO

1. Mencione el procedimiento de primeros auxilios en caso de quemaduras con ácidos , álcalis y sustancias corrosivas.

2. ¿Qué sustancias pueden ser cancerígenas.


4

PRÁCTICA N° 2

INTRODUCCION A LAS TECNICAS DE LABORATORIO

1. INTRODUCCION El éxito del trabajo en el laboratorio y la seguridad del estudiante, depende del uso adecuado de los instrumentos disponibles. Es por ello importante una buena preparación y entrenamiento práctico de las técnicas de laboratorio. 2. 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.

3. MATERIALES Y REACTIVOS

1. Mechero de Bunsen 2. Materiales de vidrio 3. Soportes 4. Rejilla de asbesto 5. Balanza 6. Termómetro 7. Alambre de Nicromo 8. Ácido clorhídrico 6M

A. MECHERO DE BUNSEN:

Fundamento. Es un mechero de uso común en el laboratorio. Funciona con gas propano ( C3H8 ) que al ser mezclado en proporciones adecuadas con oxígeno ( O2 ) del aire, se quema generando energía calorífica y emitiendo luz ( llama ) . Partes del mechero : (Figura. 1) 1. Base : en ella se encuentra un tubo lateral para el ingreso del

gas. Este se conecta mediante una manguera de látex, con la llave de suministro de gas.

2. Regulador de aire : es un anillo móvil que contiene aberturas y se

emplea para graduar la llama. Cuando ingresa más aire, la llama es más efectiva.


5

3. Tubo : Se encuentra fijo en el extremo inferior y tiene aberturas por

donde ingresa el aire.

Tipos de llama : (Figura 2)

Luminosa: Se produce cuando el aire que entra en el mechero es insuficiente (combustión Incompleta) . La descomposición del gas produce pequeñas partículas de carbón (hollín) que se calienta a incandescencia dando luminosidad a la llama (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 . Se distinguen 3 zonas :

• Cono frío : Formada por la mezcla de aire y gas sin

quemar (a)

• Cono medio : Donde se producen las reacciones iniciales, la combustión es incompleta . Se llama también zona reductora por la presencia de carbón y monóxido de carbono (b)

• Cono externo : La combustión es completa, la llama es

menos luminosa y la temperatura más elevada. El exceso de oxígeno del aire lo convierte en una zona oxidante (c)

(3) (2) (1)

Figura 1

Llama oxidante; zona de fusión; puede alcanzar los 1500 ºC. Color azul oscuro transparente. ( c) Cono de reducción; insuficiencia de oxígeno. (b) Cono frío; azul claro bien visible, escasez de oxígeno; combustión incompleta. (a)

Figura 2


6

Técnica Operatoria Funcionamiento del mechero :

- Verificar que la llave reguladora de aire esta cerrada. - Encender un fósforo y sosténgalo sobre la boquilla, abrir con

cuidado la llave de suministro de gas. Con el regulador de gas controlar el flujo de gas necesario.

- Describir el tipo de llama. - Sostener una cápsula de porcelana sobre la llama y anotar lo

observado - 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

B.- ANALISIS CUALITATIVO CON LA LLAMA Fundamento. El átomo, al ser excitado por una fuente externa de energía, emite una luz característica. La explicación es que al excitarse un átomo, mediante una energía externa, los electrones de niveles de energía inferiores ascienden a niveles superiores. El estado de excitación de un átomo es fugaz y los electrones así desplazados, vuelven nuevamente a sus niveles originales, a la vez que emiten energía en forma de ondas luminosas. Los colores obtenidos con la llama del mechero de Bunsen son muy simples y fáciles de distinguir, por lo que sirven para confirmar o reconocer un gran número de elementos, especialmente los alcalinos y los alcalino-térreos . Técnica Operatoria Limpieza del alambre de Nicromo:

- tomar el alambre de Nicromo y sumergir en la cápsula que contiene HCl 6M .

- llevar a la llama en la parte incolora y observar si existe coloración ( presencia de impurezas en el alambre )

- repetir la operación hasta que el alambre no coloree la llama del mechero.

- Luego proceder como se indica a continuación: Sodio :

- colocar en el alambre limpio, un poco de la solución de cloruro de sodio ( NaCl ) y llevar a la parte azul de la llama.


7

- 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 en el ensayo de Sodio, con cada una de las muestras de Cloruros de Potasio, Calcio, Estroncio y Bario.

- Observar el color producido en cada caso y anotar sus resultados. C.- MEDICION DE LIQUIDOS Para la medición de líquidos se emplean diversos equipos de laboratorio, de acuerdo a la precisión que se quiera obtener. Los más usados son: vasos de precipitación (beaker), 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 interfase Líquido-aire que se debe considerar. (Figura 3) Por convención, esta porción de curva 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 ubicarse a la misma altura del menisco (Figura 4).

Figura 3 Figura 4


8

Selección del material de medición 1.- Para medir volúmenes aproximados, cuya precisión varía entre 1-2ml se puede emplear las probetas graduadas. Para una menor precisión, también son útiles los vasos de precipitación (beaker) y los matraces (erlenmeyer) graduados. 2.- Para medir volúmenes con mayor exactitud (+/- 0,01 ml) se emplean los materiales volumétricos o aforados, como las fiolas y pipetas (de una sola medida o volumen) así como las buretas y pipetas graduadas (con un rango de medición). Los materiales aforados se caracterizan por medir un volumen determinado de líquido, el cual está señalado por una marca o señal de aforo en la parte estrecha superior del material de vidrio. 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 fracciones del volumen total y pueden dar un volumen cualquiera hasta su máxima capacidad.

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 extremidad angosta en la punta por la que fluye el líquido. Se emplean principalmente en las titulaciones y para medir con precisión.

Beaker Probeta Fiola

Pipeta

Bureta

Figura 5. Materiales de medición de líquidos


9

Modo de empleo ! 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 menisco que 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 parte estrecha o cuello. En el caso de preparación de soluciones, tapar la fiola con la tapa y homogenizar el contenido antes de emplearlo.

Pipeta : Colocar la bombilla de succión cuando se trabaja con ácidos concentrados o líquidos tóxicos. En caso contrario puede succionarse con la boca. - Introducir el extremo inferior de la pipeta en la solución a

medir, succionar y enjuagar.

- Llenar la pipeta hasta aproximadamente 2 cm. por encima de la marca de enrase. Si succiona con la boca, retirarla y colocar de inmediato el dedo índice sobre el extremo superior de la pipeta. Colocar en posición vertical y verificar la ausencia de burbujas de aire en el interior.

- Disminuir la presión para vaciar el contenido. Mantener unos

segundos en esta posición. Si se descarga todo el volumen, no debe soplarse la pequeña cantidad que queda en la punta, ya que está diseñada para proporcionar con exactitud el volumen desplazado por acción de la gravedad.

Bureta:

- Verificar que la llave de paso esté lubricada.

- Enjuagar una vez con agua destilada y luego 2 veces con 10ml de la solución que se va a usar.

- Llenar lentamente con la solución para evitar las burbujas de

aire. Dar unos pequeños golpes con los dedos para eliminar su presencia. Drenar rápidamente unos mililitros si las burbujas están ubicadas debajo de la llave de paso.

- Ajustar el nivel del menisco hasta la marca cero.

- Tomar el volumen necesario controlando el flujo de salida

con la llave reguladora.


10

D.- TECNICAS DE SEPARACIÓN Fundamento Se conoce como mezcla a aquella materia compuesta por dos o más sustancias unidas físicamente, es decir que cada componente conserva su identidad y propiedades fundamentales. Para separar o purificar los componentes de la mezcla, se conocen diversas técnicas, cuya elección dependerá de las características de la muestra, disponibilidad de materiales y reactivos, grado de pureza del producto final, factores económicos entre otros. Entre las técnicas más empleadas se tienen : la decantación, filtración, destilación y extracción.

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

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

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

Figura 6


11

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

3. Destilación .- Método de separación de los componentes de una solución basándose en sus presiones de vapor relativas. Consiste en la conversión de un líquido a vapor mediante la ebullición (vaporización) y el enfriamiento de éste para retornar al estado líquido (condensación). El líquido que posee menor temperatura de ebullición se evapora primero y se separa de la mezcla.

Destilación Simple : Para separar un líquido volátil de impurezas no volátiles. Ejemplo: el agua potable que contiene sales disueltas en ella (Figura 7)

Figura 7

Entrada agua

Salida agua

Figura 8 Termómetro

Refrigerante


12

4. Extracción .- Es una operación que tiene como objeto separar una sustancia del material sólido o líquido que lo contiene, con el fin de purificarla mediante el uso de un solvente inmiscible con el material en el que se encuentra la sustancia que se quiere aislar.

Los solventes más comunes son agua, éter etílico, éter de petróleo, etanol, benceno. Por extracción se aíslan y purifican numerosos productos naturales como: vitaminas, alcaloides, grasas, hormonas, colorantes, etc.

Los tipos de extracción pueden ser :

a) Extracción líquido � sólido : Cuando la muestra a extraer se encuentra al estado sólido (Figura 9)

b) Extracción líquido-líquido.- Cuando la muestra a extraer es una solución o una suspensión (Figura 10)

5. RESULTADOS

1.- MECHERO DE BUNSEN : Anotar si hay alguna diferencia al exponer la cápsula de porcelana a la llama luminosa y a la no luminosa: Dibujar los tipos de llama. _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ _______________________________________________________________

Figura 9

Figura 10. Extracción Líquido � Líquido. Pera de Decantación


13

2.- COLORACION A LA LLAMA: Muestra color a la llama NaCl KCl CaCl2 BaCl2 SrCl2 6. CUESTIONARIO 1.-Escribir las ecuaciones correspondientes a la combustión completa e incompleta del propano (C3H8 ). 2.- Qué diferencia(s) podría encontrar al efectuar la medición del volumen de un líquido, si el observador se ubica :

a ) por encima b ) por debajo , del nivel del menisco

3.- Qué es la centrífuga y cuál es su utilidad 4.- Explicar en qué propiedades se fundamentan cada una de las técnicas de separación observadas. Dar ejemplos de su aplicación.


14

PRÁCTICA N° 3

SISTEMA PERIODICO : REACCIONES QUÍMICAS

1. OBJETIVOS

• Analizar algunas propiedades periódicas, a partir de sustancias elementales.

• Reconocer e identificar las sustancias alcalinas, alcalino térreos y

halogenuros.

2. FUNDAMENTO

Todos los átomos de la tabla periódica están descritos por su estructura electrónica de acuerdo a la teoría cuántica moderna. Así si el último electrón de un determinado elemento, ubicado en el orbital s, pertenece al grupo de los metales. Si lo es en un orbital p pertenece a los no metales .El orbital d distingue a los metales de 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 con los tres números cuánticos iguales gozan de propiedades físicas y químicas parecidas. Esto es, pertenecen a una misma familia solo se diferencian por el primer numero cuántico n, es decir su tamaño. Toda propiedad física y química asociada a su estructura externa o electrónica de los átomos muestra periodicidad.

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

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


15

- Sol. Acuosas de Cl2, Br2, I2

- Alcohol 95° - Ácido sulfúrico conc. - Papel tornasol azul - Sol. de fenolftaleina - 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

4. PROCEDIMIENTO

FAMILIA DE LOS HALOGENOS

• Coloque en 4 tubos de ensayo 10 gotas de soluciones de NaF, NaCl,

NaBr y NaI. • Adiciónele 3 gotas de solución de AgNO3. • Agite y espere a que sedimenten los precipitados formados. • En los tubos de la experiencia anterior elimine el liquido

sobrenadante usando un gotero. • Adicione 20 gotas de amoniaco. • En otros 4 tubos tome cantidades iguales de sales sólidas. • Adicióneles 20 gotas de H2SO4 concentrado. • Acerque a la boca de los tubos el papel tornasol azul humedecido

con agua destilada. Anote el cambio de color del papel tornasol. • Repita la experiencia con NaI usando H3PO4 en lugar de H2SO4. • En 3 tubos de ensayo agregue 10 gotas de agua de cloro, bromo y

yodo. • Añada 2ml de cloroformo a cada tubo y agite. • En dos tubos ponga 10 gotas de soluciones de NaBr, NaI

separadamente. • Añada 20 gotas de agua de cloro en ambos tubos y agite • Luego añada 20 gotas de cloroformo a cada tubo y agite. • Anote el color de la capa inferior. • En dos tubos coloque 10 gotas de soluciones de NaBr y NaI

separadamente. • Al primero añada agua de yodo y al segundo agua de bromo, y agite. • Luego añada 20 gotas de cloroformo a cada tubo y agite. • Anote el color de la capa inferior.

FAMILIA DE LOS METALES ALCALINOS

• Deje caer en un vaso 100 ml de agua, un trozo de litio. • Cúbrase el vaso con una luna de reloj.


16

• Cuando haya cesado la reacción de inmediato, pruebe la inflamabilidad del gas producido acercando un fósforo encendido al vaso deslizando un poco la 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.

FAMILIA DE LOS METALES ALCALINO-TERREOS

• En 3 tubos de ensayo coloque separadamente 10 gotas de soluciones de MgCl2, CaCl2, SrCl2.

• Agregue 2 ml de H2SO4 2M agite y espere la sedimentación de los precipitados.

• Al tubo que contiene MgCl2 agregue 2 ml de alcohol. • Anote sus observaciones.

5. RESULTADOS Halógenos COLOR SOLUBILIDAD EN NH3 Precipitado de AgF Precipitado de AgCl Precipitado de AgBr Precipitado de AgI PAPEL TORNASOL Reacción de H2SO4 con NaF Reacción de H2SO4 con NaCl Reacción de H2SO4 con NaBr Reacción de H2SO4 con NaI Reacción de H3PO4 con NaI Color de Cl2 en Cloroformo


17

Color de Br2 en Cloroformo Color de I2 en Cloroformo Metales alcalinos Ordene en forma creciente de reactividad del agua con el K, Na, Li. 1) 2) 3) Metales Alcalino Térreos Color del precipitado de MgSO4 Color del precipitado de CaSO4 Color del precipitado de SrSO4

5. 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. Al adicionar solución de AgNO3 a los halogenuros ¿Qué reacciones se

producen?. Exprese con ecuaciones en cada caso

4. Nombre en forma ascendente de reactividad los metales alcalinos.


18

PRÁCTICA N° 4

COMPUESTOS IONICOS Y COVALENTES

1. INTRODUCCIÓN

Cuando un metal activo reacciona con un elemento no metálico activo , el metal adquiere carga positiva por pérdida de uno o más electrones, que son ganados por el elemento no metálico, el que a su vez se carga negativamente. Cada elemento tiende a asumir su configuración electrónica más estable como en los gases nobles . Por ejemplo :

Na . + . Cl : Na+ : Cl- :

Tales átomos o radicales eléctricamente cargados, son llamados iones. La fuerza que mantiene unidos los iones, la cual es primariamente debida a diferentes cargas eléctricas, se le llama enlace ionico . Por otro lado, cuando dos elementos con electronegatividades similares reaccionan entre si , esto conduce a la formación de un par de electrones estable, el cual es mutuamente atraído por ambos núcleos atómicos por ejemplo :

H . + . H H : H ( H2 )

Este tipo de enlace se denomina, enlace covalente.

ELECTROLITOS: Los ácidos, las bases y las sales pueden poseer enlaces iónicos o enlaces poco polares. Cuando estas sustancias se disuelven en agua, los iones se separan como partículas con movimiento independiente, de acuerdo a ecuaciones de ionización tales como :

NaOH Na+ + OH-

K2SO4 2 K+ + SO42-

En las sales sólidas, los iones se encuentran formando parte de las unidades estructurales del cristal así cuando la sal es fundida y la estructura cristalina es rota, los iones se hallan libres para moverse independientemente.


19

Los ácidos, las bases y las sales son llamados electrolitos a causa de que sus soluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. Soluciones de compuestos covalentes tales como sacarosa (C12H22O11 ) y acetona ( CH3COCH3 ) son no electrolitos. Los ácidos fuertes, bases fuertes y la mayoría de las sales, se ionizan completamente en soluciones diluidas. En soluciones de ácidos y bases débiles, una gran parte de la sustancia disuelta esta presente en forma molecular, así, aunque la concentración total pueda ser alta, la concentración de iones es baja.

2. OBJETIVO

• Diferenciar compuestos iónicos de compuestos covalentes

asándonos en diferencias de conductividad de la corriente eléctrica.

3. FUNDAMENTO

La corriente eléctrica , es transportada por un alambre metálico, esto implica una corriente de electrones moviéndose a lo largo del alambre de átomo a átomo. La corriente eléctrica a través de una solución consiste de una corriente de iones negativos moviéndose hacia el ánodo (electrodo positivo), y una corriente de iones positivos moviéndose hacia el cátodo (electrodo negativo). Durante la conducción de la corriente eléctrica a través de una solución ocurren cambios químicos en cada electrodo. Los iones capturan electrones del cátodo mientras que por otro lado depositan electrones en el ánodo.


20

IONES COMO SUSTANCIAS INDIVIDUALES Consideremos los ácidos : HCl , HBr , HNO3 y H2SO4 . Como sustancias puras, cada una es distinta, y cada una tiene características individuales. Pero si las colocamos en agua sus soluciones asumiran varias propiedades en común : sabor ácido , neutralizan bases, viran a rojo el papel azul de tornasol . Estas son las propiedades del ion hidrógeno ( H+ ) . Pero también las soluciones son diferentes, poseen respectivamente las propiedades del ión cloruro ( Cl- ) , bromuro ( Br- ) , nitrato ( NO3

- ) y ion sulfato ( SO4

2- ) .


- 3 vasos de precipitados de 250ml - 1 Aparato para comparar las conductividades eléctricas de varias

soluciones. - 1 cápsula de porcelana - 50 ml de ácido acético glacial - 2 picetas con agua destilada - 12 vasos de precipitados de 150ml - etanol de 95% , NaCl sólido , KclO3 sólido. - sacarosa , trozos de marmol, granallas de zinc. - soluciones de HCl 6M , HCl 0,1M , ác. acético 0,1M , NH4OH

0,1M , NH4C2H3O2 0,1M , NaOH 0,1M , HC2H3O2 6M , NaCl 0,1M

5. TÉCNICA OPERATORIA

Midiendo las conductividades eléctricas relativas de varias sustancias puras y de sus soluciones obtendremos evidencias concernientes a la presencia y concentración relativa de iones en estas sustancias. a) ELECTROLITOS Y NO ELECTROLITOS: En cada una de las siguientes pruebas clasificar cada sustancia como buen conductor , pobre conductor o como no conductor de la electricidad. SUSTANCIAS PURAS Y SUS SOLUCIONES: Comparar la conductividad del agua destilada con el agua potable. Ensayar la conductividad de 10ml de alcohol etílico al 95% , luego adicionar 10ml de agua destilada y ensayar la solubilidad de la solución formada . Ensayar pequeñas cantidades de las muestras puras : ácido acético glacial (HC2H3O2 ) , sacarosa ( C12H22O11 ) , cloruro de sodio (NaCl).


21

RESULTADOS:

MUESTRA Buen conductor Pobre conductor No conductor H2O H2O + agua potable Alcohol etílico Alcohol etílico + H2O HC2H3O2 HC2H3O2 + H2O C12H22O11 C12H22O11 + H2O NaCl NaCl + H2O CONCLUSION: b) EL EFECTO DE LA FUSION DE UNA SAL : Colocar una pequeña cantidad de clorato de potasio KClO3 en un crisol y ensayar su conductividad . Calentar el crisol hasta que el clorato de potasio funda y ensaye nuevamente la conductividad. Después de esto lavar y secar los electrodos cuidadosamente. RESULTADOS: CONCLUSION:


22

c) COMPARACION DEL COMPORTAMIENTO DE ACIDOS FUERTES Y DEBILES , BASES FUERTES Y DEBILES , SALES FUERTES Y DEBILES: Determinar la conductividad relativa de 5-10ml de: HCl 0,1M, HC2H3O2 0,1M; NaOH 0,1M, NH4OH 0,1M; NaCl 0,1M , NH4C2H3O2 0,1M. RESULTADOS: MUESTRA Buen conductor pobre conductor no conductor HCl 0,1M HC2H3O2 0,1M NaOH 0,1M NH4OH 0,1M NaCl 0,1M NH4C2H3O2 0,1M CONCLUSION: d) COMPARACION DE DATOS DE CONDUCTIVIDAD CON EL COMPORTAMIENTO QUIMICO : Comparar el comportamiento de HCl 6M y de HC2H3O2 6M en los siguientes casos:

# reacción frente a trozos de marmol (CaCO3): verificar la velocidad

del desprendimiento de gas CO2

# reacción frente a granallas de zinc: verificar la velocidad de

desprendimiento de gas H2 RESULTADOS: CONCLUSION:


23

6. CUESTIONARIO

1.-Explicar de manera sencilla el término ionización 2.-Explicar la conducción de una corriente eléctrica a través de un cable metálico 3.-Defina el término cátodo y ánodo 4.-Escriba el nombre y fórmula de cinco sustancias covalentes no conductoras de la corriente eléctrica.


24

PRACTICA Nº 5

CINETICA QUIMICA

1. INTRODUCCIÓN Cinética Química: estudia a la velocidad de reacción considerando todos los

factores que influyen sobre ella y explicando la causa de la magnitud de dicha velocidad.

Velocidad de Reacción: se entiende como la rapidez con que se consumen los reactantes o se forman los productos en una unidad de tiempo.

Consideremos la siguiente ecuación : A → B Podemos definir la velocidad de esta reacción como la velocidad con que va apareciendo el producto �B� Velocidad de reacción = Velocidad con que aparece el producto �B� Suponiendo que la concentración del producto es �¨[B]1� en un tiempo �t1� y �¨[B]2� en un tiempo �t2�. Entonces el aumento en la concentración de �B� por una unidad de tiempo, se expresa de la siguiente manera: [B] 2 - [B] 1 ∆ B = t 2 - t 1 ∆ t lo cual es por definición, igual a la velocidad de la reacción : VELOCIDAD = ∆ B ∆ t Al definir la velocidad de la reacción como el descenso en la concentración del reactante �A� por unidad de tiempo, la expresión es: VELOCIDAD = - ∆ A ∆ t El signo negativo ( - ) se emplea con el fin de que la velocidad resulte una cantidad positiva ya que � ∆ A� , igual a � [A] 2 - [A] 1 � es necesariamente negativa, siendo �A� el reactante.


25

En los sistemas homogéneos (Cuando la reacción se efectúa en una sola fase) la velocidad de una reacción química es afectada por las variables: temperatura, naturaleza de las sustancias, concentración de los reactantes, estado de división de los mismos, catalizadores, energía de activación y presión en los gases. 2. PARTE EXPERIMENTAL A. EFECTO DE LA CONCENTRACION # Objetivo: Verificar el efecto de la variación de la concentración de

reactante sobre la velocidad de la reacción. Cuando los iones iodato y los iones sulfito reaccionan químicamente forman yodo. Sin embargo el yodo también reacciona con el sulfito de modo tal que no habrá yodo libre mientras la mezcla de reacción contenga iones sulfito. Se sabe que el yodo libre en presencia de almidón soluble forma un compuesto azul intenso a púrpura, de tal forma que cuando todo el sulfito haya sido consumido en la mezcla de reacción la solución se tornará azul intenso. KIO3 + 3 Na2SO3 H2SO4 KI + 3 Na2SO4 KIO3 + 5 KI + 3 H2SO4 3 H2SO4 + 3 I2 + 3 H2O I2 + almidón Complejo de color azul intenso # Metodología:

1º Medir 10ml de solución de iodato de potasio y 80ml de agua en un beaker de 400ml colocado sobre una hoja de papel blanco. Adicionar 10ml 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) Tiempo : ________________ 2° Repetir el experimento usando 20ml de iodato , 70ml de agua y 10ml de la solución almidón-sulfito. Nuevamente registrar el tiempo requerido para que el sulfito sea consumido. Tiempo : ___________________ 3° Repetir el experimento usando 30ml de iodato, 60ml de agua y 10ml de solución de almidón sulfito. Tiempo : __________________


26

4° Graficar en papel milimetrado los datos de concentración de iodato frente al tiempo de reacción. 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 entre el tiosulfato de sodio y el ácido sulfúrico, siendo el punto de referencia para la determinación del tiempo de reacción la aparición de azufre como producto . La presencia de este elemento, al ser sólido insoluble en agua, produce una opalescencia blanquecina en el medio acuoso: S2O3

2- + 2 H+ H2SO3 + S (s) # Metodología

1° Medir 10ml de solución 0,05M de tiosulfato de sodio en cada uno de 4 tubos de prueba, colocar los 4 tubos dentro de un beaker que contenga agua 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 la temperatura es constante en los 4 tubos, luego elija uno de los 4 tubos e inmediatamente adicionar 1,0ml de ácido sulfúrico 0,3M y anotar el tiempo en que se adiciona, agitar la solución con el termómetro y anotar el tiempo requerido para la aparición de una ligera turbidez: Temperatura : ______________ Tiempo : _________ 2° Retirar el tubo utilizado anteriormente y temperar el agua del beaker de modo tal que la temperatura del líquido en los tubos restantes se incremente entre 8-10°C agitar con el termómetro hasta que la temperatura sea constante, elegir uno de los tubos e inmediatamente adicionar 1,0ml de solución de ácido sulfúrico 0,3M anotar el tiempo d la adición y luego agitar con el termómetro y anotar el tiempo requerido hasta la aparición de una ligera turbidez : Temperatura : _______________ Tiempo : _____________ 3° Repetir el procedimiento para los otros dos tubos restantes incrementando la temperatura 8-10°C para cada prueba sucesiva. Temperatura : ______________ Tiempo : _____________ Temperatura : _____________ Tiempo : _____________


27

4° Graficar en papel milimetrado los datos de temperatura frente al tiempo de reacción. 3. CUESTIONARIO 1. ¿Cómo afecta al tiempo de reacción, el cambio de concentración del reactante? 2. ¿Cómo afecta un cambio de temperatura de unos 10°C al tiempo de reacción? 3. Señale 5 factores que influyen en la velocidad de reacciones químicas. 4. ¿A qué se llama tiempo de vida media en la velocidad de reacción? 5. Explique los términos catálisis homogénea y catálisis heterogénea.


28

PRACTICA N° 6

SOLUCIONES

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES NORMALES Y ESTANDARIZACIÓN

1. INTRODUCCIÓN:

Las disoluciones son mezclas de dos o más elementos o compuestos que tienen aspecto homogéneo incluso a la mayor amplificación posible de la luz visible. Las sustancias en disolución usualmente se hallan dispersas como moléculas o iones simples o como agregados de unas pocas moléculas.

En un sistema, las proporciones de las sustancias en disolución varían

dentro de los límites de solubilidad. La solubilidad de una sustancia en determinado medio es la cantidad máxima de dicha sustancia que puede formar una disolución (que puede ser disuelta) a determinadas presión y temperatura. Tal disolución, que contiene una cantidad máxima de la sustancia dada, se dice que está saturada con respecto a aquella misma.

En una disolución la sustancia o sustancias presentes en mayor cantidad se suelen denominar solventes y la que se halla presente en menor cantidad se llama soluto. Por ejemplo, el agua es el disolvente y el cloruro de sodio el soluto en una disolución de sal de mesa y agua. Si las sustancias pueden formar disoluciones en cualquier proporción (tal como ocurre con el alcohol etílico y agua ), los términos disolventes y soluto se hacen ambiguos. Las Expresiones más comunes de las soluciones se describen a

continuación.

1.1 PORCENTUALIDAD A) Porcentaje % ( Peso en Volumen )

Es la cantidad de gramos de soluto en 100ml de solución.

P%V = N° G soluto

100ml Solución


29

B) Porcentaje % ( Volumen en Volumen ) Es la cantidad de volumen de soluto en 100mL de solución.

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

1.2 MOLARIDAD Para tener en cuenta las cantidades de sustancia que intervienen en una

reacción química resulta mucho más cómodo, según se desprende de las relaciones estequiométricas y, para cuantificar la cantidad de especie química que participa en una reacción, emplear como unidad los moles de sustancia en lugar de la masa de reactivo participante, ya que con ello se facilitan de manera significativa los procedimientos de cálculo necesarios.

Como unidad de volumen de referencia e uso cómodo se emplea el litro,

y por esto se define como unidad de concentración la Molaridad (M) que se establece como el número de moles de soluto o especie de interés que se encuentra disuelta de manera homogénea en un litro de la solución en la que se encuentra. Téngase en cuenta que el mismo valor de concentración se tendrá al emplear simultáneamente la milésima parte de la cantidad de sustancia y la milésima parte del volumen definido antes. Es decir una solución de la que se pueda afirmar que un mililitro de solución, contiene un milimol (mmol) de sustancia, es una solución 1 Molar de esa sustancia.

Es fácil transformar la cantidad de sustancia expresada en moles para convertirla en gramos o en cualquier otra unidad de masa y así se tienen expresiones equivalentes de la concentración de una especie determinada. Para ciertas especies químicas tenemos evidencia de que no existen como las entidades simples aisladas que representamos en la fórmulas químicas, la sales son un ejemplo típico de ellas, en este caso se prefiere utilizar en lugar de la designación de mol, la de peso fórmula y de manera correspondiente la designación de Normalidad en lugar de la de Molaridad.

V%V = N° de mL soluto

100 ml de Solución

P%P = N° de G de soluto

100g de Solución


30

Para su utilización el cálculo relacionado con una transformación química, la cantidad de reactivo se expresa de la manera más conveniente de tal forma que su empleo resulte lo más simple posible. Molaridad: Número de moles de un soluto Q.P. en 1 Litro de solución.

Número de Moles = g

PM

g : gramos de soluto

PM : Masa molecular

1.3 NORMALIDAD: Número de equivalentes de un soluto Q.P. en 1 Litro de solución.

El Número de Equivalentes se deduce a partir de los gramos de soluto y su peso equivalente.

Número de Equivalentes: g

Peso Equivalente

Peso Equivalente = PM

X

X= Número de iones activos y/o electrones participantes en la reacción.

M = Número de Moles

Volumen en Litros de solución

N = Número de Equivalentes

Volumen en Litros de solución

G NaOH =


31

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

2. OBJETIVO:

• Preparar y estandarizar una solución de concentración conocida.

3. FUNDAMENTO

3.1 PREPARACIÓN: El NaOH es soluble en H2O y desaloja sus iones hidroxilo ( -OH) que pueden ser cuantificados por una muestra patrón de Biftalato de potasio. De la Normalidad despejamos g:

g = N x Peq x V g = 0.1Eq/L x 40g/Eq x 0.1L

El equivalente (Peso Equivalente del NaOH será su masa molecular 40 entre 1, puesto que presenta un solo hidroxilo

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

3.2 ESTANDARIZACIÓN Se usan patrones primarios: En este caso el Biftalato de Potasio, la reacción es la siguiente:

+ NaOH + H2O

PM = 204.23 g/mol PM = 40 g/mol En base a esta reacción se deduce

N NaOH = 0.0999 Eq/L

g = 0,4g

COOK

COONa

COOK

COOH


32

N NaOH x V NaOH = G biftalato K+

Eqte Bift.K+

De la cantidad de Biftalato de K+ y del volumen de NaOH se deduce la Normalidad exacta del NaOH.

N NaOH = G biftalato K+

Eqte Bift.K+ x VNaOH


Fiola 500mL - Hidróxido de Sodio Lentejas Soporte Universal - Biftalato de Potasio Bagueta - HCl concentrado Espátula - Vinagre Blanco Bombilla de Jebe - Ácido Nitrico Diluido Pipetas 10ml, 5mL - Carbonato de Sodio Balanza Analítica Bureta 50ml Matraz Beacker 100Ml 5. TÉCNICA OPERATORIA

• Pesar más de 2 g (2,1 ó 2,2) de NaOH. • Una vez ponderada la masa añadir el NaOH a un beaker de 50 a

100 mL y añadir 10 mL de agua destilada, disolviendo con ayuda de una varilla de vidrio.

• El contenido del beaker añadirlo a una fiola de 500 mL; se lava el beaker con sendas cantidades de H2O destilada (10 mL, 3 a 4 veces) repitiendo el paso anterior.

• Agitar la fiola con su contenido y llenar con H2O hasta la línea de aforo. Homogenizar.

• Etiquetar como NaOH ± 0,2 N. • Colocar el NaOH ± 0,2 N en una bureta hasta la línea de

referencia cero. • Por otro lado, en un matraz tipo erlenmeyer, colocar 200 mg de

biftalato de potasio y disolver con 20 mL de H2O destilada y agitar; añadir luego fenolftaleína al 1% en etanol, III gotas.

• Añadir gota a gota desde la bureta el NaOH ± 0,2 N sobre la solución del erlenmeyer hasta la aparición de un color ligeramente rosado. Anotar el gasto: G.

• Aplicar la fórmula respectiva y hallar la normalidad exacta.


33

6. REGISTRO DE DATOS Y CONCLUSIONES

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

Aplicaciones HCl diluido (N) HNO3 diluido (N) Ácido acético (N)

7. CUESTIONARIO 1. Se prepara NaOH en solución acuosa de la siguiente manera: se

ponderarán 2 g de masa de dicho compuesto y se diluyeron con H2O cantidad suficiente para 250 mL; ¿Cuál será su normalidad aproximada?

2. Del problema anterior, se estandariza usando 200 mg de Biftalato de Potasio (M = 204,23 g/mol) y se deja caer desde una bureta gota a gota el hidróxido de sodio ± 0,2 N; gastándose 5,1 mL, usando fenolftaleína como indicador. ¿Cuál es la normalidad exacta?

3. Se tiene un ácido acético en solución acuosa; la concentración es desconocida. De dicha muestra se miden 10 mL y se valoran con la solución anterior gastándose 5 mL. ¿Cuál es la reacción que ha ocurrido y la normalidad exacta del ácido acético?

4. ¿Cómo prepararía HCl ± 0,2 N a partir de un HCl concentrado 33 °p/°p y ρ = 1,18 g/mL?. Asumir un volumen de preparación igual a 500 mL.

5. ¿Por qué las soluciones usadas en el laboratorio deben ser estandarizadas, cuando se trabaja en valoraciones?


34

PRÁCTICA Nº 7

DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL pH Y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

1. INTRODUCCIÓN

La escala del pH utilizada para medir la concentración de iones hidronio fue desarrollada por Sorensen en 1909. Según su propia definición el pH de una solución es el valor negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno. Con la introducción del concepto de actividad, y la concentración del H+ hidrógeno no suelen ser muy diferentes en una solución determinada, el pH se puede calcular con cualquiera de los valores.

2. OBJETIVOS

• Aprender a utilizar diferentes métodos de medición de pH de soluciones

• Determinar experimentalmente el pH de las siguientes soluciones:

$ NaOH 0.01 M

$ HCl 0.01 M $ CH3COOH 0.1 M $ NH4OH 0.1 M $ NH4Cl 0.1 M

• Verificar el comportamiento anfótero de la albúmina frente a ácidos y bases.

• Verificar el efecto del pH en la solubilidad de sustancias orgánicas.

3. FUNDAMENTO

Para obtener 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+]


35

DETERMINACIÓN DEL pH POR EL MÉTODO COLORIMÉTRICO

Ciertos ácidos y bases débiles, llamados indicadores ácido base, cambian su color dentro de un cierto margen de variación del pH.

Por debajo del limite inferior el indicador muestra un color y por encima

del limite superior del margen del pH el indicador muestra un valor diferente.

Los indicadores tienen un cambio de color dentro de un margen

perfectamente definido de pH, generalmente del orden de una a 2 unidades de pH, como este margen puede caer por completo en el lado ácido o en el lado básico, un indicador se puede definir como una sustancia cuyo color cambia dentro de un margen definido de pH.

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

de los iones hidrógeno de la solución. SOLUCIÓN AMORTIGUADORA

Es aquella que pone una resistencia al cambio en la concentración de

iones hidrógenos, o el pH, aún cuando se agrega un ácido a una base fuerte a la solución.

A. Concentración de una Solución Amortiguadora:

La soluciones buffer están constituidas por ácidos débiles (Ejm. CH3COOH) más una sal de base conjugada (Ejm. CH3COONa) o por una base débil (Ejm. NH4OH) más una sal de ácido conjugado (Ejm. NH4Cl )

Ejemplos:

SOLUCIONES REGULADORAS PKA INTEVALO DEL pH

CH3COOH + CH3COONa 4.76 3.7 a 5.8

NaH2PO4 + NaHPO4 7.21 5.8 a 8.0

H3BO3 + NaBO3 9.24 8.2 a 10.2


36

B. Mecanismo de acción de las Soluciones Buffer

La regulación del pH de una solución se da por una reacción de

neutralización, por ejemplo:

a. CH3COOH + CH3COONa HCl CH3COOH + NaCl

b. CH3COOH + CH3COONa NaOH CH3COONa +H2O

C. Ecuación de pH de una solución reguladora de un ácido débil y una sal de base conjugada .

pH =pKA + log (sal) / (ácido)

D. Ecuación de pH de una base débil y una sal de ácido conjugado.

pH =pKw -pkB + log (base) / (sal)

pH =pKw -pkB + log ( no ionizado) / (ionizado)

E. Aplicación de las Soluciones Buffer Estas soluciones permiten mantener la solubilidad y aumentar la estabilidad de determinadas drogas. ▪ En la acción farmacológica de las drogas, primero se identifica la naturaleza de las mismas, que pueden ser ácidas o básicas. ▪ Administración por vía oral. -nivel estomacal : pH ácido. -nivel intestinal : pH alcalino. ▪ En todas las drogas, la forma no iónica es absorbidas por la membrana celular, que es de carácter lipídica. 4. MATERIALES Y REACTIVOS % Tubos de ensayo % Gradillas % Fiolas % Pipetas 5 � 10 mL % Beaker 50 mL

% Frascos de vidrio % Papel indicadores:. Azul,

amarillo y rojo. % Potenciómetro


37

Reactivos : Soluciones indicadoras : % Fenoftaleina 1% % Azul de timol % Azul de bromofenol % Rojo metilo % Azul de bromotimol

Solucion buffer (pH =4) % Tampón de boratos % Fenobarbital sodico 2% % HCL 0.1M, 0.03 M , 0.01M % NaOH 0.1 M, NaOH 0,01 M % CH3COOH 0.1M % NH4OH 0.1M % NH4CL 0.1 M

5. PROCEDIMIENTO Y TECNICA OPERATORIA 5.1 MEDICION DEL pH DE SOLUCIONES A) METODO COLORIMETRO: A..1 Calculamos el pH teórico de las soluciones.

NaOH 0.01M

pOH = - log [OH־]

pOH = - log [0.01] pOH = 2

pH=14 - pOH

pH=14 - 2

pH= 12

HCl O.O1 M

pH = - log [H3O]

pH = - log [0.01] pH = 2

CH3COOH 0.1 M

pH = ½ pKA - ½ log

[CH3COOH]

pH = ½ (4.76)-1/2 log [0.1 pH = 2.88

NH4OH 0.1 M

pH = Pkw - ½ pKB + ½ log [NH4OH]

pH =14 -1/2(4.76)+1/2 log [NH4OH ] pH = 11.12

NH4Cl 0.1M

pH= ½ Pkw � 1/2pKB �1/2 log[NH4Cl] pH =½(14) �1/2 (4.76)+1/2 0.

pH =5.12.


38

A.2 De acuerdo al pH teórico de cada solución usar el papel indicador adecuado.

SOLUCIÓN PAPEL INDICADOR PH

NaOH 0.01M ROJO 9.5

HCl 0.01 M AZUL 2

CH3COOH 0.1 M AZUL 2.5

NH4 OH. 0.1M ROJO 9.5

NH 4Cl 0.1 AMARILLO 5.5

B) METODO POTENCIOMETRICO

• Tomamos 10 ml de cada solución y medimos el pH real sumergiendo el electrodo del potenciómetro en la solución.

• Antes se sigue a los pasos previos: 1. Lavar electrodo con agua destilada. 2. Calibrar el potenciómetro con una solución buffer (pH= 4)

POTENCIÓMETRO pH NaOH 0.01M 9.5

HCl 0.01 M 2

CH 3COOH 0.1 M 2.5

NH 4 OH. 0.1M 9.5 NH 4Cl 0.1 M 5.5


39

5.2 INFLUENCIA DEL pH EN LA SOLUBILIDAD DE LAS DROGAS.

Fenobarbital 2% 2 mL 2 mL 2 mL

HCl 0,01 M 2 mL - -

HCl 0,03 M - 2 mL -

HCl 0,1 M - - 2 mL

AGITACIÓN

pH Resultados

pp

IMPORTANCIA DEL TAMPONAMIENTO EN LA SOLUBILIDAD DE UNA DROGA.

FeNa 2% 5 mL 5 mL 1,5 mL 1,5 mL HCl 0.1N pH A1 + A2 pH = Precipitado = B1 + B2 pH = Precipitado =

(1) (2) (3)

A1 B1 A2 B2


40

6. CUESTIONARIO

1. ¿Cuál es el sistema amortiguador que usa la sangre para mantener el pH en 7,35 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 elpH de un HCl 0,001 M? 5. ¿Cuál será el pH de una base fuerte 0,01M? 6. ¿Cuál es la estructura del fenobarbital sódico y por qué precipita? 7. ¿Qué tipo de amortiguador usa el sistema intracelular?

7. REGISTRO DE DATOS Y CONCLUSIONES

A. pH método colorimétrico

pHt pHp NaOH 0,01 M HCl 0,01 M CH3COOH 0,1 M NH4OH 0,1 M NH4Cl 0,1 M

B. pH método potenciométrico

pHt pHp NaOH 0,01 M HCl 0,01 M CH3COOH 0,1 M NH4OH 0,1 M NH4Cl 0,1 M pHt = teórico pHp = práctico

C. Influencia del pH en solubilidad de drogas (1) (2) (3)

Fenobarbital sódico 2 % 2 mL + HCl 0,01 M 2 mL + HCl 0,02 M 2 mL + HCl 0,1 M pH pp (precipitado)

D. Importancia del tamponamiento en la solubilidad de las drogas

pH Presencia de precipitado

A1 + A2 B1 + B2


41

PRÁCTICA N° 8

ESTEREOQUÍMICA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS

1. Definir brevemente cada uno de los términos siguientes y dar un

ejemplo: a) (R) y (S) b) Cis y Trans c) Isómeros ópticos d) Mezcla racémica e) Quiral y aquiral f) Meso 2. Determinar el tipo de isómero geométrico en cada uno de los siguientes

casos: 3. Dibujar la estructura de cada uno de los siguientes compuestos:

a) (E)-3-metil-2-hexeno b) (Z)-2-cloro-2-buteno c) (2E,5Z)-nonadieno d) (Z)-3,7-dimetil-2,6-octadieno-1-ol

C C

Br CH3

CH2CH3Cl

C C

F H

ClBr

C C

HOOC CH3

OHOHC

C C

H CH(CH3)2

CH2CH3CH3

C C

H H

ClCl

C C

CH3 H

COOHCC

HOOC

H CH3


42

4. Asignar la configuración (R) o (S) a los centros quirales de las moléculas siguientes:

5. Asignar configuración (R) o (S) a los siguientes compuestos, representándoles mediante fórmulas dimensionales.

a) (S)-2-bromopentano b) (R)-3-metilhexano racémico c) (S)-1-cloro-2-propanol d) (R)-3-cloro-3-yodoheptano

6. En cada uno de los compuestos siguientes, marcar los átomos de

carbono asimétricos con un asterisco. En el caso de los estereoisómeros dibujar las fórmulas de proyección de Fisher, indicar los pares de enantiómeros, compuestos Meso y por lo menos 2 pares de diastereómeros.

a) CH3-CHCl-CHOH-COOH b) HOOC-CHBr-COOH c) Acido Láctico: HOOC-CHOH-CH3 d) Acido Tartárico: HOOC-CHOH-CHOH-COOH e) Hidrobenzoína: C6H5-CHOH-CHOH-C6H5 f) Efedrina: C6H5-CHOH-CH(NHCH3)-CH3 g) CH3-CHF-CH2F h) CH2Cl-CHCl-CHCl-CH2Cl

CH3

OHH

ClCH3 I

HCOOH

EtMe

H

BrF

CN

O2NC CH

COOH

H3C OH

HO H

CHOCl

H

O


43

7. Dibujar las proyecciones de Fischer para:

a) enantiómero (S) del ácido 3 � bromo � 3 � etilheptano b) enantiómero (R) de la Alanina

8. Dar la relación entre los dos compuestos para cada uno de los siguientes pares:

a) (2R, 3S)-2,3-dibromohexano y (2S, 3R)-2,3-dibromohexano b) (2R, 3S)-2,3-dibromohexano y (2R, 3R)-2,3-dibromohexano c)

d)

e)

Br Br

H OH

H OH

CH2OH

CHO

OH H

H OH

CH2OH

CHO

C C

H3C

H

Br

Br

H

CH3

C CBr

H3C

H

H

CH3

Br


44

PRÁCTICA N° 9

COMPUESTOS HIDROXILICOS Y CARBONILICOS

1. INTRODUCCION 1.1 ALCOHOLES Y FENOLES

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

Entre las propiedades de los alcoholes destacan su acidez y su basicidad, estas propiedades se le atribuyen al grupo hidroxilo que es similar al del agua ( H - OH ) . Los alcoholes al igual que el agua, son ácidos y bases débiles, casi tan ácidos y tan básicos como el agua. Lo mismo que el agua los alcoholes son lo suficientemente como para reaccionar con metales activos, como el sodio, liberando hidrógeno gaseoso. Los productos formados se llaman alcóxidos , que son bases fuertes al igual que el NaOH.

Los grupos OH en los fenoles son mucho más ácidos que en los

alcoholes, debido a que el grupo fenilo atrae electrones con más fuerza que los grupos alquilo de los alcoholes. 1.1.1 ALCOHOLES: Según el número de átomos de hidrógeno unidos al carbono que contiene al -OH existen tres tipos de alcoholes :

H H R R - C - OH R - C - OH R� - C - OH H R� R�� ( RCH2OH ) ( R2CHOH ) ( R3C-OH ) Alcohol Primario Alcohol Secundario Alcohol Terciario


45

1.1.1.1 REACCION CON EL SODIO METALICO: Cuando se agrega sodio o potasio metálico, el alcohol reacciona desprendiendo gran energía y liberando hidrógeno. La solución resultante contiene alcóxido de sodio o potasio : CH3OH + Na CH3ONa + ½ H2 Metanol Metóxido de sodio La facilidad con que se forman estos alcóxidos va de acuerdo a la acidez. Un alcohol primario libera más rápidamente el hidrógeno que uno secundario y que uno terciario : Reactividad frente al sodio metálico : alc. 1° > alc. 2° > alc. 3° 1.1.1.2 SUSTITUCION POR HALOGENO : El grupo OH de los alcoholes puede ser sustituido por halógenos. Esta reacción ocurre más rápido con los alcoholes terciarios, mientras que con los alcoholes secundarios es lenta y con los alcoholes primarios es más lenta:

R3C - OH + HCl ZnCl2 R3 C - Cl + H2O Rápido Cloruro de alquilo ZnCl2 R2CHOH + HCl R2CH - Cl + H2O Lento ZnCl2 RCH2OH + HCl RCH2 - Cl + H2O Muy lento

Alcohol isopropílico Alcohol tert-butílico1,2,3 propanotriol

Alcohol alílico Alcohol bencílico


46

1.1.1.3 OXIDACION DE ALCOHOLES : Los alcoholes primarios y secundarios son fácilmente oxidables, mientras que los terciarios difícilmente se oxidan :

Los alcoholes primarios se oxidan y pasan a aldehídos, y a

menos que se retire el aldehído formado, del sistema, se oxidará hasta ácido carboxílico.

Los alcoholes secundarios se oxidan hasta cetonas, las cuales son difíciles de oxidar, por ello la oxidación se detiene en esta etapa. 1.1.2 FENOLES.- Son compuestos hidroxílicos donde le grupo -OH se une directamente a un anillo aromático. Se caracterizan por ser mas ácidos que los alcoholes y por formar complejos coloreados con iones metálicos como el Fe3+ ALDEHIDOS Y CETONAS Los aldehídos y cetonas son compuestos orgánicos que se caracterizan por la presencia del grupo CARBONILO : C = O EJEMPLOS : Aldehídos Cetonas

C O

R

RC O

H

R


47

La presencia del grupo carbonilo puede ser detectado por reacción con la 2,4- dinitrofenilhidrazina ( 2,4-DNFH ), por formación de precipitados de color amarillo o naranja de 2,4-dinitrofenilhidra-zonas del aldehído o cetona :

2,4-dinitrofenilhidrazina 2,4-dinitrofenilhidrazona Los aldehídos pueden ser detectados por el reactivo de Schiff (Fucsina decolorada) con el cual dan una coloración violeta o rosa azuloso . Esta prueba es específica para aldehídos, aunque es ligeramente positiva para la acetona y es negativa para las otras cetonas. Los aldehídos se pueden obtener por oxidación de alcoholes primarios con oxidantes suaves por ejemplo el CuO caliente.


48

Los aldehídos se diferencian de las cetonas porque los primeros son compuestos reductores debido a la presencia del grupo - CHO , que puede ser oxidado a - COOH por acción de oxidantes suaves como el cobre Cu2+ , en medio alcalino , o por la plata Ag1+ en medio amoniacal . Las cetonas se portan como sustancias no reductoras: + 2 Cu2+ + 5 OH + Cu2O + 3 H2O Sal de ácido Oxido cuproso

espejo de plata 2. OBJETIVOS

• Verificar las principales propiedades de los compuestos hidroxilicos

como alcoholes y fenoles. • Verificar las principales propiedades químicas de los compuestos

carbonilicos como aldehidos y cetonas. 3. MATERIALES Y REACTIVOS - Gradilla - acetaldehido al 10% - tubos de prueba - benzaldehido - cocinilla - n-butanol , 2-butanol , ter-butanol - bañomaria - acetona - pipetas de 5ml y 10ml - sodio metálico - 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% - reactivo de Fehling (A y B)

C O

H

RC O

-O

R


49

4. PARTE EXPERIMENTAL 4.1 REACCION CON SODIO METALICO: OBJETIVO : Verificar la presencia del grupo OH en alcoholes, además utilizar la reacción para diferenciar alcoholes 1° , 2° y 3° . METODO OPERATORIO: En tubos de prueba limpios y secos colocar aproximadamente 1ml de de los alcoholes a ensayar, luego adicionar a cada tubo un pequeño trozo de sodio metálico (¡CUIDADO! es muy cáustico, manipule con pinzas). Observar si se desprende hidrógeno gaseoso y si hay reacción con el sodio. Si se sospecha que el alcohol contiene agua, secarlo primero con cloruro de calcio anhidro o sulfato de magnesio anhidro. Ver el orden de reactividad de los diferentes tipos de alcoholes. Al terminar la prueba se puede comprobar la presencia del alcóxido, adicionando gotas de fenolftaleína al tubo de prueba por aparición de una coloración rojo grosella . Si quedase un remanente de sodio metálico sin reaccionar, no se debe desechar arrojándolo al lavadero ( peligro de explosión ) consultar con el profesor. RESULTADOS: Alcohol

Rvo. Sodio

DISCUSION: CONCLUSION:


50

4.2 PRUEBA CON EL REACTIVO DE LUCAS ( ZnCl2 / HCl ) OBJETIVO : Diferenciar los 3 tipos de alcohol por la velocidad de formación de haluro de alquilo insoluble en el reactivo. METODO OPERATORIO: Colocar en tubos de prueba aproximadamente 0,5 ml de los alcoholes a ensayar, luego adicionar 2ml del reactivo de Lucas agitar y observar. La prueba será positiva si hay formación de turbidez o formación de dos fases inmiscibles (El producto, cloruro de alquilo, es insoluble en el reactivo de Lucas) RESULTADOS: Alcohol

Rvo. de Lucas

DISCUSION: CONCLUSION: 4.3 PRUEBA DE OXIDACION OBJETIVO : Diferenciar los tipos de alcohol por su comportamiento frente al ácido crómico. METODO OPERATORIO: En tubos de prueba colocar 1ml de acetona luego, adicionar una gota del alcohol problema y luego una gota del reactivo ácido crómico, agitar y observar si hay viraje del color del reactivo a un color verde azulado y/o formación de precipitado. RESULTADOS:

Alcohol


51

Rvo.ac. crómico DISCUSION: CONCLUSION: 4.4 REACCION CON EL REACTIVO TRICLORURO FERRICO OBJETIVO: Diferenciar fenoles de alcoholes . METODO OPERATORIO : En tubos de prueba colocar 1ml de solución problema, en otro tubo colocar 1ml de etanol, finalmente a cada tubo adicionar dos gotas del reactivo tricloruro férrico. RESULTADOS:



52

4.5 PRUEBA DEL ACIDO BORICO OBJETIVO: Diferenciar alcoholes polihidroxilados de monohidroxilados. METODO OPERATORIO: En 2 tubos de prueba colocar 2ml de solución de borax al 1% , luego agregar 2 gotas de solución indicadora de fenolftaleina, finalmente al primer tubo adicionar 5 gotas de etanol y al segundo tubo 5 gotas de glicerina, agitar y observar. RESULTADOS: DISCUSION: CONCLUSION: 4.6 REACCION CON LA 2,4-DINITROFENILHIDRAZINA OBJETIVO: Comprobar la presencia de grupo carbonilo en aldehídos y cetonas METODO OPERATORIO: En un tubo de prueba colocar gotas de aldehído ó cetona luego adicionar 10 gotas de Rvo. 2,4-dinitrofenilhidrazina agitar y observar si se forma algún precipitado. Si no hay formación de precipitado inmediatamente , esperar 5 minutos, si no hay precipitado , llevar a baño maría por 3 minutos enfriar y observar si hay formación de precipitado . RESULTADO:

Muestra

Rvo,. 2,4-dinitro fenilhidrazina


53

DISCUSION : CONCLUSION: 4.7 PRUEBA CON EL REACTIVO DE SCHIFF OBJETIVO : Detectar presencia de aldehído METODO OPERATORIO: Colocar en tubos de prueba aproximadamente 1ml de reactivo de Schiff, luego a cada tubo adicionar gotas de la muestra analizar . Agitar por un minuto como máximo. Observar si hay la aparición de una coloración rojo azuloso. RESULTADOS:

Muestra

Rvo. De Schiff



54

4.8 PRUEBA DE TOLLENS : OBJETIVO: Diferenciar aldehídos de cetonas. METODO OPERATORIO: En tubos de prueba colocar a cada uno 0,5ml de reactivo de Tollens, luego a cada tubo adicionar 0,5ml de muestra mezclar bien y dejar en reposo unos minutos . Observar si hay formación del espejo de plata. Si no se observase la aparición del espejo, llevar los tubos al baño maría por 30 a 60 segundos y observar . Precaución : No calentar los tubos por mas de un minuto, peligro de explosión ! RESULTADOS:

Muestra

Rvo. Tollens

DISCUSION: CONCLUSION: 4.9 REACCION CON EL REACTIVO DE FEHLING OBJETIVO : Diferenciar aldehídos de cetonas METODO OPERATORIO : El reactivo de Fehling se prepara instantes antes de su empleo mezclando 1ml de la solución Fehling �A� + 1ml de la solución Fehling �B� se agita hasta la formación de un complejo azul intenso. La prueba consiste en colocar 1ml del reactivo de Fehling y adicionar 0,5ml de la muestra, mezclar bien y llevar al baño maría por 3 minutos retirar y observar si hay formación de un precipitado color rojo ladrillo.


55

RESULTADOS :

Muestra

Rvo. Fehling

DISCUSION : CONCLUSION: CUESTIONARIO 1. Escriba la ecuación química de las reacciones llevadas a cabo durante la práctica. 2. Una sustancia reacciona lentamente con el sodio metálico, y se oxida con el ácido crómico. ¿Que tipo de sustancia será? Explique 3. Escriba las principales propiedades físicas y químicas y toxicidad del formaldehído. 4. Se tiene una muestra �M� a la cual se le ha practicado las siguientes pruebas (ver cuadro) : PRUEBA Acido crómico Rvo . de Tollens 2,4-Dinitrofenilhidrazina RESULTADO Solución verdosa formación del Formación de un precipitado y precipitado espejo de plata anaranjado Señalar a que familia de compuestos orgánicos pertenece la muestra �M� y Por qué ?


56

PRÁCTICA N° 10

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Y FORMACIÓN DE ÉSTERES 1. INTRODUCCIÓN

Los ésteres derivan de los ácidos carboxílicos por sustitución del oxidrilo del carboxilo por un grupo alcoxi (R � O). La fórmula generadle los ésteres saturados es igual a la de los ácidos saturados del mismo peso molecular, de los que son isómeros funcionales.

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

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

El ácido acetil salicílico (aspirina) es un antipirético y analgésico muy usado en la medicina, por calentamiento en presencia de agua se descompone (hidrolisa) para dar ácido salicílico y ácido acético. Reacción química: + (CH2CO)2 + CH3COOH

Acido salicílico Aspirina

2. OBJETIVO • Sintetizar el ácido acetil salicílico (aspirina) mediante la reacción de

esterificación.

3. FUNDAMENTO El ácido acetil salicílico, conocido comúnmente como aspirina, se

prepara con un buen rendimiento por acetilación del ácido salicílico con anhídrido acético en presencia de ácido sulfúrico.

COOH

OH

COOH

OCOCH3

H2SO4


57

4. REACTIVOS Y MATERIALES

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

Reactivos Ácido salicílico Anhídrido acético Eter etílico Ácido sulfúrico Cloruro férrico 1%

5. PROCEDIMIENTO • Pesar 1 g de ácido salicílico en un erlenmeyer de 100 mL, agregar 3 mL de

anhídrido acético y 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado. • Agitar la mezcla suavemente por unos 5 minutos. La reacción es

exotérmica, por lo que al elevarse la temperatura todo el ácido salicílico se disolverá.

• Dejar enfriar la mezcla, agregar lentamente y gota a gota aproximadamente

1 mL de agua destilada para decomponer el exceso de anhídrido acético. • Agregar 156 mL de agua destilada a la solución, calentar hasta que se

aclare y luego dejar enfriar. Cuando la mezcla se haya enfriado a temperatura ambiente, poner un paño de hielo para ayudar la cristalización.

• Filtrar los cristales obtenidos por succión al vacío. • Lavar los cristales con pequeñas porciones de agua destilada fría. • Secar los cristales al aire.


58

TEST DEL Fe3Cl • Disolver en un tubo de ensayo unos cuantos cristales de aspirina obtenida

(cruda). • Agregar 3 � 5 gotas de Fe2Cl al 1%. • Hacer el mismo test con la aspirina comercial y el ácido salicílico • Observar y comparar los resultados 6. RESULTADOS • Pesar el producto final y anotar 7. CUESTIONARIO • Efectúe la reacción química entre el ácido acetil salicílico y el anhídrido

acético. • Describa alguna técnica de cristalización • ¿Qué otros compuestos químicos se podrían utilizar para la síntesis de

aspirina en lugar de anhídrido acético?. • Calcular el porcentaje de rendimiento a partir del peso inicial del ácido

salicílico.


59

PRÁCTICA N° 11

CARBOHIDRATOS

RECONOCIMIENTO DE LOS CARBOHIDRATOS

1. INTRODUCCIÓN Los carbohidratos son compuestos terciarios en los cuales el hidrógeno

y el oxígeno están en igual proporción que el agua. Los carbohidratos más comunes son los sacáridos, los que pueden presentarse como azúcares simples o monosacáridos, disacáridos o polisacáridos. También reciben el nombre de glúcidos (sabor dulce) o hidratos de carbono. Otros autores llaman carbohidratos a los derivados aldehídicos de o cetónicos de alcoholes polivalentes.

Los carbohidratos tienen algunas características de las funciones carbonilo

y oxidrilo y todos son ópticamente activos, cuando se les adiciona calor o ácidos fuertes se deshidratan. Están ampliamente distribuidos en la naturaleza y constituyen los alimentos para el hombre. 2. OBJETIVOS

• Identificar los principales de carbohidratos. • Hidrolizar el enlace de un disacárido

3. FUNDAMENTO

Reacción de Fehling:

Se basa en el carácter reductor de los monosacáridos y de la mayoría de los disacáridos (excepto la sacarosa). Si el glúcido que se investiga es reductor, se oxidará dando lugar a la reducción del sulfato de cobre (II), de color azul, a óxido de cobre (I), de color rojo-anaranjado.

Reacción del Lugol

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


60

Reacción de Molish Los di, oligo y polisacáridos puede ser degradados o hidrolizados hasta transformarlos en las unidades de monosacáridos que los constituyen. La hidrólisis química, requiere de catalizadores (ácidos minerales) y de calor. La hidrólisis puede seguirse controlando algunas propiedades químicas como el poder reductor. La hidrólisis del almidón produce azúcares de peso molecular cada vez menor hasta convertirse íntegramente en monosacáridos: almidón, dextrina, eritro dextrina, alfa y beta acrodextrina, maltosa y D-glucosa. Reacción de Bial Por acción deshidratante de los ácidos 8HCl) las pentosas dan furfural que con el Orcinol y en presencia de iones férricos dan compuestos de color verde. Esta reacción no la dan las hexosas, ya que éstas al deshidratarse dan hidroximetilfurfural, el cual no da la reacción con el Orcinol. Reacción de Seliwanoff El ácido clorhídrico caliente del reactivo deshidrata a las cetohexosas para formar hidroximetilfurfural más rápido que las aldohexosas correspondientes. Las cetohexosas reaccionan con el resorcinol del reactivo para dar compuestos de color rojo oscuro, las aldohexosas forman compuestos de color ligeramente rosados.

4. MATERIAL Y REACTIVOS

Materiales:

• Tubos de ensayo, gradilla • Pipetas • Trípode • Mechero Bunsen

• Beaker • Rejilla con asbesto • Bagueta • Agua destilada

Reactivos:

• Reactivo de Fehling A y B • Reactivo De Lugol • Reactivo de Bial

• Reactivo de Seliwanoff • HCl concentrado y diluído • Bicarbonato.


61

Muestras de carbohidratos:

• Sacarosa (azúcar común) • Fructosa (gaseosa) • Lactosa (leche)

• Almidón (harina). • Galactosa, xilosa, ribosa,

maltosa. • Solución de almidón

5. PROCEDIMIENTO

Reacción de Fehling:

o Tomar la muestra que se quiera analizar (normalmente una cantidad de 3 cc.)

o Añadir 1 cc. de Fehling A y 1 cc. de Fehling B. El líquido del tubo de ensayo adquirirá un fuerte color azul.

o Calentar el tubo al baño María o directamente en un mechero de Laboratorio.

o La reacción será positiva si la muestra se vuelve de color rojo-ladrillo.

o La reacción será negativa si la muestra queda azul, o cambia a un tono azul-verdoso.


62

Reacción del Lugol

Este método se usa para identificar polisacáridos. El almidón en contacto con unas gotas de Reactivo de Lugol (disolución de yodo y yoduro potásico) toma un color azul-violeta característico.

o Poner en un tubo de ensayo unos 3 cc. del glúcido a investigar. o Añadir unas gotas de lugol. o Si la disolución del tubo de ensayo se torna de color azul-violeta,

la reacción es positiva.

Reacción de Molish

o En un tubo de ensayo, colocar 2 mL de cada una de las muestras indicadas, adicionar III gotas de reactivo de Molish y mezclar. Añadir en zona (dejar resbalar por las paredes del tubo, lentamente), 2 mL de ácido sulfúrico concentrado.

o La formación de un anillo de color púrpura en la interfase indicará que la reacción es positiva.

Figura 1 Figura 2


63

Reacción de Bial o En tubos de pruebas, colocar 2 mL de cada una de las muestras

indicadas, adicionar 4 mL de reactivos de Bial, calentar en baño maría durante 10 a 15 minutos hasta ebullición.

o La coloración verde indica la presencia de pentosas.

Reacción de Seliwanoff o Colocar en tubos de pruebas 5 mL de reactivo de Seliwanoff y 3

mL de las muestras indicadas, llevar a baño maría durante 4 a 5 minutos. La coloración salmón 8rojo cereza) evidencia la presencia de cetohexosas.

Investigación de azúcares no reductores

Como se veía en la experiencia 1 la sacarosa daba la reacción de Fehling negativa, (Figura A)por no presentar grupos hemiacetálicos libres. Ahora bien, en presencia del ácido clorhídrico (HCl) y en caliente, la sacarosa se hidroliza descomponiéndose en los dos monosacáridos que la forman (glucosa y fructosa).

Técnica: Tomar una muestra de sacarosa y añadir unas 10 gotas de ácido clorhídrico al 10%. Calentar a la llama del mechero durante un par de minutos. Dejar enfriar y realizar la Prueba de Fehling. Observa el resultado (Figura B). La reacción positiva nos dice que hemos conseguido romper el enlace O-glucosídico de la sacarosa. ( Se recomienda antes de aplicar la reacción de Fehling, neutralizar con bicarbonato, Fehling sale mejor en un medio que no sea ácido.)

Figura A Figura B


64

6. REGISTRO DE RESULTADOS

Muestra R. Fehling R. Lugol R. Molish R. Bial R. Seliwanoff

Investigación de azúcares no reductores

Sacarosa Positivo Negativo

7. CUESTIONARIO

1. Indicar, ¿cuáles de los siguientes azúcares son reductores: xilosa, manosa, alosa, saxarosa, glucógeno?

2. ¿Cuál es la principal utilidad de los siguientes ensayos: - Formación de Osazonas. - Determinación de la rotación óptica. - Hidrólisis de polisacáridos.

3. Determinar la rotación específica de los siguientes azúcares: D-glucosa, D-arabinosa, D-ribosa, D-fructosa, lactosa, sacarosa, maltosa.

4. ¿Cuál es el contenido normal de azúcar en la sangre humana? 5. Indicar la diferencia entre los siguientes términos: glucemia,

hipoglucemia e hiperglucemia. 6. ¿Cuáles son las fuentes naturales de sacarosa, lactosa y maltosa? 7. ¿Cuál es la importancia de la Glucosa en el organismo humano?


65

PRÁCTICA N° 12

AMINOÁCIDOS Y PROTEINAS

RECONOCIMIENTO DE PROTEINAS

1. INTRODUCCIÓN

El nombre de las proteínas deriva de una palabra griega que significa �primero�, por lo que podemos afirmar que las proteínas son de vital importancia para el funcionamiento de las células.

Las proteínas son sustancias compuestas por carbono, hidrógeno,

oxígeno y nitrógeno, siendo el elemento característico el nitrógeno. Frecuentemente contienen además azufre y algunas proteínas tienen otros elementos como fósforo, fierro, etc.

Son una de las moléculas más abundantes en las células. Son

fundamentales para la estructura y función celular. También cumple función de catálisis enzimática, funciones contráctiles posibilitando así el movimiento; protección inmunitaria, etc. Puede decirse entonces que no existe vida sin proteínas.

Las proteínas se caracterizan por ser macromoléculas formadas por

unidades fundamentales que son los aminoácidos, es por eso que son llamados polímeros de aminoácidos. La cantidad de aminoácidos puede variar de acuerdo a la proteína. Desde el punto de vista estructural funcional, están catalogadas como poliamidas por proceder de la unión del carboxilo (COOH-) con el grupo amino (NH2) de dos alfa-aminoácidos.

Las proteínas son moléculas anfóteras, es decir, según el número relativo

de grupos carboxilo y amino libres, en solución darán reacción ácido o alcalina. En otras palabras algunas moléculas se cargarán positivamente y otras negativamente. El pH al cual una proteína determinada es eléctricamente neutra se conoce como punto isoeléctrico. Todas las proteínas son menos solubles cuando se encuentran en su punto isoelétrico. 2. OBJETIVOS

• Reconocer las proteínas identificando sus características físicas y químicas.


66

3. FUNDAMENTO

3.1 COAGULACIÓN DE PROTEÍNAS

Las proteínas, debido al gran tamaño de sus moléculas, forman con el agua soluciones coloidales. Estas soluciones pueden precipitar con formación de coágulos al ser calentadas a temperaturas superiores a los 70ºC o al ser tratadas con soluciones salinas, ácidos, alcohol, etc.

La coagulación de las proteínas es un proceso irreversible y se debe a su desnaturalización por los agentes indicados, que al actuar sobre la proteína la desordenan por la destrucción de su estructura terciaria y cuaternaria.

3.2 REACCIONES COLOREADAS

a. Reacción xantoproteica

Es debida a la formación de un compuesto aromático nitrado de color amarillo, cuando las proteínas son tratadas con ácido nítrico concentrado. La prueba da resultado positivo en aquellas proteínas con aminoácidos portadores de grupos bencénicos, especialmente en presencia de tirosina. Si una vez realizada la prueba se neutraliza con un álcali vira a un color anaranjado oscuro.

b. Reacción de Biuret

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


67

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

c. Reacción de los aminoácidos azufrados

Se pone de manifiesto por la formación de un precipitado negruzco de sulfuro de plomo. Se basa esta reacción en la separación mediante un álcali, del azufre de los aminoácidos, el cual al reaccionar con una solución de acetato de plomo, forma el sulfuro de plomo


• Baño María • Mechero Bunsen • Beaker • Rejilla con asbesto • Trípode • Bagueta • Agua destilada • Tubos de ensayo,

gradilla, vaso para calentar, mechero.

• Acido acético • HNO3 concentrado • NaOH 40% y 20% • CuSO4 1% • Acetato de plomo

5% • Clara de huevo

5. PROCEDIMIENTO

5.1 Coagulación de proteínas:

Para ver la coagulación de las proteínas se puede utilizar clara de huevo, para conseguir más volumen puede prepararse para toda la clase una dilución de clara de huevo en agua, de forma que quede una mezcla aún espesa.

• Colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de clara de huevo.

• Añadir 5 gotas de ácido acético y calentar el tubo a la llama del mechero.


68

5.2 Reacción Xantoprotéica

• Poner en el tubo de ensayo de 2 a 3 cc. de solución problema (clara de huevo ).

• Añadir 1 cc. de HNO3 concentrado. • Calentar al baño maría a 100: C.. • Enfriar en agua fría • Añadir gota a gota una disolución de sosa al 40%.

5.3 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.


69

5.4 Reacción de los aminoácidos azufrados

• Poner en el tubo de ensayo de 2 a 3 cc. de albúmina de huevo (clara de huevo).

• Añadir 2 cc. de solución de hidróxido sódico al 20%. • Añadir 10 gotas de solución de acetato de plomo al 5%. • Calentar el tubo hasta ebullición. • Si se forma un precipitado de color negruzco nos indica que se

ha formado sulfuro de plomo, utilizándose el azufre de los aminoácidos, lo que nos sirve para identificar proteínas que tienen en su composición aminoácidos con azufre.


70

6. REGISTRO DE RESULTADOS

Muestras Coagulación R. Xantoproteica R. Biuret

R. para aminoácidos

azufrados

7. CUESTIONARIO

1. ¿Por qué el ácido nítrico produce una coloración amarilla cuando se pone en contacto con la piel?.

2. Haga una relación de los aminoácidos esenciales. 3. ¿Cuál es la importancia biológica de las proteínas?


71

PRÁCTICA N° 13

LIPIDOS

RECONOCIMIENTO DE LOS LÍPIDOS

1. INTRODUCCIÓN

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

Se conoce que los lípidos son almacenados en diferentes partes del cuerpo humano y tienen gran cantidad de funciones. Algunas de ellas son:

& Forman parte de la membrana celular, fundamentalmente los fosfolípidos y el colesterol.

& Algunos constituyen hormonas como las hormonas sexuales. & Constituyen la reserva de energía de las células, principalmente

los triglicéridos, que al ser oxidados completamente liberan mayor cantidad de energía por unidad de peso que los carbohidratos.

& Al ser oxidados liberan gran cantidad de agua. & Constituyen la grasa subcutánea en los mamíferos que cumple

las funciones de reserva de energía, aislamiento térmico y amortiguación.

& Algunos como las ceras cumplen la función de protección de la superficie del organismo tanto en animales como en plantas.

Todo alimento ingerido por los animales y humanos, en exceso, es

transformado en grasas y se deposita en el tejido adiposo. 2. OBJETIVOS

• Poner de manifiesto ciertas propiedades de los lípidos, algunas de las cuales pueden servirnos para su identificación.

3. FUNDAMENTO

3.1 SAPONIFICACIÓN DE LÍPIDOS:

Las grasas reaccionan en caliente con el hidróxido sódico o potásico descomponiéndose en los dos elementos que la forman: glicerina y los ácidos grasos. Estos se combinan con los iones sodio o potasio del hidróxido para dar jabones, que son en definitiva las sales sódicas o potásicas de los ácidos grasos.


72

La reacción es la siguiente:

3.2 TINCIÓN

Las grasas se colorean en rojo anaranjado por el colorante denominado Sudan III.

3.3 SOLUBILIDAD

Las grasas son insolubles en agua. Cuando se agitan fuertemente en ella se dividen en pequeñísimas gotitas formando una "emulsión" de aspecto lechoso, que es transitoria, pues desaparece en reposo, por reagrupación de las gotitas de grasa en una capa que por su menor densidad se sitúa sobre la de agua. Por el contrario, las grasas son solubles en los llamados disolventes orgánicos como el éter, benceno, xilol, cloroformo, etc.


• Eter o cloroformo • Tinta roja en cuentagotas • Solución de Sudan III • Solución de Hidróxido de sodio al 20% • Aceite vegetal • Baño María • Mechero Bunsen • Beaker • Rejilla con asbesto • Trípode • Bagueta • Agua destilada • Tubos de ensayo, gradilla, vaso para calentar, mechero.


73

5. PROCEDIMIENTO

5.1 Saponificación:

• Colocar en un tubo de ensayo 2cc de aceite vegetal y 2cc de una solución de hidróxido sódico al 20%.

• Agitar enérgicamente y colocar el tubo al baño María de 20 a 30 minutos.

• Transcurrido este tiempo, se puede observar en el tubo tres capas: la inferior clara, que contiene la solución de sosa sobrante junto con la glicerina formada; la superior amarilla de aceite no utilizado, y la intermedia, de aspecto grumoso, que es el jabón formado.

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


74

5.2 Tinción con Sudan III

Proceder así:

• Disponer en una gradilla dos tubos de ensayo, colocando en ambos 2cc de aceite. Añadir a uno, 4 o 5 gotas de solución alcohólica de Sudán III.

• Al otro tubo añadir 4-5 gotas de tinta roja. Agitar ambos tubos y dejar reposar. Se observará en el tubo al que se le añadió Sudán, que todo el aceite aparece teñido.

• En cambio en el frasco al que se añadió tinta roja, la tinta se habrá ido al fondo y el aceita aparecerá sin teñir.

5.3 Solubilidad de los lípidos

Proceder de la siguiente manera:

• Tomar dos tubos de ensayo y poner en cada uno de ellos 2-3 cc de agua y en el otro 2-3cc de éter u otro disolvente orgánico.

• Añadir a cada tubo 1cc de aceite y agitar fuertemente. • Observar la formación de gotitas o micelas y dejar en reposo.

Se verá como el aceite se ha disuelto en el éter y en cambio no lo hace en el agua, y el aceite subirá debido a su menor densidad.


75

6. REGISTRO DE RESULTADOS Y CONCLUSIONES

7. CUESTIONARIO

1. ¿En qué consiste el proceso de enrranciamiento de una grasa?. 2. Defina �índice de saponificación de grasa y aceites�, �Indice de yodo de

grasa y aceites� 3. ¿Qué son los ácidos poliinsaturados? Importancia.


76


77


78

guia quimica completa

Documents

laboratorio y

vestido en

trabajo en

seguridad en

meta en

uso comn en

sustancias que se utilizan

ropa y se lavar