Química Analítica Lic. en Nutrición CONCEPTO DE pH Como es

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Lic. en Nutrición
CONCEPTO DE pH
Como es muy común en la práctica tratar valores muy pequeños de [H3O+] y de [OH-]
resulta más conveniente el tratamiento de esos valores en términos logarítmicos.
En 1909, Sörensen propuso la notación pH.
Se denomina pH al logaritmo negativo de la concentración de ión hidronio o lo
que es igual al logaritmo de la inversa de la concentración de ión hidronio.
pH = -log [H3O+]
pH = log 1/[H3O+]
;
La misma notación puede ser usada para otras cantidades, de modo que la aplicación
del logaritmo negativo se ha extendido a valores de [OH-], Kw, Ka, Kb, etc.
Así, la [OH-] se suele expresar como pOH
pOH = - log [OH-]
;
pOH = log 1/[OH-]
En el caso del agua pura a 25 °C, la [H3O+] = [OH-] = 1.1-7 M, por lo tanto:
pH = log 1/1.10-7 = log 1.107 = 7
pOH = log 1/1.10-7 = log 1.107 = 7
pH = pOH = 7
En las soluciones ácidas, el pH
tiene un valor menor de 7, en un rango que
comúnmente va de 7 hasta 0 (este último valor corresponde a una [H3O+] 1M ó 100). En las
soluciones alcalinas, los valores son superiores a 7, de 7 a 14, este último valor corresponde a
una [H3O+] de 1.10-14 M. Normalmente se considera que la escala de pH va desde 0 a 14, pero
es importante hacer notar que algunas soluciones pueden tomar valores de pH menores que 0
o mayores que 14 (por ejemplo -1 ó 15) si los valores de la [H3O+] son mayores que 1M o
menores que 10-14 M, respectivamente ( por ejemplo 10 M ó 1.10-15M).
Las soluciones básicas tienen valores de pOH menores de 7. Aunque ambos términos,
pH y pOH, son útiles, en la práctica se usa más la notación pH, para indicar la acidez o la
alcalinidad de una solución acuosa.
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Correspondencia entre los valores de [H3O+] y de pH
[H3O+] M 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-910-10 10-11 10-12 10-13 10-14
pH
│ │
│
│
│ │
│
│
│
│ │
│
│
│
│
0
2
3
4
6
7
8
9
11
12
13
14
1
5
Acidez creciente
Neutro
10
Alcalinidad Creciente
Debe notarse que como pH = log 1/[H3O+], el pH disminuye cuando la [H3O+]
aumenta y viceversa. Además, como las escalas de pH y de pOH son logarítmicas (no
aritméticas), todo aumento o disminución en una unidad, tanto de pH como de pOH, indica
un cambio de diez veces la [H3O+] a la [OH-].
Teniendo en cuenta que el producto iónico del agua:
Kw = [H3O+] . [OH-]
Aplicando logaritmo a ambos miembros:
log Kw = log ([H3O+] . [OH-]) ;
log Kw = log [H3O+] + log [OH-]
Multiplicando por -1 en ambos miembros:
-log Kw = -log [H3O+] – log [OH-]
;
-log Kw = pH + pOH
designado p Kw a –log Kw
pKw = pH + pOH
pKw = 14
Ejercicio de aplicación
La concentración de ión hidrógeno en una muestra de café es de 1·10-5 M. Calcule el pH y
pOH. ¿Esa muestra de café es ácida o alcalina?
[H3O+] = 1.10-5 M por definición, pH = -log [H3O+], esto es:
-log 1·10-5 , por lo tanto el pH = 5
como
pKw = pH + pOH
14 = 5 + pOH
entonces pOH = 9
El café tiene un pH = 5, por lo tanto es ácido.
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EL FENOMENO ACIDO-BASE EN SOLUCIONES ACUOSAS
Para el estudio y desarrollo del problema del cálculo de pH, se utilizará la teoría de
ácidos y bases de Bronsted – Lowry.
Autoionización del agua : El agua presenta un comportamiento anfiprótico, es decir,
se trata de una sustancia anfótera, ya que puede comportarse como ácido y como base. El
agua, incluso cuando es pura, contiene una concentración muy baja de iones que pueden
detectarse en medidas de conductividad eléctrica muy precisas. Este hecho se justifica
teniendo en cuenta que algunas moléculas actúan como dadoras y otras como aceptores de
protones, de acuerdo con la siguiente reacción ácido-base que se denomina como
autoprotólisis o autoionización del agua.
H2O ↔ OH- + H+
H+ + H2O ↔ H3O+
H2O + H2O ↔ OH- + H3O+
ácido1 + base2 ↔ base1 + ácido2
En esta reacción intervienen dos sistemas protolíticos diferentes: H2O/OH- y
H3O+/H2O. La constante de equilibrio correspondiente a esta reacción será la siguiente:
KW =
[H
3
][
O + HO −
]
[H O]
2
2
Teniendo en cuenta que la actividad (concentración) de una sustancia pura (el
disolvente) es igual a la unidad.
[
][
K W = H 3 O + HO −
]
Esta constante se conoce como constante de autoprotólisis o autoionización del agua o
producto iónico del agua. Para una temperatura de 25ºC, el valor de esta constante es 10-14.
Cuando sobre el agua pura se adiciona un ácido o una base, la concentración original
de iones hidrógeno se verá modificada. Por efecto del citado carácter anfiprótico del solvente,
frente a los ácidos aceptará protones (comportándose como base) en tanto que frente a las
bases, cederá protones (comportándose como ácido). El agua, no es por lo tanto, un simple
medio de soporte que permite a los ácidos y a las bases desplegar sus propiedades
características, sino que interviene activamente en el proceso de protólisis.
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En agua pura, que es considerada neutra, las concentraciones de los iones hidronio e
hidroxilo son iguales
[H
3
][
]
O + = HO − = K w = 10 −7
Las concentraciones de los iones hidronio e hidroxilo se utilizan para medir la acidez o
basicidad de una disolución:
medio neutro [H3O+] = [OH-] = 10-7 M
medio ácido [H3O+] > 10-7 M , [OH-] < 10-7 M
medio básico [H3O+] < 10-7 M , [OH-] > 10-7 M
Las concentraciones de estos iones en disolución son generalmente cantidades
pequeñas, normalmente menores de 1 M y, a menudo, mucho menores. Con objeto de
simplificar la escritura del valor numérico de estas concentraciones, en 1909 el bioquímico
danés Soren Sorensen introdujo el concepto de pH para indicar el potencial del ion hidrógeno.
En función de [H3O+] el concepto de pH se puede definir como:
pH = - log [H3O+]
De modo análogo se puede definir la magnitud pOH.
pOH = - log [OH-]
Se puede obtener otra expresión útil tomando el logaritmo cambiado de signo de la
constante Kw, que se ha indicado para 25ºC e introduciendo el símbolo pKw.
Kw = [H3O+] [OH-] = 10-14
- log Kw = - log ([H3O+] [OH-]) = - log (10-14)
pKw = - (log [H3O+] + log [OH-]) = - (- 14)
pKw = - (log [H3O+] - log [OH-]) = 14
pKw = pH + pOH = 14
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Teoría de ácidos y bases de Bronsted y Lowry
Fue propuesta en 1923 por J.N. Bronsted en Dinamarca y T.M. Lowry en Gran
Bretaña de forma independiente, y considera a los ácidos como sustancias que en disolución
ceden protones y a las bases como sustancias que en disolución aceptan protones.
Un ácido y la base que se forma cuando cede un protón (base conjugada) constituyen
un sistema conjugado. Un ácido y su base conjugada forman una pareja ácido-base. Tanto los
ácidos como las bases pueden ser moléculas neutras, cationes o aniones.
NH4+ ↔ NH3 + H+
CH3COOH ↔ CH3COO- + H+
H2CO3 ↔ HCO3- + H+
-
HCO3 ↔ CO32- + H+
Algunas sustancias, como el ion bicarbonato, pueden actuar como ácido y como base.
Estas sustancias se las conoce como anfóteras, y su comportamiento se dice que es
anfiprótico.
Los equilibrios anteriormente indicados no pueden tener lugar de manera aislada, ya
que un protón tan solo puede existir libre en disolución acuosa 10-14 segundos debido a su
pequeño radio iónico y a su carga positiva (densidad de carga positiva alta). De este modo, el
protón se une inmediatamente a otra molécula o ion, normalmente una molécula de
disolvente. Así, las reacciones indicadas sólo tienen lugar si dos parejas ácido-base o sistemas
protolíticos se encuentran presentes simultáneamente en la disolución.
sistema 1
ácido1 ↔ base1 + H+
sistema 2
H+ + base2 ↔ ácido1
ácido1 + base2 ↔ base1 + ácido2
De este modo, una reacción ácido-base es el resultado de una transferencia de protones
entre el ácido y la base de dos sistemas protolíticos. Esta transferencia de protones se conoce
como protólisis.
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El comportamiento como ácido o base de un determinado compuesto viene
determinado en gran parte por las propiedades del disolvente en el que está disuelto. En este
curso tan solo se tratan los equilibrios en disolución acuosa, pero hay que saber que el
comportamiento de las especies ácidas o básicas puede ser diferente en otros disolventes.
Cuando el disolvente es agua, ésta puede actuar como ácido o base en función de las
características del soluto.
Disolución de ácido acético en agua
CH3COOH ↔ CH3COO- + H+
H+ + H2O ↔ H3O+
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+
ácido1 + base2 ↔ base1 +
ácido2
El catión H3O+ representa el ácido conjugado de la base H2O y se denomina ion
hidronio.
Disolución de amoniaco en agua
NH3 + H+ ↔
NH4+
H2O ↔ HO- + H+
NH3 + H2O ↔ NH4+ + HObase1 + ácido2 ↔ ácido1 + base2
-
El anión OH es la base conjugada del ácido H2O y se denomina ion hidroxilo.
Así, la acidez o basicidad de una disolución se puede expresar utilizando estas
magnitudes:
medio neutro pH = pOH = 7
medio ácido pH < 7, pOH > 7
medio básico pH > 7, pOH < 7
Por lo expuesto en el agua no puede existir un ácido más fuerte que el ion hidrónio,
como tampoco una base más enérgica que el ion hidroxilo.
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LABORATORIO Nº 2
Carácter Ácido, Básico o Neutro de Sustancias Usadas en la Vida Diaria
Objetivos
Extraer el colorante del repollo morado y utilizarlo como indicador ácido-base.
Utilizar como indicador ácido-base el extracto alcohólico de colorante presente en
repollo.
Reactivos :
Material de laboratorio:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
1- Tubos de Ensayos
2- Gradilla
3- Pipeta
Extracto de Antocianinas
Leche
Vinagre CH3COOH
Bicarbonato de Sodio NaHCO3
Jugo de Limón H3C6H5O7
Ácido Clorhídrico HCl
Antiácido Mg(OH)2
Hidróxido de Sodio NaOH
Cloruro de Sodio NaCl
Introducción
Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene
lugar una reacción de neutralización. Esta reacción es en la que generalmente se forma agua y
sal.
Las propiedades de los ácidos y de las bases nos permiten reconocerlos, es decir, si
tenemos
una
disolución
cuya
naturaleza
es
desconocida,
podemos
comprobar
experimentalmente si se trata de una disolución ácida o básica.
¿Cómo podemos darnos cuenta de que una sustancia es un ácido o una base? Mediante
la observación es posible detectar las propiedades que caracterizan a cada tipo de sustancia.
Se puede definir un ácido como aquella sustancia que cuando está disuelta en agua:
• Es ácida al gusto, como por ejemplo el limón,
• Vira el papel tornasol al rojo,
• Reacciona con ciertos metales, como el cinc, liberando gas hidrógeno.
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Por su parte, una solución alcalina, o de carácter básico:
• Es amarga al gusto,
• Vira el papel tornasol al azul,
• Se siente untuosa o resbaladiza al tacto.
La forma más sencilla y segura de determinar si una sustancia es un ácido o una base
consiste en disolver en agua esa sustancia y luego, poner la solución en contacto con papel
tornasol. Éste es un indicador ácido-base que proviene de una mezcla de compuestos
extraídos de ciertas plantas que se encuentran principalmente en Holanda. En esta mezcla de
compuestos hay un colorante que se denomina eritrolitmina, que se torna rojo frente a los
ácidos y azul frente a las bases.
Los indicadores ácido-base son sustancias que modifican su estructura química en
presencia de ácidos y bases. Este cambio de estructura produce un cambio en el color de la
sustancia. Las flores, como muchos productos naturales, contienen indicadores ácido-base.
Si representamos la forma molecular del indicador como HIn (forma ácida) y la forma
ionizada como In- (forma básica) la ecuación que da cuenta de la reacción ácido - base es:
In- + H+
HIn
De acuerdo al desplazamiento de este equilibrio, se explica que pasa cuando se
adiciona al indicador unas gotas de ácido o de base.
Si nos encontramos en un medio ácido, los iones In- se combinan con los iones H+ para
dar moléculas de HIn y el equilibrio iónico anterior se desplaza hacia la izquierda.
Por el contrario, si el medio es básico los iones OH- se combinan con los iones H+ para
dar agua e iones In- y el equilibrio iónico anterior se desplaza hacia la derecha.
El cambio neto de color del indicador se denomina viraje, y el intervalo de pH en el
que se produce el cambio de color se denomina intervalo de viraje y con lo cual nos podemos
dar cuenta del desplazamiento del equilibrio.
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Antocianinas
Las antocianinas son un grupo de pigmentos hidrosolubles ampliamente distribuidos
en el reino vegetal, cuyo color puede variar del rojo al azul, pasando por una amplia gama de
tonalidades. Pertenecen al grupo de los bioflavonoides y estos a una amplia familia de
fotoquímicos que se conocen como flavonoides.
Las antocianinas se mostraron como los más potentes antioxidantes de entre 150
flavonoides diferentes. Son los colorantes naturales (pigmentos hidrosolubles) de algunas
plantas que se pueden encontrar en; hojas, flores, frutos y semillas. Comprenden
principalmente los colores rojos, violetas y azules y las protegen de la luz ultravioleta. Se
encuentran en; arándano, maíz azul, frambuesa, cereza, col lombarda, ciruelas, uva madura y
en otros vegetales con colores que van desde rojo al azul pasando por el naranja.
En un reciente estudio comparativo entre el maíz azul y el arándano azul, se descubrió
que el maíz tenía un contenido cuatro veces superior en antocianinas que el arándano azul,
siendo la cianidina la más abundante en el maíz azul y la que posee más actividad
antioxidante.
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El color de las antocianinas varía en función del pH y de su estructura. En general,
dichas sustancias adquieren un color rojo en medio ácido y cambian de color a azul oscuro
cuando el pH se hace básico, pasando por el color violeta.
Col lombarda
rojo
color intenso
pH
2
rojo
violeta
4
violeta
azul
violeta
azul
verde
azulado
verde
6
7
9
10
12
amarillo
13
El repollo morado tiene como nombre científico Brassica oleracea, variedad capitata,
su color se debe a la presencia de un pigmento llamado antocianina. La fuerza de este color
puede depender en gran medida de la acidez (pH) del suelo, las hojas crecen más rojas en
suelos de carácter ácido mientras que en los alcalinos son más azules. Este pigmento resulta
ser un electrolito de carácter débil con características ácido-base, la cual permite que actúe
como indicador de la acidez o basicidad de una solución acuosa.
Además se produce un cambio de color entre la forma neutra y la ionizada, lo que lo
convierte en un indicador ácido-base similar a la fenolftaleina, naranja de metilo u otros. La
función del extracto de repollo es que al mezclar este con las soluciones estas pueden cambiar
de color y así se pueda reconocer un ácido o una base.
Procedimiento
En el presente experimento se realizan reacciones químicas que ocurren en
disoluciones acuosas, con el fin de aprender a identificar si una sustancia domestica es ácida,
básica o neutra, para ello utilizaremos los indicadores ácido-base, los cuales son por lo
general un ácido orgánico o una base orgánica débil que tiene colores claramente diferentes
en sus formas ionizadas y no ionizadas.
Cortar el repollo lo más fino posible, colocar en vaso de precipitado, adicionar
solución de alcohol (50%) hasta cubrir, agitar.
Una vez que se observe coloración proceder a filtrar.
Usar el filtrado separado en los tubos de ensayo para comprobar la acidez de las
diferentes sustancias a ensayar.
Observar las coloraciones.
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I. Ensayo para leche
1. En un tubo limpio agregar 1 mL de disolución de colorante de repollo (indicador) y
luego añadir unas gotas de leche.
2. Registrar en su cuaderno de anotaciones color, valor de pH estimado y conclusiones
respecto del carácter ácido-base de cada sustancia ensayada.
3. Lavar y enjuagar con agua destilada todo el material de laboratorio, en especial los
tubos de ensayo y pipetas, después de cada experiencia.
II. Ensayo para jugo de limón
1. En un tubo limpio agregar 1 mL de disolución de colorante de repollo (indicador) y
luego añadir unas gotas de jugo de limón.
2. Registrar en su cuaderno de anotaciones color, valor de pH estimado y conclusiones
respecto del carácter ácido-base de cada sustancia ensayada.
3. Lavar y enjuagar con agua destilada todo el material de laboratorio, en especial los
tubos de ensayo y pipetas, después de cada experiencia.
III. Ensayo para vinagre
1. En un tubo limpio agregar 1 mL de disolución de colorante de repollo (indicador)
luego añada unas gotas de Vinagre (ácido acético CH3COOH).
2. Registrar en su cuaderno de anotaciones color, valor de pH estimado y conclusiones
respecto del carácter ácido-base de cada sustancia ensayada.
3. Lavar y enjuagar con agua destilada todo el material de laboratorio, en especial los
tubos de ensayo y pipetas, después de cada experiencia.
IV. Ensayo para antiácidos
1. En un tubo limpio agregar 1 mL de disolución de colorante de repollo (indicador)
luego añada unas gotas de de antiácido [Mg (OH)2] .
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2. Registrar en su cuaderno de anotaciones color, valor de pH estimado y conclusiones
respecto del carácter ácido-base de cada sustancia ensayada.
3. Lavar y enjuagar con agua destilada todo el material de laboratorio, en especial los
tubos de ensayo y pipetas, después de cada experiencia.
V. Ensayo para reactivos químicos usados en el laboratorio
1. En tres tubos de ensayo limpios agregar 1 mL de disolución de colorante de repollo
(indicador) en cada uno, marcar cada tubo para diferenciar, y luego adicionar:
a) gotas de bicarbonato de sodio [NaHCO3]
b) gotas de carbonato de sodio [Na2CO3]
c) gotas de hidróxido de sodio [NaHO]
2. Registrar en su cuaderno de anotaciones color, valor de pH estimado y conclusiones
respecto del carácter ácido-base de cada sustancia ensayada.
3. Lavar y enjuagar con agua destilada todo el material de laboratorio, en especial los
tubos de ensayo y pipetas, después de cada experiencia.
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MATERIAL DE LABORATORIO
Para una correcta realización del trabajo de prácticas es necesario familiarizarse con
los nombres, manejo, aplicaciones, precisión del material de laboratorio, etc.
MEDIDA DE MASA
Balanza analítica: La determinación de la masa de las sustancias se
realiza habitualmente mediante una balanza monoplato. Este aparato se
calibra y se tara.
La lectura, con una precisión de ±0,001 g, es
prácticamente instantánea. La sustancia a medir nunca se deposita sobre el
plato de la balanza. Si es un sólido, se emplea un vidrio de reloj, vaso de
precipitados o un papel de filtro con los que previamente se haya tarado
la balanza. Si es un líquido, éste puede pesarse sobre un vaso de
precipitados, un matraz o un erlenmeyer que estén limpios y secos por
debajo.
MEDIDA DE VOLUMEN Y MANEJO DE DISOLUCIONES
La mayor parte de los instrumentos empleados en el laboratorio son de vidrio por ser
éste transparente, de fácil limpieza, inerte químicamente y resistente a altas temperaturas. Los
materiales que se utilizan para la medida de volúmenes están normalmente calibrados a una
determinada temperatura. Debido al riesgo inherente de ruptura y cortes, el material de vidrio
ha de sujetarse con firmeza pero evitando tensiones que provoquen su ruptura.
Probeta: Es un cilindro graduado provisto de un pie. La probeta se usa cuando la
precisión en la medida de volúmenes no deba ser muy elevada. Típicamente, se
miden volúmenes de disolventes (agua, metanol, etc.).
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Pipeta Aforada: es un tubo cilíndrico con un ensanchamiento central que mide
volúmenes fijos con gran precisión (5, 10, 20, 25 mL, etc. según el aforo).
Presentan dos señales de enrase o aforo. Para cargar la pipeta, se aspira el líquido
por la parte superior con la ayuda de una pera de goma hasta el enrase superior y se
descarga hasta el enrase inferior sobre un matraz o vaso de precipitados.
Bureta: es un tubo cilíndrico graduado con estrechamiento en su parte inferior
provisto de una llave. La bureta permite medir y controlar capacidades no
conocidas a priori (por ejemplo, en valoraciones). Después de la carga de la bureta
yantes de su uso, se debe tener la precaución de que no queden burbujas de aire en su
interior.
Matraz Aforado: está provisto de un cuello largo y una señal de aforo que
indica su capacidad. Este recipiente, con un volumen muy preciso, se utiliza
para preparar disoluciones de una concentración dada. Posee un tapón para
homogeneizar la disolución mediante agitación.
Normalmente, el material de vidrio que se usa para medir disoluciones se
enjuaga previamente con una pequeña porción de la misma disolución a
emplear
En aquellos recipientes de cuello estrecho (pipeta, bureta, matraz aforado) se forma un
MENISCO que es la superficie cóncava o convexa que separa a la fase líquida (disolución) de
la fase gas (aire). Las fuerzas de ADSORCIÓN entre la superficie del vidrio y la disolución
provocan la curvatura del menisco.
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LA LECTURA DEL VOLUMEN HA DE REALIZARSE DE TAL MODO QUE LOS OJOS
ESTÉN EN UN PLANO TANGENTE AL MENISCO
0
0,1
0,2
Posición incorrecta
de lectura
0,3
0,4
Menisco con una lectura de 0,5 mL
0,5
0,6
Posición correcta
de lectura
Peras de goma: conectadas a la boca superior de una pipeta facilitan la succión de líquido
sin más que provocar un depresión (apretar A y oprimir la pera) y oprimir la válvula S. Para
expulsar el líquido, se abre la válvula E.
A
Provocar una depresión apretando
la válvula A y oprimiendo la pera
para expulsar el aire de su interior
Al apretar la válvula E la
pipeta se descarga
S
E
Apretar la válvula S para
cargar la pipeta por succión
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MATERIAL DE VIDRIO PARA CONTENER REACTIVOS
Cuentagotas: maneja cantidades muy pequeñas de líquidos. 20 gotas son
aprox. 1 mL
Tubo de ensayo: recipiente de pequeña capacidad en el que se realizan las reacciones
cualitativas. Antes de calentarlo en llama, hay que asegurarse de que esté seco. Nunca
debe enfriarse con agua.
Matraz Erlenmeyer: recipiente de paredes inclinadas de usos similares al
vaso de precipitados. Su forma disminuye el riesgo de salpicaduras y
proyecciones y facilita la agitación ininterrumpida de su contenido. Las
marcas indican volúmenes aproximados.
Vidrio de reloj: se usa para pesar sustancias sólidas o desecar pequeñas
cantidades de disolución.
Vaso de precipitados: recipiente cilíndrico que se usa para realizar
precipitaciones, ataques con ácidos o bases, disoluciones, etc. Puede estar
graduado, pero las marcas indican volúmenes aproximados.
Embudo de decantación: recipiente de forma cónica invertida con dos aberturas. En
la superior se ajusta un tapón y en la inferior hay una llave. Se utiliza en las
operaciones de extracción líquido-líquido.
Matraz kitasato: similar al matraz Erlenmeyer. Tiene una tubo lateral para hacer
depresión en su interior. Conjuntamente con un Embudo Buchner y una trompa
de agua se usa para realizar filtraciones por succión.
Cajas de Petri: Son utilizadas en bioquímica para llevar a cabo cultivos de
microorganismos.
Cristalizador: Vaso de paredes anchas de mayor diámetro que altura en el que se
suelen llevar a cabo las cristalizaciones. También tiene múltiples usos como
recipiente auxiliar.
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OTRO MATERIAL DE USO COMUN EN EL LABORATORIO
Cucharillas y Espátulas: utensilios metálicos que sirven para extraer de los frascos y
dispensar los reactivos sólidos. Para evitar contaminar los productos, las
cucharillas y espátulas deben mantenerse perfectamente limpias y secas.
Varilla de vidrio: es un tubo de vidrio macizo con múltiples aplicaciones en el laboratorio
que van desde agitar disoluciones, tomar muestras líquidas, servir de guía en el trasvase de
líquidos, arrastre de sólidos, etc.
Gradilla: soportes para tubos de ensayo que suelen ser metálicos, de
plástico o madera.
Picetas o Frasco Lavador : El uso continuado de agua destilada, ya sea para
disolver ya sea para lavar, requiere un recipiente que facilite el vertido del agua.
Embudo: además de utilizarse para facilitar el trasiego de líquidos hacia
recipientes de boca estrecha, en el laboratorio de Química se utiliza como soporte
del papel de filtro en las filtraciones por gravedad. El papel de filtro se sujeta
humedeciéndolo.
Embudo Buchner: se usa para la separación de sólidos de disolventes por
succión. Una placa filtrante sobre la parte cónica soporta el papel de filtro.
Termómetro: los termómetros de mercurio deben ser manejados con exquisito cuidado. En
un laboratorio de Química se disponen de termómetros graduados hasta 100, 200, o 300
o
grados celsius C
Mortero: se usa para la disgregar y/o pulverizar sustancias en el laboratorio,
pueden ser de cerámica, vidrio, ágata, etc.
Crisol recipiente en forma de vaso para realizar reacciones a muy altas
temperaturas como por ejemplo la calcinación de sólidos a 800 οC.
Cápsula de Evaporación: se usa para secar al aire productos sólidos
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Pinzas para tubos de ensayo: normalmente hechas de madera. Se usan para sujetar los tubos
de ensayo que han de ser calentados a la llama del mechero. Obviamente, debe evitarse la
exposición directa a la llama.
Soportes: placa metálica a la cual se atornilla una varilla también
metálica de unos 60 cm de altura. Sobre la varilla se ajustan pinzas,
aros y nueces que a su vez sirven para sujetar el material de vidrio en
la meseta de trabajo (buretas, embudos, etc.)
Rejilla de Amianto: salvo los tubos de ensayo, la llama de un mechero no se aplica
directamente al material de vidrio. Este se coloca sobre una rejilla metálica que tiene un
círculo de amianto que reparte uniformemente el calor. La rejilla se coloca sobre un trípode
metálico de altura adecuada.
Escobilla: la limpieza del material de vidrio es muy importante. Suelen utilizarse escobilla y
detergente líquido. En ocasiones, un estropajo metálico también puede ser de gran ayuda.
Centrífuga: Aparato para acelerar la sedimentación de partículas
coloidales o macromoléculas en una disolución generando un campo
5
gravitatorio centrífugo de hasta 10 g por rotación. La muestra se
introduce en un cilindro (tubo de centrífuga) que acompañado por un
blanco de compensación se hace rotar rápidamente alrededor de un eje.
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Lic.
ic. een Nutrición
FUENTES DE CALOR
R EN EL LABORATORIO. MATERIAL CAL
CALEFACTOR
Mechero de Bunsen: se utiliza
uti
en el laboratorio para el calentamiento
iento no controlado de las
muestras. Se trata de un dispositivo
dis
muy sencillo que facilita la combustión
combu
prácticamente
completa del gas natural
ural gracias
gr
a la mezcla íntima entre el gas
as (combustible)
(co
y el aire
(comburente) a lo largo
o de la chimenea del mechero. Regulando la entrada
entrad de aire se consigue
una llama azul de gran poder calorífico. El uso del mechero requiere precaución.
prec
Para realizar tratamientos
ntos térmicos controlando el tiempo y laa temperatura
tem
se utilizan
principalmente hornoss eléc
eléctricos que funcionan mediante calentami
ntamiento de resistencias
eléctricas y disponen dee un termostáto y de un termómetro. Se distinguen
nguen dos tipos de hornos:
o
la estufa y mufla. Una estufa
estuf alcanza temperaturas moderadas (100-300
300 C) mientras que una
mufla puede alcanzar temperaturas
tempe
de hasta 1500 οC gracias a su revestimiento
reves
de material
refractario. Las estufass se suelen
s
utilizar para secar mientras que las muflas se usan para
calcinar las muestras conteni
ontenidas en crisoles, por ejemplo.
Las placas calefactoras o calentadores son superficies metálicas calentadas
calent
por resistencias
eléctricas sobre la quee se deposita
d
un matraz o vaso de precipitados
ados con
c lo que se quiera
calentar. Un termostato
o proporciona
prop
una temperatura más o menoss constantes.
con
Estas placas
suelen incorporar un agitador
agitad magnético mediante el cual, un imán
án recubierto
re
de material
inerte químicamente see introduce
intr
en la disolución y gira a determinad
rminadas revoluciones por
minuto. Otro material calefactor
calefa
es la manta eléctrica
con una forma semiesférica
sférica adaptada a los matraces
bombilla. Las mantas eléctricas
eléctric se usan en procesos de
síntesis y en separaciones
nes por
po destilación.
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Tema 3