DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE CIENCIAS BÁSICAS QUÍMICA MANUAL DE LABORATORIO RUBÉN ROBERTO CUEVA GARCÍA ANTONIO FERNANDO QUEZADA REYES LUISA FERNANDA RAMIREZ LUIS LENS SARDON RODOLFO PUMACHAGUA NORA ALVINO DE LA SOTA JEAN PAUL MIRANDA . PRIMER AÑO LIMA – PERÚ 2019 I USMP-FMH QM 2017 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO PROGRAMACIÓN DE PRÁCTICAS Semana Fecha 1 04 Marzo 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 11 Marzo 18 marzo 25 Marzo 01 Abril 08 Abril 15 Abril 22 Abril 29 Abril 06 Mayo 13 Mayo 12 20 Mayo 13 14 15 27 Mayo 03 Junio 10 Junio 16 17 Junio PRACTICA .Normas de seguridad y reconocimiento de Material y equipos de laboratorio Mechero Bunsen, coloración a la llama. Tabla períodica Enlace químico Preparación de soluciones, concentraciones pH y soluciones buffer Titulacion, VIRTUAL Semana de exámenes parciales Espectrofotometria Isomería, modelos moleculares. Estereoisomería Compuestos oxhidrilados, identificación de alcoholes y fenoles. Tipos de alcoholes Compuestos carbonílicos. Identificación de aldehídos y cetonas. Acidos carboxílicos.. Carbohidratos, identificación y propiedades Cromatografia de aminoacidos Aminoácidos, identificación. Proteínas, identificación y propiedades Semana de exámenes finales --2-- FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO PRÁCTICA 01 NORMAS DE SEGURIDAD Y RECONOCIMIENTO DE MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO I. INTRODUCCIÓN El laboratorio es el ambiente físico donde los científicos y los técnicos obtienen datos experimentales que permiten sustentar una investigación. Pero también se sabe que este arduo y dedicado trabajo sólo es factible cuando se ha establecido la normativa para proteger la salud de las personas que puedan estar expuestas a riesgos relacionados con la exposición a agentes biológicos, químicos, y físicos. La bioseguridad es un conjunto de medidas probadamente eficaces para evitar la adquisición accidental de infecciones con organismos patógenos contenidos en las muestras de fluídos corporales, así como los riesgos relacionados con la exposición a agentes químicos, físicos o mecánicos a los que está expuesto el personal en los laboratorios. Sólo si las personas que trabajan en los laboratorios conocen las normas de bioseguridad y las aplican, pueden determinar su propia seguridad, la de sus compañeros y la de la colectividad. El personal de laboratorio debe cumplir con las normas de bioseguridad y los directivos de la institución deben cumplir con brindar las facilidades para que estas normas sean aplicadas. En el laboratorio de química específicamente, los alumnos se encuentran frente a diversas sustancias que pueden resultar altamente peligrosas para la salud y la vida de quienes las manipulan, por tanto es muy importante que todos los frascos y botellas que las contienen estén debidamente rotulados y además deben indicar el grado de peligrosidad que dicha sustancia demanda. A continuación se observa un símbolo muy común en botellas que contienen sustancias tóxicas: Cuando nos encontramos frente a este símbolo inmediatamente nos damos cuenta que se tarta de una sustancia muy dañina. --3-- FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO Otros laboratorios como los del Instituto Peruano de Energía Nuclear, presentan este símbolo. En laboratorios donde se trabajan con materiales biológicos como bacterias, hongos o virus. ¡Peligro de contaminación! En general también nos podemos encontrar con otros símbolos que indican prohibición, o que indican las de seguridad: PROHIBIDO FUMAR II. zonas SALIDA DE EMERGENCIA OBJETIVOS Asegurar las condiciones de seguridad adoptando medidas preventivas para eliminar y/o disminuir los riesgos asociados a las prácticas de química. Especificar las normas, precauciones, prohibiciones o protecciones, necesarios para eliminar o controlar los riesgos. --4-- FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Informar y formar al alumno sobre los riesgos específicos existentes en cada práctica. Planificar las prácticas con el objeto de facilitar procedimientos seguros para la salud. III. INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO 1. HÁBITOS PERSONALES A RESPETAR EN EL LABORATORIO Prohibido comer y beber. Prohibido fumar. Prohibido hablar por teléfono celular. No realizar reuniones o celebraciones. Sólo ingresan al laboratorio con un lapicero, la guía de prácticas y un cuaderno de apuntes. Llevar una bata o un mandil de laboratorio que cubra los brazos, el torso y hasta las piernas dado que es posible dañar la piel o estropear el vestido en un accidente de laboratorio. Mantener abrochado el mandil. Se recomienda además no usar sandalias, ya que un eventual derrame de algún reactivo químico podría dañar los pies. También es necesario llevar el cabello recogido ya que muchos accidentes se han iniciado con el cabello suelto y largo. No colocar mochilas, bolsos o maletines encima de la mesa de trabajo. Lavarse las manos antes y despues de dejar el laboratorio. No utilizar prendas cortas (minifaldas,short,vestidos,etc). 2. HÁBITOS DE TRABAJO A RESPETAR EN EL LABORATORIO Leer muy cuidadosamente y con anticipación las instrucciones que se dan en cada experimento. Antes de ir al laboratorio, el alumno debe saber bien lo que se va a hacer. Efectuar solamente las experiencias señaladas o aprobadas por el profesor. Las experiencias no autorizadas están prohibidas. Leer las etiquetas antes de utilizar los reactivos químicos. Si se encuentra con frascos sin etiqueta, consultar con el profesor encargado o con el técnico de laboratorio. Obtener las sustancias químicas de los frascos de reactivos, en un vaso de precipitados o en un tubo de ensayos limpio, cuidando de no usar cantidades mayores que las necesarias. Nunca regresar sustancia alguna no utilizada al frasco original ni emplear un reactivo, sin estar seguro que tal, es el requerido. No abandonar aparatos funcionando sin vigilancia. Evitar tocar sin guantes cualquier sustancia química. Inclusive existen sustancias que destrozan los guantes, por tanto lo mejor es utilizar espátulas para manipular sólidos y pipetas con bombilla de succión para líquidos. No llevar a la boca ni pipetear con la boca sustancias químicas, peligro de muerte. 4 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Jamás acercar a la nariz ninguna clase de reactivos, ya que esto puede dañar las vías respiratorias. Antes de retirarse del laboratorio, lavar los materiales utilizados en la práctica. IV. SEGURIDAD EN EL LABORATORIO La mayoría de sustancias que se utilizan en las prácticas de química son potencialmente peligrosas. Muchos de los procedimientos que se emplean, tales como calentar tubos directamente al mechero, o beakers en la cocinilla son de alto riesgo. Al calentar o destilar líquidos volátiles o inflamables, como éter etílico, sulfuro de carbono, cloroformo, acetona, etc. se debe hacer siempre en baño de agua, aceite, arena o en parrillas eléctricas con cubierta metálica y preferentemente en la campana de humos. Por ningún motivo se dejarán disolventes volátiles, tales como los mencionados, cerca de flamas. En el caso de inflamarse un líquido, procurar cubrir el recipiente con una luna de reloj, tela de asbesto, vaso de precipitados o con un matraz vació; cerrar las llaves del gas, evitar la propagación del fuego y CONSERVAR LA SERENIDAD. El Ácido Sulfúrico (H2SO4), Ácido Clorhídrico (HCl), Ácido Nítrico (HNO3), e Hidróxido de Sodio (NaOH) van a ser comunes en las prácticas de laboratorio, por lo cual jamás se deberá tocar, oler o jugar con estas sustancias por ser muy corrosivas. 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. MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO Es de gran importancia reconocer e identificar los diferentes instrumentos y/o herramientas de laboratorio, ya que de esta manera seremos capaces de utilizarlos adecuadamente y también de llamarlos por su nombre y conocer su utilidad. I. OBJETIVOS: Conocer y Familiarizarse con los materiales de laboratorio. II. OBJETIVOS ESPECÍFICOS Identificar por nombres cada uno de los laboratorio para realizar las prácticas. instrumentos utilizados en el 5 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Comprender e identificar la utilidad de los instrumentos y equipo de laboratorio. 1. MATERIAL DE VIDRIO 1.1. Balon de fondo plano Usos: Sirve para preparar soluciones o reacciones químicas. Características: Son recipientes de vidrio, esféricos, provistos de un cuello. Observaciones: Algunos tienen marcada una determinada capacidad (aforados). 1.2. Bureta Usos: Se utiliza en volumetría para medir con gran precisión el volumen de líquido vertido. Características: Es un tubo largo de vidrio, abierto por su extremo superior y cuyo extremo inferior, terminado en punta, está provisto de una llave. Al cerrar o abrir la llave se impide o se permite, incluso gota a gota, el paso del líquido. El tubo está graduado, generalmente, en décimas de centímetro cúbico. Observaciones: Los dos tipos principales de buretas son las buretas de Geissler y las de Mohr. En estas últimas la llave ha sido sustituida por un tubo de goma con una bola de vidrio en su interior, que actúa como una válvula. En las de Geissler, la llave es de vidrio esmerilado; se debe evitar que el líquido esté mucho tiempo en contacto con la bureta, pues determinados líquidos llegan a obstruir, e incluso inmovilizar, este tipo de llaves. 1.3. Placa petri Usos: Son utilizadas en microbiología para llevar a cabo cultivos de microorganismos. 1.4. Embudos Usos: Se emplean para filtrar sustancias liquidas o simplemente para trasvasarlas de un recipiente a otro. Características: Posee forma cónica con cuello convergente abierto. 1.5.Matraz erlenmeyer Usos: Se emplea en el laboratorio para calentar líquidos cuando hay peligro de pérdida de vaporización ,o para titular en el análisis cuantitativo. Observaciones: Se pueden calentar directamente sobre la rejilla. 1.6.Pipeta graduada 6 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Usos: Se utiliza para medir o transvasar con exactitud pequeñas cantidades de líquido. Características: Es un tubo de vidrio abierto por ambos extremos . Su extremo inferior, terminado en punta, se introduce en el líquido; al succionar por su extremo superior, el líquido asciende por la pipeta . 1.7.Probeta graduada: Usos: que se utiliza, sobre todo en análisis químico, para contener o medir volúmenes de líquidos de una forma aproximada. Características: Es un recipiente cilíndrico de vidrio con una base ancha, que generalmente lleva en la parte superior un pico para verter el líquido con mayor facilidad. Observaciones: Cuando se requiere una mayor precisión se recurre a otros instrumentos, por ejemplo las pipetas. 1.8.Refrigerante: Usos: Se usa para enfriar o condensar vapores calientes que se desprenden del balón de destilación , por medio de un líquido refrigerante que circula por él. Características: Aparato de laboratorio de vidrio ,compuesto por un tubo circular y, en el interior, de en tubo en forma de espiral. Observaciones: También es llamado condensador. 1.9.Tubos de ensayo Usos: Se emplean para calentar , disolver o hacer reaccionar pequeñas cantidades de sustancias. Se emplea para realizar los ensayos o pruebas de laboratorio. Características: Son cilindros de vidrio cerrados por uno de sus extremos. Los hay de vidrio ordinario y de “PIREX”. 1.10.Vasos de precipitado Usos: Se usan para preparar , disolver o calentar sustancias y obtener precipitados . Características: Son cilíndricos y en la boca llevan un pequeño apéndice en forma de pico para facilitar el vertido de las sustancias cuando se transvasan. 1.11.Varilla de agitación 7 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Usos: Se utiliza para agitar las disoluciones con varillas huecas, mediante su calentamiento con el mechero y posterior estiramiento, se consiguen capilares. Observaciones: Hay que tener cuidado con el vidrio caliente, ya que por su aspecto no se diferencia del frío y se pueden producir quemaduras. 2. MATERIAL DE PORCELANA 2.1.Cápsula de porcelana: Usos: Se emplea para evaporaciones debido a su poca profundidad en relación con su diámetro. Características: Recipiente circular de fondo plano. Observaciones: También se usa para secar sólidos , y para fundir sustancias de temperatura de fusión no muy elevada. 2.2.Embudo buchner Usos: Se utiliza para filtrar sustancias pastosas. Características: Es un embudo con la base agujereada. Observaciones: Se acopla por su extremo inferior mediante un corcho taladrado al matraz kitasato. Encima de los orificios se coloca un papel de filtro. 2.3.Morteros Usos: Se utilizan para disgregar, moler o reducir el tamaño de las sustancias, mediante la presión ejercida. Características: Suelen ser de porcelana o de vidrio. 3. MATERIAL DE METAL 3.1. Escobilla Usos: Se utiliza para la limpieza del material de laboratorio. Características: Es un alambre, al cual se le a agregado una esponja o cerdas en la parte media superior. 3.2. Espátula: 8 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Usos: Sirve para sacar las sustancias sólidas de los recipientes que lo contienen. Características: platina triangular con mango de madera. Observaciones: Es muy útil para extraer pequeñas cantidades de sustancia de los frascos de reactivo y para desprender los sólidos recogidos en los filtros. 3.3. Gradilla Usos: Se utilizan para sostener los tubos de ensayo. Características: Pueden ser de metal, madera o plastico. 3.4. Malla de asbesto Usos: Se usa para proteger el fuego directo el material de vidrio que va a sufrir calentamiento. Características: La malla de asbesto Observaciones: Se suelen colocar encima del mechero, apoyadas en un aro sujeto al soporte. Sobre ellas se coloca el matraz o recipiente que queremos calentar, evitando así que la llama le de directamente. 3.5. Mechero bunsen Usos: Proporciona una llama caliente, constante y sin humo. Características: El quemador es un tubo de metal corto y vertical que se conecta a una fuente de gas y se perfora en la parte inferior para que entre aire. Observaciones: Al encender el mechero conviene abrir la lentamente la llave de entrada de gas, para evitar que salga de golpe y pueda producirse una explosión. 3.6. Pinzas para tubos de ensayo Usos: Se utilizan para sujetar los tubos de ensayo; pueden ser de madera o de metálicas. Características: Son instrumentos en forma de tenacillas. 3.7.Soporte universal Usos: Sirve para sujetar los recipientes que se necesitan para realizar los montajes experimentales. 9 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP Características: Suele ser de metal, constituido por una larga varilla enroscada en una base. 3.8. Trípode Usos: Se utiliza como soporte para calentar distintos recipientes. Características: Material de laboratorio de metal(alambre, acero);consta de tres patas y una base superior redonda. Observaciones: Sobre la plataforma del trípode se coloca una malla metálica para que la llama no dè directamente sobre el vidrio y se difunda mejor. 4. MATERIAL DE PLASTICO 4.1.Frasco lavador o pizeta: Usos: Se usa para lavar precipitados. Características: Son instrumentos de vidrio o de plástico. Observaciones: Se llenan con agua destilada. 4.2.Propipeta y/o aspirador de pipetas: Usos: se utiliza junto con la pipeta para transvasar líquidos de un recipiente a otro evitando succionar con la boca líquidos venenosos, corrosivos o que emitan vapores. Probeta Fiola Matraz Erlenmeyer Beaker Pipetas volumétricas/pipeta graduada Materiales de medicion 10 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA APARATOS,EQUIPOS E INSTRUMENTOS DE LABORATORIO 1.EQUIPO: Es un conjunto de materiales que se unen de manera complementaria con la finalidad de realizar una operación común. Un equipo es un montaje que se realiza dentro del laboratorio de acuerdo a las necesidades de trabajo Dentro de un equipo un material puede ser reemplazado por otro similar si las necesidades del experimento lo permiten. Ejemplo para calentar se puede utilizar 1 mechero bunsen, fischer, alcohol. Condiciones: debe realizarse en un lugar seguro, cómodo fresco. Antes de utilizar se debe verificar que funcione correctamente, con conexiones herméticas, tapones seguros. Tenemos algunos equipos de uso frecuente en el laboratorio. - Equipo de destilación simple. - Equipo de destilación al vacío. - Equipo de titulación - Equipo de calentamiento. - Equipo de filtración simple - Equipo de filtración al vacío. Equipo de destilación simple 2. APARATO: Es un objeto formado por diferentes piezas (componentes) para efectuar un trabajo o función determinada. Las piezas previamente fueron diseñadas para formar parte del aparato y no se pueden reemplazar en el momento de acuerdo a las necesidades. Así tenemos: 11 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 2.1.Centrífuga: Aparato mecánico que utiliza la fuerza centrífuga para separar sustancias de diferentes densidades. Es un recipiente que gira a grandes velocidades. 2.2. Estufa: Aparato eléctrico utilizado para esterilizar material por calor seco: 2.3. Mufla: Aparato para calcinación a altas temperaturas, con recubrimientos cerámicos y refractarios. 2.4. Baño María: Es un equipo empleado en las industria (farmacéutica, cosmética, de alimentos y conservas), en laboratorio de química y en la cocina, para conferir temperatura uniforme a una sustancia líquida o sólida o para calentarla lentamente, sumergiendo el recipiente que la contiene en otro mayor con agua que se lleva a o está en ebullición. 12 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 2.5.Autoclave: se utiliza para esterilizar ,el cual involucra vapor de agua a alta temperatura. Por esterilizar se entiende la destruccion o eliminacion de toda forma de vida microbiana, incluyendo esporas presente en objetos inanimados mediante procedimientos fisicos, quimicos o gaseosos. 3. INSTRUMENTO: Objeto formado por varias piezas combinadas simples o sofisticadas que sirve para realizar un trabajo manual técnico, preciso, delicado frecuentemente con fines de medición, control: - Balanzas - Termómetros - Densímetros - Potenciómetros - Foto colorímetros - Espectrofotómetros - Microscopios 13 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA PRÁCTICA 02 MECHERO BUNSEN. COLORACION A LA LLAMA. I. OBJETIVOS Reconocer las propiedades de la llama del mechero Bunsen, su aplicación. 1.1 MECHERO DE BUNSEN: Es un mechero de uso común en el laboratorio. Funciona con gas propano-butano , 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): Base (1): 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. Regulador de aire (2): es un anillo móvil que contiene aberturas y se emplea para graduar la llama. Cuando ingresa más aire, la llama es más efectiva. Tubo (3): Se encuentra fijo en el extremo inferior y tiene aberturas por 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) 14 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 1.2. COLORACIÓN A LA LLAMA Cuando los compuestos de metales alcalinos y alcalinos térreos se colocan en una llama, emiten colores característicos. Los iones de estos metales se reducen a átomos metálicos gaseosos en la región central inferior de la llama. Los átomos son excitados electrónicamente por la elevada temperatura de la llama, y luego emiten energía en forma de luz visible al regresar al estado basal. Electrón de valencia en estado basal (nivel de menor Energía) Electrón de valencia en estado excitado (nivel superior de Energía). Núcleo EXCITACION 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. El espectro electromagnético, en la región del visible, nos ayuda a saber a que longitud de onda se puede identificar la sustancia en estudio. II. 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. 23 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP Litio Potasio Sodio III. MATERIALES Y REACTIVOS Mechero Bunsen Alambre de Nicromo Balon de gas Fosforo Luna de reloj Ácido clorhídrico 6M Cloruro de sodio Cloruro de calcio Cloruro de bario Cloruro de estroncio Cloruro de potasio IV.PROCEDIMIENTO 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. - 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. V.RESULTADOS: MUESTRA NaCl KCl CaCL2 BaCl2 SrCl2 COLOR A LA LLAMA VI.DISCUSION Y CONCLUSIONES 24 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP PRÁCTICA 03 TABLA PERÍODICA 1. SISTEMA PERIODICO: FAMILIA DE LOS HALOGENOS Actualmente, 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 y metaloides. El orbital d distingue a los metales de transición. Finalmente los elementos cuyo último electrón está en el orbital f corresponden a las tierras raras. El estudio de la tabla periódica, se basa en: PERÍODO: Está conformado por todos los elementos pertenecientes a una fila (horizontal) en la tabla. GRUPO: Está conformado por todos los elementos pertenecientes a una columna (vertical) en la tabla. METAL: Sustancia o mezcla (aleación) que tiene lustre y brillo y es buen conductor del calor y de la electricidad. NO METAL: Es un elemento que no exhibe características de un metal. La mayoría de los no metales son gases (por ejemplo, Cloro u Oxígeno), o sólidos (por ejemplo Fósforo o Azufre). Los no metales sólidos son usualmente sustancias duras y quebradizas. El Bromo es el único no metal líquido. METALOIDE: Es una sustancia que tiene tanto propiedades de metal como de no metal. Estos elementos como el Silicio (Si) y el Germanio (Ge), son usualmente buenos semiconductores, elementos que en estado puro y a temperatura ambiente son pobres conductores de la electricidad; pero que a temperaturas elevadas se convierten en buenos conductores de la electricidad. La mayoría de elementos de la tabla periódica, de importancia en la química y medicina legal, son los metales pesados, que incluye, al plomo, plata y mercurio. Estos metales (Ag+,Hg+2) actúa en el organismo como “inhibidores enzimáticos irreversibles” causando la intoxicación, si no hay remoción inmediata, causa la muerte. 23 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP I. MATERIALES Y REACTIVOS 12 tubos de ensayo 1 espátula de vidrio 1 gradilla 2 goteros 3 vasos 250 mL 1 luna de reloj Solución 0.1 M de NaF. Solución 0.1 M de NaCl. Solución 0.1 M de NaBr. Solución 0.1 M de NaI. Sol. AgNO3 0,1 M Alcohol 95% Sol. de fenolftaleína Trozos de litio Sodio Potasio II.PROCEDIMIENTO 1. Formación de precipitados con AgNO3: Coloque en 4 tubos de ensayo y proceda según el esquema: TUBO 1 SOLUCIÓN NaF NaCl 1mL NaBr _ 2 3 4 1mL _ _ _ 1mL _ NaI AgNO3 1mL 0.5 mL 0.5 mL 0.5 mL 0.5 mL Agite y espere a que sedimenten los precipitados formados III.RESULTADOS: IV.DISCUSION Y CONCLUSIONES: V. CUESTIONARIO 1.- Escribir las ecuaciones correspondientes a cada reacción ocurrida en los tubos de ensayos 2.- Mencione la importancia de la familia de los halógenos en medicina 2. REACCIONES QUÍMICAS. REACTIVIDAD DE LOS METALES 24 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP Una ecuación química es la representación gráfica de una reacción. En las ecuaciones químicas los reactivos se escriben, por convención a la izquierda y los productos a la derecha después de una flecha que significa produce. 2.1. DIFERENTES TIPOS DE REACCIÓN: A.- Combinación o adición B.- Descomposición C.- Simple desplazamiento o simple sustitución D.- Doble desplazamiento o doble sustitución Indique el tipo de reacciones al que pertenece cada una de las siguientes ecuaciones: H2SO4 + BaCl2 CaCO3 2HCl calor + Zn BaSO4 + 2HCl CaO + CO2 ZnCl2 + H2 I.MATERIALES Y REACTIVOS 12 tubos de ensayo 1 gradilla 2 goteros 3 vasos 250 mL 3 luna de reloj Trozos de Litio, potasio y sodio metálico. Mg2Cl 0,2M CaCl2 0,2M SrCl2 0,2M H2SO4 0,2M Alcohol etilico Sol. de fenolftaleína 2.2. Familia de los metales alcalinos (El docente realizará en su mesa ésta práctica): En un vaso con 100 ml de agua Agregue 3 gotas de fenolftaleína. Adicione un trozo de litio y cúbrase el vaso con una luna de reloj. Anote sus observaciones. Repita la misma experiencia con un trozo de sodio y potasio (Aquí tenga mayor cuidado) 2.3. Familia de los metales alcalino-térreos En 3 tubos de ensayo coloque separadamente 20 gotas de soluciones de cloruro de magnesio (MgCl2), cloruro de calcio (CaCl2) y cloruro de estroncio (SrCl2). 23 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Agregue 2 ml de H2SO4 2M a cada uno agite y espere la sedimentación de los precipitados. Al tubo que contiene MgCl2 agregue 2 ml de alcohol. Anote sus observaciones. II.RESULTADOS: III. DISCUSION Y CONCLUSIONES: V. CUESTIONARIO: 1.- Escribir las ecuaciones correspondientes a cada reacción ocurrida en los tubos de ensayos 2.- ¿A qué se debe la reactividad de los metales alcalinos con agua, la formación de llama en algunos casos y el cambio de coloración cuando se agrega fenolftaleína a la solución final? 23 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP PRÁCTICA N° 4 ENLACE QUÍMICO I. INTRODUCCIÓN El enlace químico puede definirse como la fuerza ce adhesión entre los átomos (caso de moléculas) o iónes (caso de los compuestos iónicos) Enlace iónico El enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta. Los iones pueden formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (excluyendo a los gases nobles). Na + Cl NaCl Enlace covalente El enlace covalente, es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. Los ejemplos mas conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre si. H + H H H Electrólitos fuertes y débiles Una sustancia cuyas soluciones acuosas contienen iones y por tanto conducen la electricidad se denomina electrólito. Una sustancia que no forma iones en solución se denomina no electrólito. Hay dos categorías de electrólitos. Prácticamente todos los compuestos iónicos (como NaCl) y unos cuantos compuestos moleculares (como HCl) existen en solución total o casi totalmente como iones. Tales compuestos se denominan electrólitos fuertes. También hay algunos compuestos moleculares que producen una concentración pequeña de iones cuando se disuelven, éstos son electrólitos débiles. Por ejemplo, en una solución de ácido acético 1M, la mayor parte de soluto esta presente como moléculas de CH3COOH. Solo una pequeña fracción (cerca del 1%) del CH3COOH esta presente como iones H+ y CH3COOCuando un electrolito débil como el ácido acético se ioniza en solución, escribimos la reacción de la manera siguiente: CH3COOH (ac) + H (ac) + CH3COO (ac) Los químicos emplean una flecha doble para representar la ionización de los electrólitos dobles y una flecha sencilla para representar la ionización de los electrólitos fuertes. Por 24 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA ejemplo, al ser el HCl un electrolito fuerte, escribimos la ecuación para la ionización del HCl como sigue: + H (ac) + Cl (ac) HCl (ac) II. OBJETIVOS Diferenciar compuestos iónicos de compuestos covalentes basándonos en sus diferencias de conductividad de la corriente eléctrica. Diferenciar a los electrolitos fuertes y débiles por su capacidad de conducir la corriente eléctrica. III.FUNDAMENTO DEL EXPERIMENTO: El que una solución conduzca o no la electricidad puede determinarse empleando un dispositivo como el que se muestra en la figura. Para encender el foco, debe fluir una corriente entre los dos electrodos (ánodo y cátodo) que están sumergidos en la solución. Aunque el agua en si es mal conductor de la electricidad, la presencia de iones hace que las soluciones acuosas se conviertan en buenos conductores. Los iones transportan carga eléctrica de un electrodo a otro, cerrando el circuito eléctrico. Por ejemplo, la conductividad de las soluciones de NaCl se puede atribuir a la presencia de iones en la solución. Solución de NaCl, conductora de electricidad. IV.MATERIALES Y REACTIVOS Etanol Sacarosa Acetona Solución de CaCl2 0,1 M Solución de CuSO4 0,1 M Solución de HCl 0.1M(muriático) Solución de CH3COOH 0.1M Solución de NaOH 0.1M Solución de NaOH 0.2M Solución de NaCl 0.1M Soluión de CH3COONa 0.1M KClO3 Solución de HCl 6 M(muriarico) Solución de CH3COOH 6 M CaCO3 Zn granallas Equipo para medir la conductividad eléctrica Beackers Tubos de ensayo Gradilla Espátula 25 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP V. PARTE EXPERIMENTAL 1.ELECTROLITOS Y NO ELECTROLITOS En cada una de las siguientes pruebas clasificar cada sustancia como buen conductor, pobre conductor o como no conductor de la electricidad. Tome un equipo como el que se muestra en la figura anterior. Coloque unos 10 mL de agua destilada en un vaso y pruebe su conductividad. Repita el experimento con agua potable. Ensaye una por una las demás soluciones y líquidos propuestos. Colocar con un aspa la característica de conductividad que le corresponde a cada sustancia. MUESTRA BUEN CONDUCTOR POBRE CONDUCTOR NO CONDUCTOR Agua Agua potable Alcohol etílico Sol. Sacarosa Sol. CaCl2 Sol. CuSO4 Acetona 1.1. DISCUSION Y CONCLUSIONES 2.COMPARACION DEL COMPORTAMIENTO DE ACIDOS, BASES Y SALES: Tomar un volumen igual de las soluciones que se muestran en la tabla y probar conductividad. En cada una de las siguientes pruebas clasificar cada sustancia como buen conductor o pobre conductor. Colocar con un aspa la característica de conductividad que le corresponde a cada sustancia. MUESTRA BUEN CONDUCTOR POBRE CONDUCTOR HCl 0,1 M(muriático) CH3COOH 0,1 M NaOH 0,1 M NaOH 0,2 M NaCl 0,1 M CH3COONa 0,1 M 32 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP 2.1. DISCUSION Y CONCLUSIONES 3.EL EFECTO DE LA FUSION DE UNA SAL Colocar una pequeña cantidad de clorato de potasio KClO 3, o de cualquier otra sustancia con bajo punto de fusión, en una cápsula de porcelana y ensayar su conductividad. Calentar el crisol hasta que la sustancia funda y ensaye nuevamente la conductividad. Después de esto lavar y secar los electrodos cuidadosamente. KClO3 Sin fundir Fundida 3.1. DISCUSION Y CONCLUSIONES 4.COMPARACION DE DATOS COMPORTAMIENTO QUIMICO DE CONDUCTIVIDAD CON EL Comparar el comportamiento de HCl 6M y de CH3COOH 6M en los siguientes casos: A. Reacción frente a trozos de mármol (CaCO3): verificar la velocidad del desprendimiento de gas CO2 B. Reacción frente a granallas de zinc: verificar la velocidad de desprendimiento de gas H2 HCl CH3COOH CaCO3 Zn Ecuación química 33 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 4.1. DISCUSION Y CONCLUSIONES VI. CUESTIONARIO 1. Explicar la conducción de una corriente eléctrica a través de un cable metálico 2. Defina los términos cátodo y ánodo 3. Escriba el nombre y fórmula de cinco ácidos fuertes y cinco ácidos débiles. 4. Escriba el nombre y fórmula de cinco bases fuertes y cinco bases débiles. 34 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP PRÁCTICA Nº 5 PREPARACIÓN DE ESTANDARIZACIÓN I. SOLUCIONES NORMALES Y INTRODUCCIÓN Las disoluciones o soluciones: son mezclas de dos o más elementos o compuestos que tienen aspecto homogéneo incluso a la mayor amplificación posible de la luz visible. Las sustancias en disolución usualmente se hallan dispersas como moléculas o iones simples o como agregados de unas pocas moléculas. Solvente (disolvente): Es el medio en el cual se mezclan o disuelven las otras sustancias. Generalmente es un líquido como el agua. Soluto: Es la o las sustancias que se disuelven en el solvente. Puede ser un líquido, un gas, o un sólido. Solubilidad: Es la cantidad máxima de dicha sustancia que puede formar una disolución (que puede ser disuelta) a determinadas presión y temperatura. SOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS Gaseosa Gas Gas Aire Liquida Liquido Liquido Alcohol en agua Liquida Liquido Gas O2 en H2O Liquida Liquido Sólido NaCl en H2O 1.1 FACTORES PRINCIPALES QUE INFLUYEN EN LA SOLUBILIDAD: Las sustancias que tienen estructuras y fuerzas intermoleculares similares son, generalmente, más solubles entre sí que aquellas que son diferentes; lo similar disuelve lo similar. Las altas temperaturas producen usualmente solubilidades mayores excepto para los gases en los líquidos. Los cambios de presión afectan principalmente las soluciones gaseosas, cuando se incrementa la presión, se incrementa la solubilidad del gas en la solución. Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez (pulverizando el soluto). Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución 1.2 CLASIFICACIÓN DE SOLUCIONES SEGÚN LA CANTIDAD DEL SOLUTO EN LA SOLUCIÓN: 35 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP Soluciones concentradas: Las soluciones que contienen grandes cantidades de soluto disueltas en el solvente. Soluciones diluidas: Las soluciones que contienen pequeñas cantidades de soluto disueltas en un solvente. Solución saturada: Las soluciones que no se puede disolver más soluto en un solvente, sin cambiar las condiciones. Solución insaturada: Las soluciones que en la solución hay una cantidad de soluto menor que la necesaria para saturarla. 1.3 UNIDADES DE CONCENTRACÓN DE LAS SOLUCIONES 1.3.1. Porcentualidad: 1. Porcentaje % ( Peso en Volumen ) Es la cantidad de gramos de soluto en 100 mililitros de solución. P %V 2. Nº G soluto 100 mL Solución Porcentaje % ( Volumen en Volumen ) Es la cantidad de volumen de soluto en 100 mililitros de solución. V 3. = %V = N° mL soluto 100 mL Solución Porcentaje % ( Peso en Peso ) Es la cantidad de gramos de soluto en 100 gramos de solución. P %P = N° G de soluto 100 g Solución 1.3.2. La Molaridad (M) : Es el número de moles de soluto o especie de interés que se encuentra disuelta de manera homogénea en un litro de la solución . M = Número de Moles N° de Litros de solución Los moles de una sustancia: Son unidades para cuantificar la cantidad de especie química que participa en una reacción, para facilitar de manera significativa los procedimientos de cálculo necesarios, se usa en lugar de la masa del reactivo participante. Número de Moles = G PM G : gramos de soluto PM : Masa molecular 36 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP 1.3.3.La Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. N = Número de Equivalentes N° de Litros de solución El Número de Equivalentes se deduce a partir de los gramos de soluto y su peso equivalente. Número de Equivalentes = G Peso Equivalente = PM X Peso Equivalente X : Número de iones activos y/o electrones participantes en la reacción. II. FUNDAMENTO TEÓRICO DEL EXPERIMENTO El NaOH es soluble en H2O y desaloja sus iones hidroxilo (-OH) que pueden ser cuantificados por una muestra patrón de Biftalato de potasio. De la Normalidad despejamos G G = N x Peq x V G = 0.1Eq/L x 40g/Eq x 0.1L El equivalente (Peso Equivalente) del NaOH será su masa molecular 40 entre 1, puesto que presenta un solo hidroxilo G = 0,4g Advertencia: Considerar mas de 0,4g carbonatarse. (0,45, 0,50g), pues el NaOH tiende a Estandarización: Se usan patrones primarios: En este caso el Biftalato de Potasio. La reacción es la siguiente: COOH COONa + NaOH + H2O COOK M = 204.23 g/mol COOK M = 40 g/mol En base a esta reaccción se deduce N NaOH x V NaOH = G Biftalato k+ Eqte Biftalato k+ 37 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP 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 Biftalato k+ x V NaOH Cálculos de la Normalidad Exacta Se aplica la siguiente fórmula NNaOH x Volumen (Gasto ) = G Peq Ejemplo: NNaOH x 0.0098 L = 0.200g 204.23g/Eq N NaOH = 0.0999 Eq/L III.OBJETIVOS: Estandarizar una solución de concentración conocida. IV. MATERIALES Y REACTIVOS Hidróxido de Sodio Lentejas Biftalato de Potasio HCl concentrado(muriático) Vinagre Blanco Ácido Nitrico Diluido Carbonato de Sodio Fiola 500 mL Soporte Universal Bagueta Espátula Bombilla de Jebe Pipetas 10mL, 5mL Balanza Analítica Bureta 50mL Matraz y Beacker 100mL 38 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP V. PARTE EXPERIMENTAL 1. ESTANDARIZACIÓN DE NAOH 0,1N a) b) c) d) Colocar el NaOH 0,1 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 H 2O destilada y agitar; añadir luego fenolftaleína al 1% en etanol, III gotas. Añadir gota a gota desde la bureta el NaOH 0,1 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. Preparación de NaOH 0,1 N y estandarización. Completar la tabla: Masa de biftalato de potasio Gasto de NaOH ± 0,1 N Normalidad exacta NaOH 1.1. DISCUSIONES Y CONCLUSIONES 2.TITULACIÓN DE ÁCIDOS DE CONCENTRACIÓN DESCONOCIDA En la bureta adicionar más solución de NaOH y proceder a titular los ácidos que se muestran en la tabla. Muestras HCl diluido HNO3 diluido Ácido acético Vol. muestra Gasto NaOH Estadarizado N= Concent. ácido 10mL 10mL 2,5mL 4.1 DISCUSION Y CONCLUSIONES 40 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA VI. 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 = 1,18 g/mL?. Asumir un volumen de preparación igual a 500 mL. 5. ¿Por qué las soluciones usadas en el laboratorio deben ser estandarizadas, cuando se trabaja en valoraciones? 6. Explicar la conducción de una corriente eléctrica a través de un cable metálico 7. Defina los términos cátodo y ánodo 8. Escriba el nombre y fórmula de cinco ácidos fuertes y cinco ácidos débiles. 9. Escriba el nombre y fórmula de cinco bases fuertes y cinco bases débiles 41 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP PRÁCTICA N° 6 DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL pH Y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS I. INTRODUCCIÓN La escala del pH es utilizada para medir la concentración de iones hidronio y fue desarrollada por Sorensen en 1909. Según su propia definición el pH de una solución es el valor negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno. Potencial de Hidrogenión (pH): el pH se determina con la concentración de H+ en moles / litro y se calcula el pH mediante la siguiente fórmula: pH = - log[H+] = Log 1 [H+] Teoría de Bronsted-Lowry de ácidos y bases: ácido: especie con tendencia a ceder o donar iones H+. base: especie con tendencia a aceptar iones H+. Reacción ácido-base: reacción de transferencia de un H+ HCl + Ácido H2O ↔ H3O+ + Cl-1 base Par ácido- base conjugado ácido: sustancia de la que puede extraerse un ión H+. base: sustancia que puede extraer un ión H+ de un ácido. Autoionización del agua: Kw = Constante del producto iónico del agua 42 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP Indicadores químicos ácido-base: Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma disociada tiene diferente color que la forma sin disociar, se tratan por lo general de sustancias que sufren un cambio perceptible de color dentro de un pequeño intervalo de pH Intervalo de pH del indicador Color en el intervalo de pH indicado Azul de timol (1er paso) Rojo de cresol (1er paso) Anaranjado de metilo 1,2 — 2,8 Rojo—amarillo 1,9 — 3,1 Anaranjado — amarillo 3,1 — 4,4 Rojo — amarillo naranja Azul de Bromofenol 3,0 — 4,6 Amarillo — azul Azul de Bromocresol (verde) Rojo de metilo 3,8 — 5,4 Amarillo — azul 4,2 — 6,2 Rojo — amarillo Rojo de Clorofenol 4,8 — 6,4 Amarillo — rojo Azul de Bromotimol 6,0 — 7,6 Amarillo — azul Rojo de fenol 6,4 —8,0 Amarillo — rojo Rojo de Cresol (2do paso) 7,4 — 9,0 Amarillo ámbar— rojo púrpura Azul de timol (2do paso) 0,8 — 9,6 Amarillo — azul Fenolftaleína Timolftaleína Amarillo de alizarina 8,2 —10,0 9,3 — 10,5 10,1 — 12,1 Incoloro — grosella Incoloro — azul Amarillo — violeta Nomenclatura común El equilibrio entre las dos formas de color se afecta por la concentración de los iones hidrógeno de la solución. Constante de equilibrio: La constante de equilibrio se aplica a electrolitos débiles por que estas no se ionizan completamente, también se le conoce como constante de disociación Kd o Ka =Kb. Kd= [ H+] [ A-] [HA ] Constante de acidez (Ka): 43 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Es aquella que determina cuanto se disocia del acido y la fuerza de este. Ejem. Los ácidos más fuertes como el fosfórico y carbónico poseen constantes de disociación grande Constante de basicidad (Kb): Es aquella que determina cuanto se disocia de la base y la fuerza de este. pKa :Es el valor matemático que se le da cuando se aplica el menos logaritmo de Ka. pKa = - log ka pKb :Es el valor matemático que se le da cuando se aplica el menos logaritmo de Kb. pKb = - log kb Solución Amortiguadora: Es aquella que opone una resistencia al cambio en la concentración de iones hidrógenos, o al cambio de pH, aún cuando se agrega un ácido a una base fuerte a la solución. 44 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Efecto de ion común: Es un desplazamiento del sistema en equilibrio por la adición de un compuesto que al disociarse produce un ión común con las especies químicas en equilibrio. Capacidad Amortiguadora: Es la cantidad de ácido o base que admite un amortiguador sufriendo un cambio de pH en una unidad, es máxima en su pK y es tanto mayor cuanto más concentrado es el sistema. La solución buffer o solución amortiguadora esta formada por: 1. Sistema ácido - sal : constituido por un ácido débil y su sal conjugada (una sal de ese ácido y una base fuerte) (Ejm. CH3COOH y CH3COONa), 2. Sistema base - sal : constituido por una base débil y su sal conjugada (Ejm. NH4OH y NH4Cl) 3. Sistema salino: constituido por dos sales siendo una monosistituida (NaH2PO4 ) siendo esta más acida que la otra que es disistituida (Na2HPO4 ). PKA SOLUCIONES REGULADORAS CH3COOH + CH3COONa INTEVALO DEL pH 3.7 a 5.8 4.76 NaH2PO4 + Na2HPO4 7.21 5.8 a 8.0 H3BO3 + NaBO3 9.24 8.2 a 10.2 Mecanismo de Acción de las Soluciones Buffer La regulación del pH de una solución se da por una reacción de neutralización. La relación entre pH, pKa y la concentración de un ácido y su base conjugada se pueden expresar mediante la ecuación de Henderson – Hasselbach. CH3COOH + CH3COONa HCl CH3COOH + CH3COONa NaOH CH3COOH + NaCl CH3COONa + H2O 45 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP A. Ecuación de Henderson – Hasselbalch para determinar pH de una solución reguladora de acido débil y una sal de base conjugada. pH =pKA + Log [sal] [ácido] B. Ecuación de Henderson – Hasselbalch para determinar pH de una base débil y una sal de acido conjugado. pH =pKw - pkB +Log [base] pH =pKw - pkB +Log [no ionizado] [sal] [ ionizado] Sistemas Buffer en el organismo humano Buffer Fosfato el cual esta compuesto por el par sal ácido HPO 4= /H2PO4- el cual esta presente en el citoplasma celular, mantiene un valor de pH cercano a 7,4. Buffer Bicarbonato formado por par sal/ ácido HCO 3-/H2CO3 el cual mantiene un rango de pH 7,2-7,4, traba en el interior del eritrocito y en la célula renal. Buffer de proteínas se comportan como ácidos débiles y confieren la capacidad de actuar como amortiguadores del pH (Ejem. Hemoglobina). II. OBJETIVOS Determinar experimentalmente el pH de soluciones por el método colorimetrico y potenciometrico: Determinar el color al que vira un indicador dado y por tanto determinar si se trata de un pH ácido o básico. Verificar experimentalmente el pH de una solución amortiguadora. III. MATERIALES Y REACTIVOS Bureta 25 mL Tubos de ensayo Gradillas Fiolas Pipetas 5 – 10 mL Beaker 50 ml Amortiguador fosfato 0.1M pH 7 Fenolftaleina Azul de tomol Azul de bromofenol Rojo de metilo NaOH 0.0.1M Hcl 0.01M CH3COOH 0.1M NaOH 0.02 M KCl 0.1 M NaCl 0.9% Ovoalbumina 46 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP CÁLCULO TEÓRICO DEL pH DE SOLUCIONES SUSTANCIA EJEMPLO HIDRÓLISIS pH FÓRMULA pH = - log [H+] ACIDO FUERTE HCl HCl → H+ + Cl- 0.01 M La hidrólisis de un ácido fuerte es completa ˂7 Para HCl 0.01M pH = - log [0.01] pH = 2 pH = 14 – pOH pOH = - log [OH-] BASE FUERTE NaOH NaOH → Na + OH 0.01 M La hidrólisis de una base fuerte es completa + - >7 Para NaOH 0.01M pOH = - log [0.01] pOH = 2 pH = 14 – 2 = 12 CH3COOH ↔ CH3COO + H - ÁCIDO DÉBIL BASE diluida SALES Sales de Acidos Fuertes y Bases Fuertes Sales de Acidos Fuertes y Bases Débiles Sales de Acidos Débiles y Bases Fuertes CH3COOH 0.1 M Na4OH 0.02 M NaCl, Ca(NO3)2 + La hidrólisis de un ácido débil es parcial. pH = ½pKa - ½log [CH3COOH] ˂7 Ka = [CH3COO-][H+] [CH3COOH] Para CH3COOH 0.1 M pH = ½(4.76) - ½log[0.1] pH = 2.88 NH3 + H2O ↔ NH4 + OH- pH = pKw - ½pKb + ½log La hidrólisis de un ácido débil es parcial. [NH4OH] >7 Ka = [NH4] [OH-] [NH3] Para NH4OH 0.1 M pH = 14 - ½ (4.76) + ½log[0.1] pH = 11.12 NaCl → Na+ + ClNinguno de los cationes o aniones se hidroliza, por tanto la solución permanece neutra =7 ------------------------------------- KCl → K+ + ClKCl 0.1 M Ninguno de los cationes o aniones se hidroliza, por tanto la solución permanece neutra ˂7 CH3COO- + Na+ + H2O ↔ CH3COOH + OH- + Na+ CH3COONa 0.1 M El anión se hidroliza para producir iones OH-. El catión no se hidroliza. La solución tiene pH básico. ----------------------------------------------- pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log [sal] >7 Para CH3COONa 0.1 M pH = ½ (14) + ½ (4.75) + ½ log[0.1] pH = 8.38 47 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP 2. DETERMINACIÓN DEL pH DE SOLUCIONES MEDIANTE EL MÉTODO COLORIMETRICO: 2.1.UTILIZANDO PAPEL INDICADOR/INDICADORES/POTENCIOMETRO Preparar una batería de 6 tubos con 10mL de cada solución, usar el papel indicador, compare con su tabla de referencia (del papel indicador) y anotar los resultados 2.2.RESULTADOS REACTIVO 1 2 Na(OH) 0.1M 10mL HCl 0.01M CH3COOH 0.1M Na(OH) 0.02M KCL0.1M Agua destilada Indicador Fenoft (1 gota) pH pAPEL pH teorico potenciometro 3 4 5 6 10mL 10ml 10mL 10mL 10mL Azul de Azul de Azul de Rojo de Azul de timol bromofenol+ timol+ metilo bromotimol 2.3.DISCUSION Y CONCLUSIONES 3.DETERMINACION DE LA CAPACIDAD AMORTIGUADORA Prepara una bureta con HCl 0.01M Preparar una batería de 4 erlemeyer con 10 mL de las siguientes soluciones: Agua destilada, NaCl 0.9%, Albumina 50%, Amortiguador fosfato pH 7 . Proceda agregar II gotas del indicador rojo de metilo y titular uno por uno con HCl 0,01M. Anotar el gasto correspondiente. 3.1.RESULTADOS SOLUCIÓN H2O NaCl 0.9% Albumina Amortiguador Gasto de HCl 0.01M 48 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 3.2.DISCUSION Y CONCLUSIONES III.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 el pH de un HCl 0,001 M? 5. ¿Cuál será el pH de una base fuerte 0,01M? 6. ¿Qué tipo de amortiguador usa el sistema intracelular? 7. ¿Que volúmenes necesitaría de NaH2PO4 0.2M y Na2HPO4 0.2M para preparar 10 mL de un Amortiguador fosfato pH =7 sabiendo que su pK=7.2? 8. Complete el siguiente cuadro TEORÍA ARRHENIUS BRÖNSTED LEWIS ácido base Neutralización Ecuación Forma enlace covalente dativo. H OH H 2O HA B A BH A B AB Limitación 49 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA PRÁCTICA 07 TITULACIÓN (VIRTUAl) En una titulación , una solución de una concentración conocida con exactitud, es agregada gradualmente a otra solución de concentración desconocida, hasta que la reacción química entre ellas esta completa. punto de equivalencia: Es el punto en el cual la reacción esta completa. Indicador: Sustancia que cambia de color en (o cerca) del punto de equivalencia. Parte experimental Se realiza una titulación acido fuerte – base fuerte para simplificar el sistema, descartando fenómenos de hidrolisis. Los estudiantes trabajan de forma paralela, monitoreando la valoración con un electrodo de pH (obteniendo asi el punto de equivalencia), y observando el cambio de color del indicador (fenolftaleína) agregado (punto final). Se neutralizan 10 ml de solución de HCl (aprox. 0.15 M ) con solución de Na(OH) 0.148 M (previamente valorada con ftalato acido de sodio). Se realiza la titulación de la solución de acido clorhídrico, con la solución de hidróxido de sodio, utilizando fenolftaleína como indicador (la fenolftaleína vira de incoloro a rosa a partit de pH 8). Al mismo tiempo, se observa la representación del proceso de neutralización de protones (+) y oxhidrilos(-), partiendo de una solución inicialmente acida (fig.1), a medida que ingresa la solución alcalina no se observa coloración(fig.2), al progresar se observa momentánea coloración de una porción de la solución (concentración local alta de (OH-)) que desaprece al agitar (fig.3). Al continuar agregando solución alcalina, se alcanza el punto de equivalencia (cuando se completo la neutralización)(fig.4) y aparece el cambio de color de toda la solución (punto final) con un ligero exceso de alcalinidad(fig.5),debido al indicador utilizado. En este esquema experimental, se refuerza la visualización de los procesos a nivel molecular, aunque no hay evidencia del progresivo cambio de pH hasta que se alcanza el punto final, ni de la diferencia entre punto de equivalencia y punto final. 50 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 51 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Es posible discutir la diferencia entre punto de equivalencia y punto final al realizar el grafico de pH vs volumen de alcalinidad agregado, al realizar la medida con este esquema experimental: Consiste en un electrodo de pH conectado a una PC a través de una interfase, con un programa que adquiere y grafica los datod (equipo marca vernier). Este equipamiento adquiere el valor de ph del electrodo y manualmente se ingresa el volumen de solución agregada. El programa va graficando ph vs volumen agreagado a medida que se realiza la medida, lo cual permite disminuir la alico¿uota agregada a medida que nos acercamos al punto de equivalencia, debido a la rápida variación de ph en esa zona.Tambien permite observar la influencia de otra variables, como la gitacion. El tratamiento de los datos permite obtener el punto de equivalencia. El punto final esta determinado por el cambio de color del indicador, lo regristamos y observamos la diferencia en volumen obtenida según el electrodo de ph y según el indicador (que vira a un ph determinado) 52 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Datos necesarios para el calculo de la concentración de HCl de la solución que fue titulada: Empleo del punto de equivalencia. En el vaso de precipitado (sobre el agitador magnético), originalmente había un cierto volumen conocido (V H+) de solución de HCl de concentración desconocida (C H+). En la bureta , teníamos solución de Na(OH) de concentración conocida (C OH -), el volumen (V OH -) que utilizamos se extrae del valor de x para el cual y=0 en el grafico de la derivada segunda de ph respecto del volumen . Aplicamos De donde despejamos CH + (La ecuación anterior es una igualdad entre la cantidad de moles de protones, provenientes del acido, y la cantida de moles de oxhidrilos, provenientes del hodroxido, ya que reaccionan mol a mol en la neutralización. En realidad son H3O+ en lugar de H+ , por estar asociados a una molecula de agua, pero escribimos H+ para simplificar). 53 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 54 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP PRÁCTICA 8 ESPECTROFOTOMETRIA I.INTRODUCCION El principio de la espectroscopia ultravioleta-visible involucra la absorción de radiación ultravioleta – visible por una molécula, causando la promoción de un electrón de un estado basal a un estado excitado, liberándose el exceso de energía en forma de calor. La longitud de onda ( nm) comprende entre 190 y 800 nm. El aparato detecta la cantidad de luz transmitida y/o absorbida a través de la solución en la celda y la compara con la que se transmite o absorbe a través de una solución de referencia o blanco. LEY DE LAMBERT-BEER: Establece que hay una realcion lineal entre la absorción de luz a través de una sustancia y la concentración de la sustancia. 55 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP II.OBJETIVO Conocer y aplicar los fundamentos de la espectrofotometría para la determinación de concentraciones en soluciones. III.MATERIALES Y REACTIVOS Espectrofotometro Gradillas 8 Tubos de ensayo 48 Pipetas de 10 ml Piceta con agua destilada NaOH 0.01M NaOH 0.02M Acido muriatico 0.01 M CH3COOH 0.01M KOH 0.01 M Fenolftaleina III.RESULTADO REACTIVO 1 Na(OH) 0.01M 10 ml HCl 0.01M CH3COOH 0.01M Na(OH) 0.02M K(0H)0.0.01M Agua destilada Fenolftaleina 2 gotas Transmitancia Absorvancia Longitud de onda 520 nm REACTIVO 1 Na(OH) 0.01M 10mL HCl 0.01M 10mL CH3COOH 0.01M Na(OH) 0.02M K(0H)0.01M Agua destilada Fenolftaleina 2 gotas Transmitancia Absorvancia Longitud de onda 520 nm 2 3 4 5 6 10 ml 10 ml 10 ml 10 ml 2 gotas 2 gotas 2 gotas 2 gotas 10 ml 2 gotas 2 3 4 5 6 10mL 10mL 10mL 2 gotas 10mL 10mL 2 gotas 10mL 10mL 10mL 10mL 2 gotas 2 gotas 2 gotas DISCUSION Y CONCLUSIONES 56 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP PRÁCTICA Nº 09 ESTEREOQUÍMICA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS I.INTRODUCCIÓN La estereoquímica es el estudio de la estructura tridimensional de las moléculas. Definición de isómero Se llaman isómeros a aquellas moléculas que poseen la misma fórmula molecular pero diferente estructura. Se clasifican en isómeros estructurales y estereoisómeros. Isómeros estructurales Los isómeros estructurales difieren en la forma de unir los átomos y a su vez se clasifican en isómeros de cadena de posición y de función Estereoisómeros Los estéreoisómeros tienen todos los sustituyentes idénticos y se diferencian por la disposición espacial de los grupos. Se clasifican en isómeros geométricos, enantiómeros y diastereómeros Isomería Geométrica La rigidez y la falta de rotación en los dobles enlace C-C dan lugar a las isomería cistrans, en ocasiones se usará la isomería geométrica E-Z. H3C H CH2CH3 H cis-2-penteno Br Cl CH3 H (Z) -1-bromo-1-cloropropeno H3C H H CH2CH3 trans-2-penteno Cl Br CH3 H (E) -1-bromo-1-cloropropeno 48 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP Centro quiral o asimétrico Se llama centro quiral o asimétrico a un átomo unido a cuatro sustituyentes diferentes. Una molécula que posee un centro quiral tiene una imagen especular no superponible con ella, denominada enantiómero. H H H3C C CH3 C *CH2 H3C Br CH3 Br Quiral Aquiral Nomenclatura R y S de átomos de carbonos quirales Es el sistema mas aceptado para nombrar la configuración de un carbono quiral, se sigue este procedimiento en dos pasos: 1. Asignar una prioridad a cada grupo enlazado al carbono quiral,. Los átomos con números atómicos mayores reciben prioridades mayores. 2. Colocando al grupo de menor prioridad atrás; dibuje una flecha desde el grupo de menor prioridad hasta el de mayor prioridad. Si el sentido es horario, la configuración es R; si el sentido es antihorario, la configuración es S. H2N COOH COOH C C CH3 H configuracion R H3C NH2 H configuracion S II. OBJETIVOS Reconocer la importancia de la estereoquímica para el aprendizaje de la química orgánica. Reconocer la importancia de la estereoquímica en la medicina III. PARTE EXPERIMENTAL Con la ayuda de modelos moleculares, identificar los carbonos quirales, y desarrollar los siguientes ejercicios: 1. Determinar el tipo de isomería geométrica en cada uno de los siguientes casos. 49 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP H3C COOH H H3C H H3C CHO H2N COOH CHO H ClCH2 H3C Br CH3 CH2CH3 F CH2CH3 C6H5 H2N I CH2CH3 H2N Cl 2. Determinar el tipo de configuración R y S en cada una de las estructuras siguientes. CH3 CH2CH3 H C C CH3 HO NH2 CHO H H Br C H3C Cl OH COOH COOH HO CH2Cl H CH3 H3C CH3 HO CH3 H3C NO2 CHO 3. Trazar una representación tridimensional correspondiente a cada una de las moléculas siguientes. a) (S)-2-clorobutano b) (R)-1,3-dibromobutano c) (S)-1,3-dibromobutano d) (R)-3-cloro-3-yodoheptano e) (S)-2-butanol 4. Dar las relaciones estereoquímicas entre los pares de isómeros siguientes. Ejemplos de ellas son: mismo compuesto, isómeros estructurales, enantiómeros, diastrereómeros. 50 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP CH3 (a) Br C Cl H Cl CH3 H3C H CH3 (b) H H (c) H Br H CH3 (d) C H Br H CH3 CH3 OH OH H HO OH H CH3 CH3 CH3 CH3 OH H CH3 Br H CH3 H H CH3 H3C H H CH3 H3C H (e) H OH CH3 IV. CUESTIONARIO 1. Indique, mediante ejemplos, la importancia de la estereoquímica en la síntesis de fármacos. 2. Describa brevemente la polarimetría. 51 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA PRÁCTICA N° 10 COMPUESTOS HIDROXILICOS I. INTRODUCCION 1.1 ALCOHOLES Y FENOLES Los alcoholes son compuestos de formula general R - OH , donde R es cualquier grupo alquilo y OH es el grupo hidroxilo . Los fenoles también son compuestos que poseen el grupo - OH, pero éste esta unido a un radical aromático (arilo). Con frecuencia se estudian separadamente los alcoholes y los fenoles, pues las propiedades químicas de estos últimos son muy diferentes. Entre las propiedades de los alcoholes destacan su acidez y su basicidad, estas propiedades se le atribuyen al grupo hidroxilo que es similar al del agua ( H - OH ) . Los alcoholes al igual que el agua, son ácidos y bases débiles, casi tan ácidas y básicas como el agua. Al igual que el agua los alcoholes son lo suficientemente activos como para reaccionar con metales como el sodio, liberando hidrógeno gaseoso. Los productos formados se llaman alcóxidos , que son bases fuertes al igual que el NaOH. Los grupos OH en los fenoles son mucho más ácidos que en los alcoholes, debido a que el grupo fenilo atrae electrones con más fuerza que los grupos alquilo de los alcoholes. Los primeros términos de la serie homólogo son líquidos y los alcoholes superiores son sólidos. Son menos densos que el agua yla densidad aumenta con el número de átomos de carbono. Tienen elevados puntos de ebullición debido a que forman puentes de hidrógenos entre sus mismas moléculas, lo que hace difícil que se separen y pasen a la fase gaseosa. 1.1.1 CLASIFICACIÓN DE LOS ALCOHOLES: Según el número de átomos de hidrógeno unidos al carbono que contiene al –OH existen tres tipos de alcoholes : 52 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Alcoholes aromáticos Aquí algunos ejemplos de alcoholes: 1.1.2 REACCIONES DE LOS ALCOHOLES A. REACCION CON EL SODIO METALICO: Cuando se agrega sodio o potasio metálico, el alcohol reacciona desprendiendo gran energía y liberando hidrógeno. La solución resultante contiene alcóxido de sodio o potasio: CH3OH + Naº Metanol → CH3ONa + ½ H2 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° 53 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA B. SUSTITUCION POR HALOGENO : El grupo OH de los alcoholes puede ser sustituido por halógenos. Esta reacción ocurre más rápido con los alcoholes terciarios, mientras que con los alcoholes secundarios es lenta y con los alcoholes primarios es más lenta: C. OXIDACION R3C-OH + HCl /ZnCl2 Cloruro de alquilo R3 C - Cl + H2O Rápido R2CHOH + HCl /ZnCl2 R2CH - Cl + H2O Lento RCH2OH + HCl /ZnCl2 RCH2 - Cl + H2O Muy lento 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. 1.1.3 FENOLES. Son compuestos hidroxílicos donde le grupo -OH se une directamente a un anillo aromático. Se caracterizan por ser más ácidos que los alcoholes y por formar complejos coloreados con iones metálicos como el Fe3+ 54 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA II. OBJETIVOS Verificar las principales propiedades de los compuestos hidroxilicos como alcoholes y fenoles. III. PARTE EXPERIMENTAL 1. MATERIALES Y REACTIVOS Reactivo ácido crómico Reactivo de Lucas Solución de borax al 1% Solución indicador fenolftaleina Fenol al 1% Reactivo de Fehling (A y B) n-butanol Alcohol isopropilico Ter-butanol Sodio metálico Glicerina Gradillas Tubos de ensayo Cocinilla Baño Maria Pipeta de 5 ml y 10 ml 2. REACCIÓN CON SODIO METÁLICO: Objetivo: Verificar la presencia del grupo OH en alcoholes, además utilizar la reacción para diferenciar alcoholes 1° , 2° y 3° . En tubos de prueba limpios y secos colocar aproximadamente 1ml de de los alcoholes a ensayar, luego adicionar a cada tubo un pequeño trozo de sodio metálico (¡CUIDADO! es muy cáustico, manipule con pinzas). Observar si se desprende hidrógeno gaseoso y si hay reacción con el sodio. Si se sospecha que el alcohol contiene agua, secarlo primero con cloruro de calcio anhidro o sulfato de magnesio anhidro. Ver el orden de reactividad de los diferentes tipos de alcoholes. Al terminar la prueba se puede comprobar la presencia del alcóxido, adicionando gotas de fenolftaleína al tubo de prueba por aparición de una coloración rojo grosella. “Si quedase un remanente de sodio metálico sin reaccionar, no se debe desechar arrojándolo al lavadero ( peligro de explosión ) consultar con el profesor”. 2.1 RESULTADOS: Anotar lo observado 2.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES 55 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP 3. PRUEBA CON EL REACTIVO DE LUCAS (ZnCl2 / HCl ) Objetivo: Diferenciar los 3 tipos de alcohol por la velocidad de formación del haluro de alquilo insoluble en el reactivo. Colocar en tubos de prueba aproximadamente 0,5 ml de los alcoholes a ensayar, luego adicionar 2ml del reactivo de Lucas agitar y observar. La prueba será positiva si hay formación de turbidez o formación de dos fases inmiscibles (El producto, cloruro de alquilo, es insoluble en el reactivo de Lucas). 3.1.RESULTADOS: Anotar lo observado Reactivo de Lucas Ecuación química n – butanol Isopropanol ter - butanol 3.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES 5. REACCIÓN CON EL TRICLORURO FÉRRICO Objetivo: Diferenciar fenoles de alcoholes. En tubos de prueba colocar 1ml de solución problema, en otro tubo colocar 1ml de etanol, finalmente a cada tubo adicionar dos gotas del reactivo tricloruro férrico. 5.1 RESULTADOS: Tricloruro Férrico (observacioanes) Ecuación química Fenol 48 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 6. PRUEBA DEL ACIDO BORICO Objetivo: Diferenciar alcoholes polihidroxilados de monohidroxilados. En 2 tubos de prueba colocar 2ml de solución de borax al 1%, luego agregar 2 gotas de solución indicadora de fenolftaleina, finalmente al primer tubo adicionar 5 gotas de etanol y al segundo tubo 5 gotas de glicerina, agitar y observar. 6.1 RESULTADOS: Bórax (observaciones) Glicerina Etanol 6.2 DISCUSION Y CONCLUSIONES: IV. CUESTIONARIO 1. Escriba la ecuación química de las reacciones llevadas a cabo durante la práctica. 49 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA PRÁCTICA N° 11 COMPUESTOS CARBONÍLICOS: ALDEHIDOS Y CETONAS. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Y ÉSTERES. I.INTRODUCCIÓN Los aldehídos y cetonas son compuestos orgánicos que se caracterizan por la presencia del grupo CARBONILO: C=O Ejemplos: Con excepción del metanal, que es gaseoso a temperatura ambiente, la mayor parte de los aldehídos y cetonas son líquidos, y los términos superiores son sólidos. Presentan puntos de ebullición más bajos que los de los alcoholes correpondientes. El metanal, el etanal y la propanona son solubles en agua, y la solubilidad decrece rápidamente al aumentar el número de átomos de carbono. Los primeros términos de la serie de los aldehídos alifáticos tienen olor fuerte e irritante, pero los demás aldehídos y casi todas las cetonas presentan olor agradable, por lo que se utilizan en perfumería y como agentes aromatizantes. 50 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP ACIDOS CARBOXÍLICOS Y ÉSTERES Los ésteres derivan de los ácidos carboxílicos por sustitución del oxidrilo del carboxilo por un grupo alcoxi (R . O). La fórmula general de los ésteres saturados es igual a la de los ácidos saturados del mismo peso molecular, de los que son isómeros funcionales. Los ésteres son muy abundantes en la naturaleza, particularmente son componentes principales de numerosos aromas florales y frutas, lo mismo que de sabores (acetato de etilo, aroma de manzana, butirato de etilo, aroma de piña:; acetato de isoamilo, aroma de plátano). Los ésteres se preparan usualmente en el laboratorio por la interacción entre un alcohol y un ácido carboxílico (o su derivado, ejemplo Haluro de ácido o anhídrido de ácido) en presencia de un catalizador ácido (H2SO4 o HCl). Esterificación de Fischer El ácido acetil salicílico (aspirina) es un antipirético y analgésico muy usado en la medicina, por calentamiento en presencia de agua se descompone (hidrolisa) para dar ácido salicílico y ácido acético. El ácido acetil salicílico, conocido comúnmente como aspirina, se prepara con un buen rendimiento por acetilación del ácido salicílico con anhídrido acético en presencia de ácido sulfúrico. Reacción química de la síntesis de la aspirina: 51 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP 1. RECONOCIMIENTO DEL GRUPO CARBONILO A. REACCIÓN CON LA 2,4 - DINITROFENILHIDRAZINA La presencia del grupo carbonilo puede ser detectado por reacción con la 2,4- dinitrofenilhidrazina (2,4-DNFH), y con la subsiguiente formación de precipitados de color amarillo o naranja de 2,4-dinitrofenilhidrazonas del aldehído o cetona: 2,4-dinitrofenilhidrazina B. 2,4-dinitrofenilhidrazona REACCIÓN CON EL REACTIVO DE SCHIFF Los aldehídos pueden ser detectados por el reactivo de Schiff (conocida también como Fucsina decolorada) con el cual dan una coloración violeta o rosa azulado. Esta prueba es específica para aldehídos, aunque es ligeramente positiva para la acetona y es negativa para las otras cetonas. La reacción general es la siguiente: 2 H2SO4 Reactivo de Schiff (incoloro) Complejo coloreado (violeta) C. REACCIÓN CON EL REACTIVO DE FEHLING Sirve para identificar aldehídos. Las cetonas dan negativo. Los aldehídos se diferencian de las cetonas porque los primeros son compuestos reductores debido a la presencia del grupo - CHO , que puede ser oxidado a - COOH por acción de oxidantes suaves como el cobre Cu2+ , en medio alcalino. Las cetonas se portan como sustancias no reductoras. El reactivo de Fehling está formado por dos soluciones A y B. La primera es una solución de sulfato cúprico; la segunda de hidróxido de sodio y una sal orgánica llamada tartrato de sodio y potasio. Cuando se mezclan cantidades iguales de ambas soluciones se forma un color azul intenso por la formación de un ión complejo entre el ión cúprico y el tartrato. Agregando un aldehído y calentando suavemente el color azul desaparece y se forma un precipitado rojo de óxido cuproso (Cu2O). La reacción de forma simplificada es la siguiente: 52 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP D. MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA REACCIÓN CON EL REACTIVO DE TOLLENS El reactivo se prepara por adición de hidróxido de amonio a una solución de nitrato de plata, hasta que el precipitado formado se redisuelva. La plata y el hidróxido de amonio forman un complejo Ag(NH3)2OH, plata diamino, que reacciona con el aldehído, dando como resultyado positivo un espejo de plata. La reacción esquematizada puede representarse: II. OBJETIVOS Verificar las principales propiedades químicas de los compuestos carbonilicos como aldehidos y cetonas. Sintetizar el ácido acetil salicílico (aspirina) mediante la reacción de esterificación. III. PARTE EXPERIMENTAL 1.MATERIALES Y REACTIVOS Reactivo 24 dinitrofenilhidrazina Reactivo de Tollens Reactivo de Schiff Reactivo de Fehling (A y B) Glucosa 20% Reactivo de benedict Fructuosa 20% Bicarbonato de sodio Acido acético Gradilla Tubos de prueba 53 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP Cocinilla Baño maria Pipetas de 5ml y 10ml Matraz erlenmeyer 100 mL 2. REACCION CON Bagueta Tubos de ensayo (4) Probeta 50 mL Pipeta 10 mL LA 2,4-DINITROFENILHIDRAZINA (2,4 – DNFH) Objetivo: Comprobar la presencia de grupo carbonilo en aldehídos y cetonas Muestra 2,4-DNFH R.Schiff R.Fehling R,Tollens Glucosa Fructuosa 3.PRUEBA PARA ÁCIDOS CARBOXÍLICOS En un tubo de ensayo colocar 2ml de NaHCO3 al 5% y añadir I a II gotas de ácido carboxílico en solución o unos miligramos del mismo si se encuentra al estado sólido. 3.1.RESULTADOS 3.2.DISCUSION Y CONCLUSIONES IV. CUESTIONARIO 1. Escriba la ecuación química de las reacciones llevadas a cabo durante la práctica. 2. Escriba las principales propiedades físicas y químicas y toxicidad del formaldehído 68 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA PRÁCTICA N° 12 CARBOHIDRATOS I. INTRODUCCIÓN Los carbohidratos son compuestos terciarios en los cuales el hidrógeno y el oxígeno están en igual proporción que el agua. Los carbohidratos más comunes son los sacáridos, los que pueden presentarse como azúcares simples o monosacáridos, disacáridos o polisacáridos. También reciben el nombre de glúcidos (sabor dulce) o hidratos de carbono. Los carbohidratos tienen algunas características de las funciones carbonilo y oxidrilo y todos son ópticamente activos, cuando se les adiciona calor o ácidos fuertes se deshidratan. Están ampliamente distribuidos en la naturaleza y constituyen los alimentos para el hombre. Algunos ejemplos: Clasificación: a. Monosacáridos: no se hidrolizan. Comprenden desde triosos hasta octosas. b. Oligosacáridos: se hidrolizan, produciendo un bajo número de monosas. Comprenden desde disacáridos hasta hexasacáridos. c. Polisacáridos: Se hidrolizan produciendo muchas moléculas de monosas. MONOSACÁRIDOS: ejemplos: Glucosa, Fructosa , Ribosa 78 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Mutarrotación: OLIGOSACARIDOS (DISACÁRIDOS): Ejemplos: Maltosa Lactosa, Sacarosa, etc POLISACARIDOS Cualquier molécula que por hidrólisis de un gran número de moléculas de monosacárido, es un polisacárido. Si todas las moléculas de monosacárido que se obtienen son hexosas, el polímero se denomina hexosana. En l naturaleza existen dos hexosanas importantes: los almidones, cuya función es la de almacenar energía en los seres vivos; y la celulosa, que es el material de sostén básico de muchas plantas. Los polisacáridos naturales que contiene unidades de pentosa (C5H8O4)n , se llaman pentosanas, y se encuentran en grandes cantidades en el salvado de avena y en las mazorcas de maíz. Almidón: Los almidones son polímeros compuestos de muchas unidades de glucosa repetidas. Las plantas utilizan los almidones como principal reserva alimenticia, almacenando los glúcidos en forma de gránulos en las semillas, frutos, tubérculos o raíces, según la planta. Los almidones de diferentes plantas difieren en su composición química, e incluso, a veces, los de una misma planta, no son idénticos. La Amilosa, una forma de almidón, está compuesta de unas 250-300 unidades de glucosa, enlazadas por puentes glicosídicos 1,4 79 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Amilosa Amilosa Almidones ramificados (Amilopectina) Celulosa: Polisacárido de glucosa, con uniones β-1,4. No digerible por las enzimas humanas. 80 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA Isomería óptica: a. Aldotriosas: un carbono asimétrico, dos isómeros (enantiomeros). b. Aldotreosas: dos carbonos asimétricos distintos, ocho isómeros (cuatro pares). c. Aldohexosas: cuatro carbonos asimétricos distintos, dieciséis isómeros (cuatro pares). Configuración: La estructura patrón s el aldehído glicérico. El glúcido que tiene el último oxidrilo del carbono asimétrico hacia la derecha pertenece a la serie D. En caso contrario, es de la serie L. D y L son imágenes especulares (en el mismo glúcido) y también antípodas ópticos, pero las letras D yL no se refieren al sentido del poder rotatorio. 1.1 REACCIÓNES DE LOS CARBOHIDRATOS 1.1.1. REACCIÓN GENERAL DE ALMIDÓN: Reacción del Lugol La coloración producida por el Lugol se debe a que el yodo se introduce entre las espiras de la molécula de almidón. No es por tanto, una verdadera reacción química, sino que se forma un compuesto de inclusión que modifica las propiedades físicas de esta molécula, apareciendo la coloración azul violeta. 1.1.2. REACCIONES POR DESHIDRATACIÓN DE CARBOHIDRATOS: FUNDAMENTO. Los monosacáridos, en caliente y medio sulfúrico concentrado, sufren una deshidratación que conduce a un anillo pentagonal de furfural o hidroximetilfurfural, según se parta de pentosas o hexosa. En el caso de oligo- y polisacáridos, estas reacciones son también válidas porque el medio ácido produce una hidrólisis previa del enlace glicosídico. Los furfurales formados se conjugan fácilmente con diversos fenoles y aminas, dando reacciones coloreadas como las descritas a continuación. 81 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP A. Reacción de Bial: Por acción deshidratante de los ácidos (HCl) 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. B. 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. 1.1.3. REACCIONES REDUCTORAS DE CARBOHIDRATOS: Las propiedades reductoras también son interesantes para identificar a azúcares. El grupo carbonilo de los hidratos de carbono es fácilmente oxidable por diversos reactivos, aunque el poder reductor de estos compuestos depende de la entidad que el grupo tenga en la molécula, o sea, de la naturaleza mono-, di- o poli- sacárida del azúcar y la posición en que se encuentren los posibles enlaces glicosídicos. El agente oxidante suave más empleado en este tipo de reacciones es el catión Cu(II), cuyas sales son de coloración azul. En todos los casos, este ión se reduce a Cu(I), formándose óxido cuproso, lo que origina turbidez en el medio de reacción, que concluye con la aparición de un precipitado marrón-rojizo. Es esta aparición la que indica que el glúcido tiene carácter reductor. Existen varias pruebas muy similares, por ejemplo: Reacción de Fehling: 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. II. OBJETIVOS Identificar los principales de carbohidratos. III. PARTE EXPERIMENTAL 1.MATERIALES Y Reactivo de Fehling A y B Reactivo De Lugol Reactivo de Bial Reactivo de Seliwanoff Acido acético puro Bicarbonato. Sacarosa 20% REACTIVOS Fructosa 20% Lactosa (leche) Galactosa 20%, xilosa 20%, ribosa 20%, Maltosa 20% Solución de almidón 2% Tubos de ensayo, gradilla 82 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP Pipetas Trípode Mechero Bunsen Beaker Rejilla con asbesto Bagueta Agua destil 1. PRUEBA DE FEHLING Objetivo: Clasificar las muestras como azúcares reductores o no reductores. Método operatorio: En tubo de prueba colocar 1ml de las soluciones de los glucidos indicados, luego adicionar a cada tubo, 1 ml de reactivo de Fehling, mezclar bien y llevar los tubos al bañomaria por 3-5 minutos. Anote sus resultados. 1.1.RESULTADOS Lactosa glucosa arabinosa sacarosa xilosa galactosa almidón fructosa Rvo. Fehling V V V V V V V V Rvo Selivanoff Rvo Bial Benedict V v v Rvo LUgol V 2. INVESTIGACIÓN DE AZÚCARES NO REDUCTORES Objetivo: obtención de glúcidos reductores a partir de oligosacáridos o polisacáridos. Método operatorio: Tomar una muestra de 3 ml de sacarosa o almidón y añadir unas 10 gotas de ácido acético puro. Calentar al baño maría durante unos 5 minutos. Dejar enfriar y con una alícuota de 1ml, realizar la prueba de Fehling, si se trata de la sacarosa, o hacer la prueba de lugol, si se trata del almidón. Observe el resultado de la prueba de Fehling (Figura B). La reacción positiva nos dice que hemos conseguido romper el enlace O-glucosídico de la sacarosa. De no ser así devolver al bañomaría la solución remanente En el caso de el almidón se verifica el resultado de la prueba de lugol, e inmediatamente se devuelve la solución remanente al bañomaría. ( Se recomienda antes de aplicar la reacción de Fehling, neutralizar con bicarbonato, Fehling solo funciona en un medio que sea neutro o básico). Con el almidón la operación termina cuando una alícuota da negativo la prueba de 2 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA lugol, e inmediatamente se hace la prueba de Fehling con la solución remanente, la cual tambien debe dar positivo esta prueba. Como se veía en la experiencia 1 la sacarosa daba la reacción de Fehling negativa, (Figura A)por no presentar grupos hemiacetálicos libres. Ahora bien, en presencia del ácido acetico y en caliente, la sacarosa se hidroliza descomponiéndose en los dos monosacáridos que la forman (glucosa y fructosa). La reacción será positiva si la muestra se vuelve de color rojo ladrillo. La reacción será negativa si la muestra queda azul, o cambia a un tono azulverdoso. 2.1.RESULTADOS 2.2.DISCUSION Y CONCLUSIONES IV. CUESTIONARIO 1. Indicar, ¿cuáles de los siguientes azúcares son reductores: xilosa, manosa, alosa, saxarosa, glucógeno? 2. ¿Cuál es la principal utilidad de los siguientes ensayos: 3. Formación de Osazonas. 4. Determinación de la rotación óptica. 5. Hidrólisis de polisacáridos. 6. Determinar la rotación específica de los siguientes azúcares: 7. D-glucosa, D-arabinosa, D-ribosa, D-fructosa, lactosa, sacarosa, maltosa. 8. ¿Cuál es el contenido normal de azúcar en la sangre humana? 9. Indicar la diferencia entre los siguientes términos: glucemia, hipoglucemia e hiperglucemia. 10. ¿Cuáles son las fuentes naturales de sacarosa, lactosa y maltosa? 11. ¿Cuál es la importancia de la Glucosa en el organismo humano? 84 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 12. Si la amilasa, que es una enzima, actúa sobre una solución de almidón ¿Fehling será positivo o negativo? ¿Porqué? 85 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP PRÁCTICA 13 CROMATOGRAFIA Método de análisis que permite la separación de gases o líquidos de una mezcla por adsorción selectiva, produciendo manchas diferentemente coloreadas en el medio adsorbente; está basado en la diferente velocidad con la que se mueve cada fluido a través de una sustancia porosa. CLASES DE CROMATOGRAFIA: 1.- CROMATOGRAFIA EN PAPEL 2.- CROMATOGRAFIA EN PLACA 3.- CROMATOGRAFIA COLUMNA 4.- CROMATOGRAFIA LIQUIDO/LIQUIDO 5.- CROMATOGRAFIA DE GASES CROMATOGRAFIA EN PAPEL 1.MATERIALES Y REACTIVOS AA alanina 5% AA cetoglutarico 5% AA Triptofano 1% Alcohol etílico Iodo metalico Papel de filtro whatman Mezcla de solventes (H2O – alcohol 50 -50) Beaker de 250 mL Bagueta Cocina eléctrica Pipeta pasteur 86 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 2.PROCEDIMIENTO Identificar las soluciones colocar en un beaker aprox 20 ml del solvente Marcar las muestras de AA en papel de filtro Colocar el papel en beaker Correr la muestra en papel Retirar el papel Secar Aplicar revelador (yodo metalico) Tomar fotos 3.RESULTADOS 4. DISCUSIÓN Y CONCLUSION: 84 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP PRÁCTICA Nº 14 AMINOÁCIDOS Y PROTEÍNAS I. INTRODUCCIÓN Los aminoácidos son compuestos de bajo peso molecular y de alta polaridad, que poseen simultáneamente carácter ácido y básico. En la naturaleza, los aminoácidos se encuentran libres o formando parte de las proteínas (poliaminácidos), de las cuales podemos obtenrlos por hidrólisis. Los aminoácidos generalmente, son insolubles en solventes orgánicos (como éter o benceno), pero solubles en agua, álcalis diluidos, o ácidos diluidos. Químicamente se caracterizan por la presencia de los grupos amino ( - NH2 ) y carboxilo ( - COOH ) : Aminoácido -L-Aminoácido -aminoácidos naturales de origen animal o vegetal, o los que se obtienen por hidrólisis enzimática o ácida de proteínas o péptidos, son ópticamente activas (excepto la Glicina), y por su configuración pertenecen a la serie L. Las rotaciones específicas son constantes valiosas para su identificación. Clasificación de los Aminoácidos: Los aminoácidos se diferencian unos de otros por la naturaleza de sus “Restos aminoácido” (- R), el cual puede ser : AMINOÁCIDOS NO POLARES NEUTROS: 85 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP AMINOÁCIDOS POLARES NEUTROS AMINOÁCIDOS POLARES ACIDOS: AMINOÁCIDOS POLARES BÁSICOS: IONIZACIÓN DE LOS AMINOÁCIDOS: Los aminoácidos forman una sal interna por la transferencia de un protón del grupo carboxilo ácido, al grupo amino básico. La estructura carboxilato de amonio resultante se conoce como el zwitterion. CH3CH(NH2)CO2H → CH3CH(NH3)(+)CO2(–) PUNTO ISOELÉCTRICO (pI) : Es el pH en el cual la molécula no posee carga neta: 86 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP carga +1 Catión MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA carga 0 Zwitter-ion carga – 1 Anion DETECCIÓN DE -AMINOÁCIDOS (REACCIÓN DE LA NINHIDRINA): La presencia de -aminoácidos, puede ser detectada con el reactivo ninhidrina. -aminoácido con unas gotas de solución alcohólica de ninhidrina (hidrato de tricetohidrindeno) al 0,25% se producirá una coloración violeta: Además los aminoácidos en solución alcohólica o acuosa, pueden dar coloraciones rojizas frente al tricloruro férrico. Los restos aminoácidos de los diferentes aminoácidos se pueden detectar químicamente mediante diferentes pruebas. Así los aminoácidos aromáticos reaccionan con el HNO3 dando derivados nitrados (Reacción Xantoproteica) , los aminoácidos azufrados en medio alcalino y en presencia de sales de plomo forman 87 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA PbS (precipitado negro) ; los aminoácidos con resto indólico reaccionan con el pdimetilaminobenzaldehido o con el ácido glicólico dando productos coloreados ; los aminoácidos fenólicos reaccionan con el nitrato mercúrico-mercurioso del reactivo de Millón para dar coloración rojo salmón ; etc. RECONOCIMIENTO DE PROTEINAS El nombre de las proteínas deriva de una palabra griega que significa primero., por lo que podemos afirmar que las proteínas son de vital importancia para el funcionamiento de las células. Las proteínas son sustancias compuestas por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, siendo el elemento característico el nitrógeno. Frecuentemente contienen además azufre y algunas proteínas tienen otros elementos como fósforo, fierro, etc. Son una de las moléculas más abundantes en las células. Son fundamentales para la estructura y función celular. También cumple función de catálisis enzimática, funciones contráctiles posibilitando así el movimiento; protección inmunitaria, etc. Puede decirse entonces que no existe vida sin proteínas. Las proteínas se caracterizan por ser macromoléculas formadas por unidades fundamentales que son los aminoácidos, es por eso que son llamados polímeros de aminoácidos. La cantidad de aminoácidos puede variar de acuerdo a la proteína. Desde el punto de vista estructural funcional, están catalogadas como poliamidas por proceder de la unión del carboxilo (COOH-) con el grupo amino (NH2) de dos alfaaminoácidos. Las proteínas son moléculas anfóteras, es decir, según el número relativo de grupos carboxilo y amino libres, en solución darán reacción ácido o alcalina. En otras palabras algunas moléculas se cargarán positivamente y otras negativamente. El pH al cual una proteína determinada es eléctricamente neutra se conoce como punto isoeléctrico. Todas las proteínas son menos solubles cuando se encuentran en su punto isoeléctrico. 88 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 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 REACCIÓN DE BIURET La producen los péptidos y las proteínas, pero no los aminoácidos, ya que se debe a la presencia del enlace peptídico (- CO- NH -) que se destruye al liberarse los aminoácidos. Cuando una proteína se pone en contacto con un álcali concentrado, se forma una sustancia compleja denominada biuret, de fórmula: Esta sustancia en contacto con una solución de sulfato cúprico diluída, da una coloración violeta característica. II. OBJETIVOS Reconocer las proteínas identificando sus características físicas y químicas. III. PARTE EXPERIMENTAL 1. RECONOCIMIENTO DE ALFA AMINOÁCIDOS Objetivo: Detección de alfa-aminoácidos. Colocar en tubos de ensayo 1 ml de las muestras en solución, luego adicionarles 3 gotas del reactivo Ninhidrina (¡Cuidado Cancerígeno!), y llevar los tubos al baño maría por 3-5 minutos, retirar y observar. 89 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP 1.1. RESULTADOS: tirosina Ninhidrina + v baño maría glicina glutamato gelatina albúmina v v v v 1.2.DISCUSIÓN Y CONCLUSIONES: 2. RECONOCIMIENTO DE RESTO AROMÁTICO Objetivo: Detección de aminoácidos con resto aromático. En tubos de pruebas colocar las muestras indicadas, luego adicionar 0,5 ml de HNO 3 concentrado, llevar a bañomaria por 7 minutos, enfriar y luego adicionar cuidadosamente 0,5 ml de NaOH al 20%. Anote sus resultados 2.1.RESULTADOS: tirosina albúmina triptofano HNO3 v v + NaOH v v Glicina 2.2.DISCUSION Y CONCLUSIONES 3. RECONOCIMIENTO DE RESTO AZUFRADO. Objetivo: Detección de restos azufrados en aminoácidos. En tubos de prueba colocar las muestras indicadas, luego adicionar 0,5 ml de NaOH al 40% + 2 gotas de solución de acetato de Plomo al 10%, llevar al bañomaria por 7 minutos, enfriar, observar. 90 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP 3.1.RESULTADOS tirosina Rvo. Millón baño maría / albúmina Glicina triptofano v 3.2.DISCUSIONES Y CONCLUSIONES 4. PRUEBA DE MILLÓN. Objetivo: Detección de resto fenólico en aminoácido s. En tubos de prueba colocar 1 ml de las muestras indicadas, luego adicionarles 0,5 ml de reactivo de Millón, llevar al baño maria por 5 minutos, retirar, enfriar y observar. 4.1.RESULTADOS: tirosina Rvo. Millón baño maría / albúmina Cisteina triptofano V 5.2.DISCUSIONES Y CONCLUSIONES 91 MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP 6. REACCIÓN DE BIURET Tomar un tubo de ensayo y poner unos 3 cc. de albúmina de huevo. Añadir 2cc. de solución de hidróxido sódico al 20%. A continuación 4 ó 5 gotas de solución de sulfato cúprico diluida al 1%. Debe aparecer una coloración violeta-rosácea característica. 6.1.RESULTADOS: 6.2.DISCUSIÓN Y CONCLUSIONES 7. COAGULACIÓN DE PROTEÍNAS: Para ver la coagulación de las proteínas se puede utilizar clara de huevo, para conseguir más volumen puede prepararse para toda la clase una dilución de clara de huevo en agua, de forma que quede una mezcla aún espesa. Colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de clara de huevo. Añadir 5 gotas de ácido acético y calentar el tubo a la llama del mechero. 7.1.RESULTADOS: 92 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP 7.2.DISCUSIÓN Y MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA CONCLUSIÓNES 8. NATURALEZA ANFÓTERA DE LAS PROTEINAS Objetivo: Verificar el comportamiento anfótero de la albúmina frente a ácidos y bases. Preparar cuatro tubos de prueba con lo siguiente: 1º tubo : I gota de HCl 0,1 M + I gota de anaranjado de metilo + 2 ml de H 2O 2º tubo : I gota de HCl 0,1 M + I gota de anaranjado de metilo + 2 ml de H 2O 3º tubo : I gota de NaOH 0,1 M + I gota de fenolftaleína + 2 ml de H 2O 4º tubo : I gota de NaOH 0,1 M + I gota de fenolftaleína + 2 ml de H2O añadir al 1º y al 3º tubo 3 ml de albúmina, agitar y observar ; al 2º y 4º tubos 3 ml de H2O agitar y observar, y explicar sus resultados. 8.1.RESULTADOS 8.2.DISCUSION Y CONCLUSIONES IV. CUESTIONARIO 1.-Escriba el nombre y la estructura de 6 de los aminoácidos esenciales. 2.-Escriba la reacción entre la fenilalanina y la ninhidrina 3.-¿Qué aminoácidos se puede encontrar en la albúmina de huevo? 4.-¿Cómo se investiga la estructura primaria de una proteína? 5.-¿Qué aplicación tiene el concepto del punto isoeléctrico? 6.-.-¿Qué fuerzas intermoleculares son responsables de las estructuras 2°, 3° Y 4° de las proteínas? 7.- Aplicaciones de la electroforesis 8.-Describa algunas de las propiedades biológicas de las proteínas. 9.-Qué aminoácidos rendirá la hidrólisis ácida del siguiente péptido : 93 FACULTAD DE MEDICINA HUMANA-USMP MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA 94
