Guia quimica completa

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

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

FACULTAD DE MEDICINA HUMANA
DEPARTAMENTO ACADEMICO DE CIENCIAS BASICAS

ASIGNATURA: QUIMICA BIOLOGICA
MANUAL DE LABORATORIO

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

PRIMER AÑO
I-SEMESTRE
LIMA – PERU
2005

1


PRACTICA N° 1

SEGURIDAD, NORMAS Y EQUIPAMIENTO DE LABORATORIO

1. EL LABORATORIO QUÍMICO

El laboratorio es el ambiente físico donde los científicos y los técnicos
obtienen datos experimentales que permitirán sustentar una investigación.

OBJETIVOS GENERALES

El objeto de los ejercicios y experimentos en el laboratorio de Química
Orgánica estriba en el aprendizaje de técnicas y en adquirir una
comprensión general de la forma en que reaccionan los compuestos.

Al término del curso, el alumno deberá estar en condiciones de:

• Realizar las operaciones y reacciones más usuales en Química.
• Conocer las propiedades químicas y físicas de las diferentes funciones
estudiadas en la Teoría de la asignatura.
• Desarrollar su destreza manual mediante la realización de experimentos
individuales y siguiendo las técnicas adecuadas.
• Registrar sus observaciones en forma metódica, exacta y completa.

2. INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO

- Leer muy cuidadosamente y con anticipación las instrucciones que se
dan en cada experimento. Antes de ir al laboratorio, el alumno debe
saber bien lo que se va a hacer.
- Efectuar solamente las experiencias señaladas o aprobadas por el
profesor. Las experiencias no autorizadas están prohibidas.
- Llevarán un atuendo barato, una bata o un mandil de laboratorio, dado
que es posible estropear el vestido en un accidente de laboratorio.
- Leer las etiquetas antes de utilizar los reactivos químicos.
- Obtener las sustancias químicas de los frascos de reactivos, en un vaso
de precipitados o en un tubo de ensayos limpio, cuidando de no usar
cantidades mayores que las necesarias.
- Nunca regresar sustancia alguna no utilizada al frasco original ni emplear
un reactivo, sin estar seguro que tal, es el requerido.
- No abandonar aparatos funcionando sin vigilancia.

2


3. SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

- Todas las sustancias que se utilizan y las operaciones y reacciones que
se realizan en Química Orgánica, son potencialmente peligrosas.
- Al calentar o destilar líquidos volátiles o inflamables, como éter etílico,
sulfuro de carbono, cloroformo, acetona, etc. se debe hacer siempre en
baño de agua, aceite, arena o en parrillas eléctricas con cubierta
metálica y preferentemente en la campana de humos.
- Por ningún motivo se dejarán disolvente volátiles cerca de flamas.
- En el caso de inflamarse un líquido, procurar cubrir el recipiente con una
luna de reloj, tela de asbesto, vaso de precipitados o con un matraz
vació; cerrar las llaves del gas, evitar la propagación del fuego y
CONSERVAR LA SERENIDAD.
- Al usar BENCENO trabajar siempre en una vitrina bien ventilada. No
respirar nunca los vapores de benceno y evitar cualquier situación que
provoque salpicaduras sobre la piel o los vestidos. Si salpicara benceno
sobre el vestido, se lavará la salpicadura, se quitará la ropa y se lavará el
cuerpo.
Si se vertiera benceno sobre la mesa de laboratorio, se lavará la zona
afectada con agua y si fuera posible, se confinará el vestido en la vitrina.

4. INFORMES DE LABORATORIO

La obtención de datos confiables no es un fin en sí mismo. La meta en el
trabajo de laboratorio es comunicar los resultados y las ideas en forma tal
que sean comprensibles y útiles para otros.

- Antes de ir al laboratorio, hacer un esquema mostrando el orden en que
se adicionarán los reactivos y se efectuarán las operaciones. Por
ejemplo:

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

- Registrar y anotar claramente los datos y observaciones realizadas
durante el experimento y su discusión, si fuera necesario.
- Usar una forma tabular, siempre que sea apropiada.

Indicar las unidades usadas en cada medición, en lo posible expresadas en el
Sistema Internacional.

CUESTIONARIO

1. Mencione el procedimiento de primeros auxilios en caso de
quemaduras con ácidos , álcalis y sustancias corrosivas.
2. ¿Qué sustancias pueden ser cancerígenas.

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PRÁCTICA N° 2

INTRODUCCION A LAS TECNICAS DE LABORATORIO

1. INTRODUCCION

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

2. OBJETIVOS

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

3. MATERIALES Y REACTIVOS

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

A. MECHERO DE BUNSEN:
Fundamento.
Es un mechero de uso común en el laboratorio. Funciona con gas
propano ( C3H8 ) que al ser mezclado en proporciones adecuadas con
oxígeno ( O2 ) del aire, se quema generando energía calorífica y
emitiendo luz ( llama ) .

Partes del mechero : (Figura. 1)

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

2. Regulador de aire : es un anillo móvil que contiene aberturas y se
emplea para graduar la llama. Cuando ingresa más aire, la llama
es más efectiva.

4


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

Tipos de llama : (Figura 2)

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

No luminosa : La combustión es completa. El gas y el aire se
combinan íntimamente, no se forman partículas sólidas siendo el
color de la llama azul . Se distinguen 3 zonas :

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

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

• Cono externo : La combustión es completa, la llama es
menos luminosa y la temperatura más elevada. El
exceso de oxígeno del aire lo convierte en una zona
oxidante (c)

Llama oxidante; zona de
fusión; puede alcanzar los
1500 ºC. Color azul oscuro
transparente. ( c)
(3)
Cono de reducción;
insuficiencia de oxígeno.
(b)

Cono frío; azul claro bien
visible, escasez de oxígeno;
combustión incompleta. (a)
(2)

(1)

Figura 1 Figura 2

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Técnica Operatoria

Funcionamiento del mechero :

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

B.- ANALISIS CUALITATIVO CON LA LLAMA

Fundamento.

El átomo, al ser excitado por una fuente externa de energía, emite
una luz característica. La explicación es que al excitarse un átomo,
mediante una energía externa, los electrones de niveles de energía
inferiores ascienden a niveles superiores. El estado de excitación de un
átomo es fugaz y los electrones así desplazados, vuelven nuevamente a
sus niveles originales, a la vez que emiten energía en forma de ondas
luminosas.

Los colores obtenidos con la llama del mechero de Bunsen son
muy simples y fáciles de distinguir, por lo que sirven para confirmar o
reconocer un gran número de elementos, especialmente los alcalinos y
los alcalino-térreos .

Técnica Operatoria

Limpieza del alambre de Nicromo:
- tomar el alambre de Nicromo y sumergir en la cápsula que
contiene HCl 6M .
- llevar a la llama en la parte incolora y observar si existe coloración
( presencia de impurezas en el alambre )
- repetir la operación hasta que el alambre no coloree la llama del
mechero.
- Luego proceder como se indica a continuación:

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

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- Observar el color que se produce en la llama y anotar.

Potasio, Calcio , Estroncio y Bario :
- con el alambre limpio, proceder en forma similar a la indicada en el
ensayo de Sodio, con cada una de las muestras de Cloruros de
Potasio, Calcio, Estroncio y Bario.
- Observar el color producido en cada caso y anotar sus resultados.

C.- MEDICION DE LIQUIDOS
Para la medición de líquidos se emplean diversos equipos de
laboratorio, de acuerdo a la precisión que se quiera obtener. Los más
usados son: vasos de precipitación (beaker), probetas, buretas, matraces,
fiolas y pipetas .

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

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

Figura 4
Figura 3

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

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

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

Las pipetas están diseñadas para verter un volumen determinado
de un líquido. Se tienen de dos tipos:
a) Graduadas o de medida : se encuentran calibradas y
señalan pequeñas fracciones del volumen total y pueden
dar un volumen cualquiera hasta su máxima capacidad.

b) Volumétricas, aforadas o de transferencia : están diseñadas
para medir únicamente un volumen específico y son de
alta precisión .

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

Beaker
Probeta Fiola

Pipeta

Bureta

Figura 5. Materiales de medición de líquidos

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Modo de empleo
! Antes de emplear el material, verifique que esté limpio y seco.

Vaso , matraz Erlenmeyer y probeta : Verter el líquido en el
recipiente escogido y leer teniendo en cuenta el menisco que
debe coincidir con la marca de graduación según la convención
indicada.

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

Pipeta : Colocar la bombilla de succión cuando se trabaja con
ácidos concentrados o líquidos tóxicos. En caso contrario puede
succionarse con la boca.

- Introducir el extremo inferior de la pipeta en la solución a
medir, succionar y enjuagar.

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

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

Bureta:
- Verificar que la llave de paso esté lubricada.

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

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

- Ajustar el nivel del menisco hasta la marca cero.

- Tomar el volumen necesario controlando el flujo de salida
con la llave reguladora.

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D.- TECNICAS DE SEPARACIÓN

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

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

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

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

Figura 6

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

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

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

Figura 7

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

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

Figura 8
Termómetro

Refrigerante

Salida agua

Entrada agua

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

Los solventes más comunes son agua, éter etílico, éter de petróleo,
etanol, benceno.

Por extracción se aíslan y purifican numerosos productos naturales
como: vitaminas, alcaloides, grasas, hormonas, colorantes, etc.

Los tipos de extracción pueden ser :

a) Extracción líquido – sólido : Cuando la muestra a extraer se
encuentra al estado sólido (Figura 9)
b) Extracción líquido-líquido.- Cuando la muestra a extraer es
una solución o una suspensión (Figura 10)

Figura 9

Figura 10. Extracción
Líquido – Líquido. Pera de
Decantación

5. RESULTADOS

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

Muestra color a la llama
NaCl
KCl
CaCl2
BaCl2
SrCl2

6. CUESTIONARIO

1.-Escribir las ecuaciones correspondientes a la combustión completa e
incompleta del propano (C3H8 ).
2.- Qué diferencia(s) podría encontrar al efectuar la medición del volumen
de un líquido, si el observador se ubica :
a ) por encima
b ) por debajo , del nivel del menisco
3.- Qué es la centrífuga y cuál es su utilidad
4.- Explicar en qué propiedades se fundamentan cada una de las
técnicas de separación observadas. Dar ejemplos de su aplicación.

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PRÁCTICA N° 3

SISTEMA PERIODICO : REACCIONES QUÍMICAS

1. OBJETIVOS

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

• Reconocer e identificar las sustancias alcalinas, alcalino térreos y
halogenuros.

2. FUNDAMENTO

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

Es de sumo interés saber que todos los elementos que tienen su último
electrón con los tres números cuánticos iguales gozan de propiedades
físicas y químicas parecidas. Esto es, pertenecen a una misma familia
solo se diferencian por el primer numero cuántico n, es decir su tamaño.
Toda propiedad física y química asociada a su estructura externa o
electrónica de los átomos muestra periodicidad.

3. MATERIALES

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

REACTIVOS

- Solución 0.1 M de NaF. - Sol. AgNO3 0,1 M
- Solución 0.1 M de NaCl. - Sol NH3 0,1 M
- Solución 0.1 M de NaBr. - Sales de NaF, NaCl,
- Solución 0.1 M de NaI. NaBr, NaI
- Cloroformo

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- Sol. Acuosas de Cl2, Br2, - Sodio
I2 - Potasio
- Alcohol 95° - Sol. 0,1 M de MgCl2,
- Ácido sulfúrico conc. CaCl2 y SrCl2
- Papel tornasol azul - Cobre
- Sol. de fenolftaleina - Magnesio
- Sol. Ac. sulfúrico 2 M - Zinc
- Sol. Ácido fosfórico 0,1 M - Sol. CuCl2 1M
- Litio

4. PROCEDIMIENTO

FAMILIA DE LOS HALOGENOS

• Coloque en 4 tubos de ensayo 10 gotas de soluciones de NaF, NaCl,
NaBr y NaI.
• Adiciónele 3 gotas de solución de AgNO3.
• Agite y espere a que sedimenten los precipitados formados.
• En los tubos de la experiencia anterior elimine el liquido
sobrenadante usando un gotero.
• Adicione 20 gotas de amoniaco.
• En otros 4 tubos tome cantidades iguales de sales sólidas.
• Adicióneles 20 gotas de H2SO4 concentrado.
• Acerque a la boca de los tubos el papel tornasol azul humedecido
con agua destilada. Anote el cambio de color del papel tornasol.
• Repita la experiencia con NaI usando H3PO4 en lugar de H2SO4.
• En 3 tubos de ensayo agregue 10 gotas de agua de cloro, bromo y
yodo.
• Añada 2ml de cloroformo a cada tubo y agite.
• En dos tubos ponga 10 gotas de soluciones de NaBr, NaI
separadamente.
• Añada 20 gotas de agua de cloro en ambos tubos y agite
• Luego añada 20 gotas de cloroformo a cada tubo y agite.
• Anote el color de la capa inferior.
• En dos tubos coloque 10 gotas de soluciones de NaBr y NaI
separadamente.
• Al primero añada agua de yodo y al segundo agua de bromo, y agite.
• Luego añada 20 gotas de cloroformo a cada tubo y agite.
• Anote el color de la capa inferior.

FAMILIA DE LOS METALES ALCALINOS

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

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• Cuando haya cesado la reacción de inmediato, pruebe la
inflamabilidad del gas producido acercando un fósforo encendido al
vaso deslizando un poco la luna de reloj.
• Agregue 3 gotas de fenolftaleína.
• Anote sus observaciones.
• Repita la misma experiencia con un trozo de sodio.
• Anote sus observaciones
• Repita lo mismo con un trozo de potasio.
• Aquí tenga mayor cuidado con los trozos del metal.

FAMILIA DE LOS METALES ALCALINO-TERREOS

• En 3 tubos de ensayo coloque separadamente 10 gotas de
soluciones de MgCl2, CaCl2, SrCl2.
• Agregue 2 ml de H2SO4 2M agite y espere la sedimentación de los
precipitados.
• Al tubo que contiene MgCl2 agregue 2 ml de alcohol.
• Anote sus observaciones.

5. RESULTADOS

Halógenos

COLOR SOLUBILIDAD EN NH3
Precipitado de AgF

Precipitado de AgCl

Precipitado de AgBr

Precipitado de AgI

PAPEL TORNASOL
Reacción de H2SO4 con NaF

Reacción de H2SO4 con NaCl

Reacción de H2SO4 con NaBr

Reacción de H2SO4 con NaI

Reacción de H3PO4 con NaI

Color de Cl2 en Cloroformo

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Color de Br2 en Cloroformo

Color de I2 en Cloroformo

Metales alcalinos

Ordene en forma creciente de reactividad del agua con el K, Na, Li.

1) 2) 3)

Metales Alcalino Térreos

Color del precipitado de MgSO4

Color del precipitado de CaSO4

Color del precipitado de SrSO4

5. CUESTIONARIO

1. ¿Qué es la fenolftaleína y para que se emplea en el experimento?

2. ¿Cuál es la diferencia entre alcalinos y alcalino térreos?

3. Al adicionar solución de AgNO3 a los halogenuros ¿Qué reacciones se
producen?. Exprese con ecuaciones en cada caso

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

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PRÁCTICA N° 4

COMPUESTOS IONICOS Y COVALENTES

1. INTRODUCCIÓN

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

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

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

H. + .H H:H ( H2 )

Este tipo de enlace se denomina, enlace covalente.

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

NaOH Na+ + OH-

K2SO4 2 K+ + SO42-

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

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Los ácidos, las bases y las sales son llamados electrolitos a
causa de que sus soluciones acuosas conducen la corriente
eléctrica. Soluciones de compuestos covalentes tales como sacarosa
(C12H22O11 ) y acetona ( CH3COCH3 ) son no electrolitos.

Los ácidos fuertes, bases fuertes y la mayoría de las sales, se
ionizan completamente en soluciones diluidas. En soluciones de
ácidos y bases débiles, una gran parte de la sustancia disuelta
esta presente en forma molecular, así, aunque la concentración total
pueda ser alta, la concentración de iones es baja.

2. OBJETIVO

• Diferenciar compuestos iónicos de compuestos covalentes
asándonos en diferencias de conductividad de la corriente
eléctrica.

3. FUNDAMENTO

La corriente eléctrica , es transportada por un alambre metálico, esto
implica una corriente de electrones moviéndose a lo largo del
alambre de átomo a átomo. La corriente eléctrica a través de una
solución consiste de una corriente de iones negativos moviéndose
hacia el ánodo (electrodo positivo), y una corriente de iones
positivos moviéndose hacia el cátodo (electrodo negativo).

Durante la conducción de la corriente eléctrica a través de una
solución ocurren cambios químicos en cada electrodo. Los iones
capturan electrones del cátodo mientras que por otro lado
depositan electrones en el ánodo.

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IONES COMO SUSTANCIAS INDIVIDUALES
Consideremos los ácidos : HCl , HBr , HNO3 y H2SO4 . Como
sustancias puras, cada una es distinta, y cada una tiene
características individuales. Pero si las colocamos en agua sus
soluciones asumiran varias propiedades en común : sabor ácido ,
neutralizan bases, viran a rojo el papel azul de tornasol . Estas son
las propiedades del ion hidrógeno ( H+ ) . Pero también las
soluciones son diferentes, poseen respectivamente las propiedades
del ión cloruro ( Cl- ) , bromuro ( Br- ) , nitrato ( NO3- ) y ion sulfato (
SO42- ) .


- 3 vasos de precipitados de 250ml
- 1 Aparato para comparar las conductividades eléctricas de varias
soluciones.
- 1 cápsula de porcelana
- 50 ml de ácido acético glacial
- 2 picetas con agua destilada
- 12 vasos de precipitados de 150ml
- etanol de 95% , NaCl sólido , KclO3 sólido.
- sacarosa , trozos de marmol, granallas de zinc.
- soluciones de HCl 6M , HCl 0,1M , ác. acético 0,1M , NH4OH
0,1M , NH4C2H3O2 0,1M , NaOH 0,1M , HC2H3O2 6M , NaCl
0,1M

5. TÉCNICA OPERATORIA

Midiendo las conductividades eléctricas relativas de varias
sustancias puras y de sus soluciones obtendremos evidencias
concernientes a la presencia y concentración relativa de iones en
estas sustancias.

a) ELECTROLITOS Y NO ELECTROLITOS: En cada una de las
siguientes pruebas clasificar cada sustancia como buen conductor ,
pobre conductor o como no conductor de la electricidad.

SUSTANCIAS PURAS Y SUS SOLUCIONES: Comparar la
conductividad del agua destilada con el agua potable. Ensayar la
conductividad de 10ml de alcohol etílico al 95% , luego adicionar
10ml de agua destilada y ensayar la solubilidad de la solución
formada . Ensayar pequeñas cantidades de las muestras puras :
ácido acético glacial (HC2H3O2 ) , sacarosa ( C12H22O11 ) , cloruro de
sodio (NaCl).

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RESULTADOS:

MUESTRA Buen conductor Pobre conductor No conductor
H2O
H2O + agua potable
Alcohol etílico
Alcohol etílico + H2O
HC2H3O2
HC2H3O2 + H2O
C12H22O11
C12H22O11 + H2O
NaCl
NaCl + H2O

CONCLUSION:

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

RESULTADOS:

CONCLUSION:

21


c) COMPARACION DEL COMPORTAMIENTO DE ACIDOS FUERTES Y
DEBILES , BASES FUERTES Y DEBILES , SALES FUERTES Y
DEBILES: Determinar la conductividad relativa de 5-10ml de: HCl 0,1M,
HC2H3O2 0,1M; NaOH 0,1M, NH4OH 0,1M; NaCl 0,1M , NH4C2H3O2 0,1M.

RESULTADOS:
MUESTRA Buen conductor pobre conductor
no conductor
HCl 0,1M
HC2H3O2 0,1M
NaOH 0,1M
NH4OH 0,1M
NaCl 0,1M
NH4C2H3O2 0,1M

CONCLUSION:

d) COMPARACION DE DATOS DE CONDUCTIVIDAD CON EL
COMPORTAMIENTO QUIMICO :
Comparar el comportamiento de HCl 6M y de HC2H3O2 6M en los
siguientes casos:
#
reacción frente a trozos de marmol (CaCO3): verificar la velocidad
del desprendimiento de gas CO2
#
reacción frente a granallas de zinc: verificar la velocidad de
desprendimiento de gas H2

RESULTADOS:

CONCLUSION:

22


6. CUESTIONARIO

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

23


PRACTICA Nº 5

CINETICA QUIMICA

1. INTRODUCCIÓN
Cinética Química: estudia a la velocidad de reacción considerando todos los
factores que influyen sobre ella y explicando la causa de la magnitud de dicha
velocidad.

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

Consideremos la siguiente ecuación :

A → B

Podemos definir la velocidad de esta reacción como la velocidad con que va
apareciendo el producto “B”

Velocidad de reacción = Velocidad con que aparece el producto “B”

Suponiendo que la concentración del producto es “¨[B]1” en un tiempo “t1” y
“¨[B]2” en un tiempo “t2”. Entonces el aumento en la concentración de “B” por
una unidad de tiempo, se expresa de la siguiente manera:

[B] 2 - [B] 1 ∆B
=
t2 -t1 ∆t

lo cual es por definición, igual a la velocidad de la reacción :

VELOCIDAD = ∆B
∆t

Al definir la velocidad de la reacción como el descenso en la concentración
del reactante “A” por unidad de tiempo, la expresión es:

VELOCIDAD = - ∆A
∆t

El signo negativo ( - ) se emplea con el fin de que la velocidad resulte una
cantidad positiva ya que “ ∆ A” , igual a “ [A] 2 - [A] 1 “ es necesariamente
negativa, siendo “A” el reactante.

24


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

2. PARTE EXPERIMENTAL

A. EFECTO DE LA CONCENTRACION

# Objetivo: Verificar el efecto de la variación de la concentración de
reactante sobre la velocidad de la reacción.

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

KIO3 + 3 Na2SO3 H2SO4 KI + 3 Na2SO4

KIO3 + 5 KI + 3 H2SO4 3 H2SO4 + 3 I2 + 3 H2O

I2 + almidón Complejo de color azul intenso

# Metodología:

1º Medir 10ml de solución de iodato de potasio y 80ml de agua en un beaker de
400ml colocado sobre una hoja de papel blanco. Adicionar 10ml de solución de
almidón –sulfito a la solución en el beaker cronometrar a partir de la adición.
Agitar la solución con varilla y anotar el tiempo transcurrido hasta la aparición
de color azul (tiempo requerido para que el sulfito sea consumido)

Tiempo : ________________

2° Repetir el experimento usando 20ml de iodato , 70ml de agua y 10ml de la
solución almidón-sulfito. Nuevamente registrar el tiempo requerido para que el
sulfito sea consumido.

Tiempo : ___________________

3° Repetir el experimento usando 30ml de iodato, 60ml de agua y 10ml de
solución de almidón sulfito.

Tiempo : __________________

25


4° Graficar en papel milimetrado los datos de concentración de iodato frente
al tiempo de reacción.

B. EFECTO DE LA TEMPERATURA

Para estudiar el efecto de la temperatura deben mantenerse constantes la
concentración y otros factores, luego la reacción es determinada a varias
temperaturas.

Los siguientes ensayos se realizan en base a la reacción entre el tiosulfato
de sodio y el ácido sulfúrico, siendo el punto de referencia para la
determinación del tiempo de reacción la aparición de azufre como producto
.
La presencia de este elemento, al ser sólido insoluble en agua, produce una
opalescencia blanquecina en el medio acuoso:

S2O32- + 2 H+ H2SO3 + S (s)

# Metodología

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

Temperatura : ______________ Tiempo : _________

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

Temperatura : _______________ Tiempo : _____________

3° Repetir el procedimiento para los otros dos tubos restantes incrementando
la temperatura 8-10°C para cada prueba sucesiva.

Temperatura : ______________ Tiempo : _____________

Temperatura : _____________ Tiempo : _____________

26


4° Graficar en papel milimetrado los datos de temperatura frente al tiempo de
reacción.

3. CUESTIONARIO

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

27


PRACTICA N° 6

SOLUCIONES

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES NORMALES Y
ESTANDARIZACIÓN
1. INTRODUCCIÓN:

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

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

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

Las Expresiones más comunes de las soluciones se describen a
continuación.

1.1 PORCENTUALIDAD
A) Porcentaje % ( Peso en Volumen )
Es la cantidad de gramos de soluto en 100ml de solución.

P
%V = N° G soluto
100ml Solución

28


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

V
%V = N° de mL soluto
100 ml de Solución

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

P
%P = N° de G de soluto
100g de Solución

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

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

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

29


Para su utilización el cálculo relacionado con una transformación
química, la cantidad de reactivo se expresa de la manera más conveniente
de tal forma que su empleo resulte lo más simple posible.

Molaridad: Número de moles de un soluto Q.P. en 1 Litro de solución.

M = Número de Moles
Volumen en Litros de solución

Número de Moles = g
PM

g : gramos de soluto
PM : Masa molecular

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

N = Número de Equivalentes
Volumen en 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

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

G NaOH =

30


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

2. OBJETIVO:

• Preparar y estandarizar una solución de concentración conocida.

3. FUNDAMENTO

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

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

g = 0,4g

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

3.2 ESTANDARIZACIÓN
Se usan patrones primarios: En este caso el Biftalato de Potasio, la
reacción es la siguiente:
COONa
COOH
+ NaOH + H2O
COOK COOK

PM = 204.23 g/mol PM = 40 g/mol

En base a esta reacción se deduce

31


N NaOH x V NaOH = G biftalato K+
Eqte Bift.K+

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

N NaOH = G biftalato K+
Eqte Bift.K+ x VNaOH


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

5. TÉCNICA OPERATORIA
• Pesar más de 2 g (2,1 ó 2,2) de NaOH.
• Una vez ponderada la masa añadir el NaOH a un beaker de 50 a
100 mL y añadir 10 mL de agua destilada, disolviendo con ayuda
de una varilla de vidrio.
• El contenido del beaker añadirlo a una fiola de 500 mL; se lava el
beaker con sendas cantidades de H2O destilada (10 mL, 3 a 4
veces) repitiendo el paso anterior.
• Agitar la fiola con su contenido y llenar con H2O hasta la línea de
aforo. Homogenizar.
• Etiquetar como NaOH ± 0,2 N.
• Colocar el NaOH ± 0,2 N en una bureta hasta la línea de
referencia cero.
• Por otro lado, en un matraz tipo erlenmeyer, colocar 200 mg de
biftalato de potasio y disolver con 20 mL de H2O destilada y
agitar; añadir luego fenolftaleína al 1% en etanol, III gotas.
• Añadir gota a gota desde la bureta el NaOH ± 0,2 N sobre la
solución del erlenmeyer hasta la aparición de un color ligeramente
rosado. Anotar el gasto: G.
• Aplicar la fórmula respectiva y hallar la normalidad exacta.

32


6. REGISTRO DE DATOS Y CONCLUSIONES
Preparación de NaOH ± 0,1 N y estandarización.

Masa de NaOH ± 0,1 N
Masa de biftalato de potasio
Gasto de NaOH ± 0,1 N
Normalidad exacta NaOH

Aplicaciones

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

7. CUESTIONARIO
1. Se prepara NaOH en solución acuosa de la siguiente manera: se
ponderarán 2 g de masa de dicho compuesto y se diluyeron con H2O
cantidad suficiente para 250 mL; ¿Cuál será su normalidad aproximada?
2. Del problema anterior, se estandariza usando 200 mg de Biftalato de
Potasio (M = 204,23 g/mol) y se deja caer desde una bureta gota a gota el
hidróxido de sodio ± 0,2 N; gastándose 5,1 mL, usando fenolftaleína como
indicador. ¿Cuál es la normalidad exacta?
3. Se tiene un ácido acético en solución acuosa; la concentración es
desconocida. De dicha muestra se miden 10 mL y se valoran con la
solución anterior gastándose 5 mL. ¿Cuál es la reacción que ha ocurrido y
la normalidad exacta del ácido acético?
4. ¿Cómo prepararía HCl ± 0,2 N a partir de un HCl concentrado 33 °p/°p y ρ =
1,18 g/mL?. Asumir un volumen de preparación igual a 500 mL.
5. ¿Por qué las soluciones usadas en el laboratorio deben ser estandarizadas,
cuando se trabaja en valoraciones?

33


PRÁCTICA Nº 7

DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL pH Y SOLUCIONES
AMORTIGUADORAS

1. INTRODUCCIÓN

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

2. OBJETIVOS
• Aprender a utilizar diferentes métodos de medición de pH de
soluciones
• Determinar experimentalmente el pH de las siguientes soluciones:

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

• Verificar el comportamiento anfótero de la albúmina frente a ácidos y
bases.
• Verificar el efecto del pH en la solubilidad de sustancias orgánicas.

3. FUNDAMENTO
Para obtener el pH se determina con la concentración de H+ en moles /
Litro y se calcula el pH mediante la siguiente fórmula:

pH =-log[H+] =Log 1/[H+]

34


DETERMINACIÓN DEL pH POR EL MÉTODO COLORIMÉTRICO

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

Por debajo del limite inferior el indicador muestra un color y por encima
del limite superior del margen del pH el indicador muestra un valor
diferente.

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

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

SOLUCIÓN AMORTIGUADORA

Es aquella que pone una resistencia al cambio en la concentración de
iones hidrógenos, o el pH, aún cuando se agrega un ácido a una base fuerte a
la solución.

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

Ejemplos:

SOLUCIONES REGULADORAS PKA INTEVALO DEL pH

CH3COOH + CH3COONa 4.76 3.7 a 5.8
NaH2PO4 + NaHPO4 7.21 5.8 a 8.0
H3BO3 + NaBO3 9.24 8.2 a 10.2

35


B. Mecanismo de acción de las Soluciones Buffer

La regulación del pH de una solución se da por una reacción de
neutralización, por ejemplo:

a. CH3COOH + CH3COONa HCl CH3COOH + NaCl

b. CH3COOH + CH3COONa NaOH CH3COONa +H2O

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

pH =pKA + log (sal) / (ácido)
D. Ecuación de pH de una base débil y una sal de ácido conjugado.
pH =pKw -pkB + log (base) / (sal)

pH =pKw -pkB + log ( no ionizado) / (ionizado)
E. Aplicación de las Soluciones Buffer

Estas soluciones permiten mantener la solubilidad y aumentar la estabilidad
de determinadas drogas.
▪ En la acción farmacológica de las drogas, primero se identifica la naturaleza
de las mismas, que pueden ser ácidas o básicas.

▪ Administración por vía oral.
-nivel estomacal : pH ácido.
-nivel intestinal : pH alcalino.

▪ En todas las drogas, la forma no iónica es absorbidas por la membrana
celular, que es de carácter lipídica.


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

36


Reactivos :

Soluciones indicadoras : Solucion buffer (pH =4)
% Tampón de boratos
% Fenoftaleina 1% % Fenobarbital sodico 2%
% Azul de timol % HCL 0.1M, 0.03 M , 0.01M
% Azul de bromofenol % NaOH 0.1 M, NaOH 0,01 M
% Rojo metilo % CH3COOH 0.1M
% Azul de bromotimol % NH4OH 0.1M
% NH4CL 0.1 M

5. PROCEDIMIENTO Y TECNICA OPERATORIA
5.1 MEDICION DEL pH DE SOLUCIONES
A) METODO COLORIMETRO:
A..1 Calculamos el pH teórico de las soluciones.
NaOH 0.01M CH3COOH 0.1 M
pOH = - log [OH‫]־‬ pH = ½ pKA - ½ log
pOH = - log [0.01] [CH3COOH]
pOH = 2 pH = ½ (4.76)-1/2 log [0.1
pH=14 - pOH pH = 2.88
pH=14 - 2
pH= 12 NH4OH 0.1 M
pH = Pkw - ½ pKB + ½ log [NH4OH]
HCl O.O1 M pH =14 -1/2(4.76)+1/2 log [NH4OH ]
pH = - log [H3O] pH = 11.12
pH = - log [0.01]
pH = 2
NH4Cl 0.1M

pH= ½ Pkw – 1/2pKB –1/2 log[NH4Cl]
pH =½(14) –1/2 (4.76)+1/2 0.
pH =5.12.

37


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

SOLUCIÓN PAPEL INDICADOR PH

NaOH 0.01M ROJO 9.5
HCl 0.01 M AZUL 2
CH3COOH 0.1 M AZUL 2.5
NH4 OH. 0.1M ROJO 9.5
NH 4Cl 0.1 AMARILLO 5.5

B) METODO POTENCIOMETRICO
• Tomamos 10 ml de cada solución y medimos el pH real sumergiendo
el electrodo del potenciómetro en la solución.
• Antes se sigue a los pasos previos:
1. Lavar electrodo con agua destilada.
2. Calibrar el potenciómetro con una solución buffer (pH= 4)

POTENCIÓMETRO pH

NaOH 0.01M 9.5

HCl 0.01 M 2

CH 3COOH 0.1 M 2.5

NH 4 OH. 0.1M 9.5

NH 4Cl 0.1 M 5.5

38


5.2 INFLUENCIA DEL pH EN LA SOLUBILIDAD DE LAS DROGAS.

(1) (2) (3)

Fenobarbital 2% 2 mL 2 mL 2 mL
HCl 0,01 M 2 mL - -
HCl 0,03 M - 2 mL -
HCl 0,1 M - - 2 mL

AGITACIÓN
pH
Resultados
pp

IMPORTANCIA DEL TAMPONAMIENTO EN LA SOLUBILIDAD DE UNA
DROGA.

A1 B1 A2 B2

FeNa 2% 5 mL 5 mL 1,5 mL 1,5 mL HCl 0.1N
pH

A1 + A2 pH = Precipitado =
B1 + B2 pH = Precipitado =

39


6. CUESTIONARIO

1. ¿Cuál es el sistema amortiguador que usa la sangre para mantener el
pH en 7,35 aproximadamente?
2. ¿Cuál es el pH de un ácido débil (ácido acético KA=1,8 X 10-5) 0,01M?
3. ¿Cuál será el pH de una base débil 0,01 M de KB= 2,3 X 10-5?
4. ¿Cuál será elpH de un HCl 0,001 M?
5. ¿Cuál será el pH de una base fuerte 0,01M?
6. ¿Cuál es la estructura del fenobarbital sódico y por qué precipita?
7. ¿Qué tipo de amortiguador usa el sistema intracelular?

7. REGISTRO DE DATOS Y CONCLUSIONES

A. pH método colorimétrico

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

B. pH método potenciométrico

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

C. Influencia del pH en solubilidad de drogas

(1) (2) (3)
Fenobarbital sódico 2 % 2 mL + HCl 0,01 M 2 mL + HCl 0,02 M 2 mL + HCl 0,1 M
pH
pp (precipitado)

D. Importancia del tamponamiento en la solubilidad de las drogas

pH Presencia de
precipitado
A1 + A2
B1 + B2

40


PRÁCTICA N° 8

ESTEREOQUÍMICA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS

1. Definir brevemente cada uno de los términos siguientes y dar un
ejemplo:
a) (R) y (S)
b) Cis y Trans
c) Isómeros ópticos
d) Mezcla racémica
e) Quiral y aquiral
f) Meso

2. Determinar el tipo de isómero geométrico en cada uno de los siguientes
casos:

Cl Cl Br Cl
C C C C
H H F H

Cl CH2CH3
H3C CH2CH3
C C
C C
Br CH3
H CH(CH3)2

H CH3
OHC OH
C C COOH
C C HOOC C C
HOOC CH3
H3C H

3. Dibujar la estructura de cada uno de los siguientes compuestos:
a) (E)-3-metil-2-hexeno
b) (Z)-2-cloro-2-buteno
c) (2E,5Z)-nonadieno
d) (Z)-3,7-dimetil-2,6-octadieno-1-ol

41


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

H
H OH
COOH

H3C
Cl CH3 I

H CN

Br
Et C CH
O2N F
Me

COOH

H3C OH H
HO H
Cl O
CHO

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

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

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

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

42


7. Dibujar las proyecciones de Fischer para:

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

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

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

c) Br Br

d) CHO CHO

H OH OH H

H OH H OH

CH2OH CH2OH

e)
H3C Br H3C H

H C C H Br C C CH3

Br CH3 H Br

43


PRÁCTICA N° 9

COMPUESTOS HIDROXILICOS Y CARBONILICOS

1. INTRODUCCION

1.1 ALCOHOLES Y FENOLES

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

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

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

1.1.1 ALCOHOLES: Según el número de átomos de hidrógeno unidos
al carbono que contiene al -OH
existen tres tipos de alcoholes :

H H R

R - C - OH R - C - OH R’ - C - OH

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

44


Alcohol isopropílico Alcohol tert-butílico
1,2,3 propanotriol

Alcohol alílico Alcohol bencílico

1.1.1.1 REACCION CON EL SODIO METALICO: Cuando se agrega sodio
o potasio metálico, el alcohol reacciona desprendiendo gran energía y
liberando hidrógeno. La solución resultante contiene alcóxido de sodio o
potasio :

CH3OH + Na CH3ONa + ½ H2
Metanol Metóxido de sodio

La facilidad con que se forman estos alcóxidos va de acuerdo a la
acidez. Un alcohol primario libera más rápidamente el hidrógeno que uno
secundario y que uno terciario :

Reactividad frente al sodio metálico :
alc. 1° > alc. 2° > alc. 3°

1.1.1.2 SUSTITUCION POR HALOGENO : El grupo OH de los alcoholes
puede ser sustituido por halógenos. Esta reacción ocurre más rápido con
los alcoholes terciarios, mientras que con los alcoholes secundarios es
lenta y con los alcoholes primarios es más lenta:

R3C - OH + HCl ZnCl2 R3 C - Cl + H2O Rápido
Cloruro de
alquilo

ZnCl2
R2CHOH + HCl R2CH - Cl + H2O Lento

ZnCl2
RCH2OH + HCl RCH2 - Cl + H2O Muy lento

45


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

Los alcoholes primarios se oxidan y pasan a aldehídos, y a
menos que se retire el aldehído formado, del sistema, se oxidará hasta
ácido carboxílico.

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

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

ALDEHIDOS Y CETONAS

Los aldehídos y cetonas son compuestos orgánicos que se caracterizan
por la presencia del grupo CARBONILO :

C= O

EJEMPLOS :
R R
C O C O

H R

Aldehídos Cetonas

46


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

2,4-dinitrofenilhidrazina 2,4-dinitrofenilhidrazona

Los aldehídos pueden ser detectados por el reactivo de Schiff
(Fucsina decolorada) con el cual dan una coloración violeta o rosa
azuloso . Esta prueba es específica para aldehídos, aunque es ligeramente
positiva para la acetona y es negativa para las otras cetonas.

Los aldehídos se pueden obtener por oxidación de alcoholes primarios
con oxidantes suaves por ejemplo el CuO caliente.

47


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

R R
2+
C O + 2 Cu + 5 OH C O + Cu2O + 3 H2O

H -O

Sal de ácido Oxido cuproso

espejo de plata

2. OBJETIVOS

• Verificar las principales propiedades de los compuestos hidroxilicos
como alcoholes y fenoles.
• Verificar las principales propiedades químicas de los compuestos
carbonilicos como aldehidos y cetonas.


- Gradilla - acetaldehido al 10%
- tubos de prueba - benzaldehido
- cocinilla - n-butanol , 2-butanol , ter-butanol
- bañomaria - acetona
- pipetas de 5ml y 10ml - sodio metálico
- reactivo de Tollens - reactivo ácido crómico
- reactivo de Schiff - reactivo de Lucas
- solución de borax al 1% - reactivo 2,4-dinitrofenilhidrazina
- solución indicador fenolftaleina - ácido sulfúrico concentrado
- metanol - ácido salicílico
- fenol al 1% - reactivo de Fehling (A y B)

48


4. PARTE EXPERIMENTAL

4.1 REACCION CON SODIO METALICO:

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

RESULTADOS:

Alcohol

Rvo. Sodio

DISCUSION:

CONCLUSION:

49


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

Alcohol

Rvo. de Lucas

DISCUSION:

CONCLUSION:

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

RESULTADOS:

Alcohol

50


Rvo.ac. crómico

DISCUSION:

CONCLUSION:

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

RESULTADOS:

DISCUSION:

CONCLUSION:

51


4.5 PRUEBA DEL ACIDO BORICO
OBJETIVO: Diferenciar alcoholes polihidroxilados de monohidroxilados.
METODO OPERATORIO: En 2 tubos de prueba colocar 2ml de
solución de borax al 1% , luego agregar 2 gotas de solución indicadora de
fenolftaleina, finalmente al primer tubo adicionar 5 gotas de etanol y al
segundo tubo 5 gotas de glicerina, agitar y observar.
RESULTADOS:

DISCUSION:

CONCLUSION:

4.6 REACCION CON LA 2,4-DINITROFENILHIDRAZINA
OBJETIVO: Comprobar la presencia de grupo carbonilo en aldehídos y
cetonas
METODO OPERATORIO: En un tubo de prueba colocar gotas de
aldehído ó cetona luego adicionar 10 gotas de Rvo. 2,4-
dinitrofenilhidrazina agitar y observar si se forma algún precipitado. Si no
hay formación de precipitado inmediatamente , esperar 5 minutos, si no
hay precipitado , llevar a baño maría por 3 minutos enfriar y observar si
hay formación de precipitado .

RESULTADO:

Muestra

Rvo,. 2,4-dinitro
fenilhidrazina

52


DISCUSION :

CONCLUSION:

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

RESULTADOS:

Muestra

Rvo. De Schiff

DISCUSION:

CONCLUSION:

53


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

RESULTADOS:

Muestra

Rvo. Tollens

DISCUSION:

CONCLUSION:

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

54


RESULTADOS :

Muestra

Rvo. Fehling

DISCUSION :

CONCLUSION:

CUESTIONARIO

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

PRUEBA Acido crómico Rvo . de Tollens 2,4-Dinitrofenilhidrazina

RESULTADO Solución verdosa formación del Formación de un precipitado
y precipitado espejo de plata anaranjado

Señalar a que familia de compuestos orgánicos pertenece la muestra
“M” y Por qué ?

55


PRÁCTICA N° 10

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Y FORMACIÓN DE ÉSTERES
1. INTRODUCCIÓN

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

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

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

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

Reacción química:

COOH H2SO4 COOH

+ (CH2CO)2 + CH3COOH
OH OCOCH3

Acido salicílico Aspirina

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

3. FUNDAMENTO
El ácido acetil salicílico, conocido comúnmente como aspirina, se
prepara con un buen rendimiento por acetilación del ácido salicílico con
anhídrido acético en presencia de ácido sulfúrico.

56


4. REACTIVOS Y MATERIALES

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

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

5. PROCEDIMIENTO

• Pesar 1 g de ácido salicílico en un erlenmeyer de 100 mL, agregar 3 mL de
anhídrido acético y 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado.

• Agitar la mezcla suavemente por unos 5 minutos. La reacción es
exotérmica, por lo que al elevarse la temperatura todo el ácido salicílico se
disolverá.

• Dejar enfriar la mezcla, agregar lentamente y gota a gota aproximadamente
1 mL de agua destilada para decomponer el exceso de anhídrido acético.

• Agregar 156 mL de agua destilada a la solución, calentar hasta que se
aclare y luego dejar enfriar. Cuando la mezcla se haya enfriado a
temperatura ambiente, poner un paño de hielo para ayudar la
cristalización.

• Filtrar los cristales obtenidos por succión al vacío.

• Lavar los cristales con pequeñas porciones de agua destilada fría.

• Secar los cristales al aire.

57


TEST DEL Fe3Cl

• Disolver en un tubo de ensayo unos cuantos cristales de aspirina obtenida
(cruda).

• Agregar 3 – 5 gotas de Fe2Cl al 1%.

• Hacer el mismo test con la aspirina comercial y el ácido salicílico

• Observar y comparar los resultados

6. RESULTADOS

• Pesar el producto final y anotar

7. CUESTIONARIO

• Efectúe la reacción química entre el ácido acetil salicílico y el anhídrido
acético.
• Describa alguna técnica de cristalización
• ¿Qué otros compuestos químicos se podrían utilizar para la síntesis de
aspirina en lugar de anhídrido acético?.
• Calcular el porcentaje de rendimiento a partir del peso inicial del ácido
salicílico.

58


PRÁCTICA N° 11

CARBOHIDRATOS

RECONOCIMIENTO DE LOS CARBOHIDRATOS

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

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

2. OBJETIVOS

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

3. FUNDAMENTO

Reacción de Fehling:

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

Reacción del Lugol

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

59


Reacción de Molish
Los di, oligo y polisacáridos puede ser degradados o hidrolizados
hasta transformarlos en las unidades de monosacáridos que los
constituyen.
La hidrólisis química, requiere de catalizadores (ácidos minerales) y
de calor. La hidrólisis puede seguirse controlando algunas
propiedades químicas como el poder reductor.
La hidrólisis del almidón produce azúcares de peso molecular cada
vez menor hasta convertirse íntegramente en monosacáridos:
almidón, dextrina, eritro dextrina, alfa y beta acrodextrina, maltosa y
D-glucosa.

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

Reacción de Seliwanoff
El ácido clorhídrico caliente del reactivo deshidrata a las
cetohexosas para formar hidroximetilfurfural más rápido que las
aldohexosas correspondientes.
Las cetohexosas reaccionan con el resorcinol del reactivo para dar
compuestos de color rojo oscuro, las aldohexosas forman
compuestos de color ligeramente rosados.

4. MATERIAL Y REACTIVOS

Materiales:

• Tubos de ensayo, gradilla • Beaker
• Pipetas • Rejilla con asbesto
• Trípode • Bagueta
• Mechero Bunsen • Agua destilada
Reactivos:

• Reactivo de Fehling A y B • Reactivo de Seliwanoff
• Reactivo De Lugol • HCl concentrado y diluído
• Reactivo de Bial • Bicarbonato.

60


Muestras de carbohidratos: • Almidón (harina).
• Galactosa, xilosa, ribosa,
• Sacarosa (azúcar común) maltosa.
• Fructosa (gaseosa) • Solución de almidón
• Lactosa (leche)

5. PROCEDIMIENTO

Reacción de Fehling:

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

61


Reacción del Lugol

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

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

Reacción de Molish

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

Figura 2
Figura 1

62


Reacción de Bial
o En tubos de pruebas, colocar 2 mL de cada una de las muestras
indicadas, adicionar 4 mL de reactivos de Bial, calentar en baño
maría durante 10 a 15 minutos hasta ebullición.

o La coloración verde indica la presencia de pentosas.

Reacción de Seliwanoff
o Colocar en tubos de pruebas 5 mL de reactivo de Seliwanoff y 3
mL de las muestras indicadas, llevar a baño maría durante 4 a 5
minutos. La coloración salmón 8rojo cereza) evidencia la
presencia de cetohexosas.

Investigación de azúcares no reductores

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

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

Figura A
Figura B

63


6. REGISTRO DE RESULTADOS

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

Investigación de azúcares no reductores

Sacarosa Positivo Negativo

7. CUESTIONARIO

1. Indicar, ¿cuáles de los siguientes azúcares son reductores: xilosa,
manosa, alosa, saxarosa, glucógeno?
2. ¿Cuál es la principal utilidad de los siguientes ensayos:
- Formación de Osazonas.
- Determinación de la rotación óptica.
- Hidrólisis de polisacáridos.
3. Determinar la rotación específica de los siguientes azúcares:
D-glucosa, D-arabinosa, D-ribosa, D-fructosa, lactosa, sacarosa,
maltosa.
4. ¿Cuál es el contenido normal de azúcar en la sangre humana?
5. Indicar la diferencia entre los siguientes términos: glucemia,
hipoglucemia e hiperglucemia.
6. ¿Cuáles son las fuentes naturales de sacarosa, lactosa y maltosa?
7. ¿Cuál es la importancia de la Glucosa en el organismo humano?

64


PRÁCTICA N° 12

AMINOÁCIDOS Y PROTEINAS

RECONOCIMIENTO DE PROTEINAS

1. INTRODUCCIÓN

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

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

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

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

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

2. OBJETIVOS

• Reconocer las proteínas identificando sus características
físicas y químicas.

65

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