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UNIVERSIDAD MAYOR
Facultad de Medicina
Escuela de Kinesiología
Química y Bioquímica
1
UNIVERSIDAD MAYOR
FACULTAD DE MEDICINA
ESCUELA DE KINESIOLOGÍA
QUÍMICA Y BIOQUÍMICA
LABORATORIO DE
QUÍMICA Y BIOQUÍMICA
2011
Profesores de Laboratorio:
Gabriela Cornejo B.
Mayama Francia A.
AUTORES: Alejandra Moreno O.; Roberto Bravo M.; Gabriela Cornejo B.
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Química y Bioquímica
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LABORATORIO N°1
MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO
I.- INTRODUCCIÓN
A) Instrucciones Generales
Cada alumno debe presentarse puntualmente al laboratorio llevando:
• Delantal blanco
• Guía de laboratorio
• Pantalón largo
• Zapatos cerrados
Es obligatorio, que cada alumno:
• Trabajar sólo en presencia de profesores.
• Realizar un estudio previo de las materias teóricas de la sesión a
realizar, según calendario de actividades.
• Conocer y aplicar las normas mínimas de seguridad.
• Mantener los frascos de reactivos tapados y en lugares asignados
por el profesor.
B) Normas Generales de Seguridad
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Conozca y practique las normas mínimas de seguridad.
Informe de inmediato al profesor en caso de lesión, por leve que ésta sea.
Lea con calma las instrucciones para el desarrollo del trabajo práctico y no se distraiga durante
el desarrollo de éste.
Use el delantal siempre abotonado.
Mantenga limpio su lugar de trabajo.
Tenga cuidado con la barba, pelo largo suelto, ya que puedes enredarte fácilmente, inflamarte o
absorber sustancias químicas peligrosas.
Se prohibe beber, comer y fumar durante el desarrollo del práctico.
No lleve sus manos a la boca durante el desarrollo de un práctico.
Jamás caliente material de vidrio graduado directamente a la llama del mechero, utilice la
estufa para secar.
Oriente la boca del tubo de ensayo lejos de Ud. y de otras personas cuando esté calentando.
Etiquete siempre los reactivos y el material que este utilizando en el práctico.
No succione un reactivo con la boca usando la pipeta, siempre utilice una propipeta.
Lea siempre la etiqueta del reactivo.
No huela los reactivos directamente.
Mantenga siempre las sustancias químicas tapadas.
Los líquidos inflamables y tóxicos deben ser utilizados siempre bajo campana.
Diluya o neutralice las sustancias antes de botarlas al resumidero.
No bote reactivos sólidos al resumidero.
Si se derrama algún reactivo sobre la piel, lave inmediatamente con abundante agua e informe a
su profesor lo ocurrido.
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C) Materiales de Laboratorio de uso más frecuente
Pinza para bureta
Bureta
Bagueta
Pipeta aforada
o volumétrica
Pipeta
graduada
Vidrio de reloj
Tubos de ensayo
Embudo simple
Vaso de precipitado
Embudo Büchner
Matraz Aforado
Matraz Kitazato
Probeta
Matraz Erlenmeyer
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Embudo de separación
Mortero con pistilo
Frasco Gotario
Pizeta
Crisol con tapa
Propipeta
Pinza para crisol
Rejilla con
Centro de asbesto
Gradilla
Pinza con nuez
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Trípode
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D) Materiales Volumétricos
Clasificación:
1.
No clasificado: No se conoce su precisión, la medición con él implica errores de medida.
2.
Clasificados: Material calibrado individualmente, de alta precisión y exactitud.
Instrucciones generales para el uso del material volumétrico
Cuando un líquido está contenido en algún material volumétrico, la superficie exhibe una
curvatura denominada menisco.
En la lectura del material volumétrico, el ojo del observador debe estar a nivel del líquido
(Figura 1).
Los matraces aforados se utilizan solamente para preparar soluciones y deben permanecer
tapados, ya que la evaporación del líquido que contienen se traduce posteriormente en una alteración
de la concentración.
Figura 1
E) Material volumétrico
Probetas: Son recipientes cilíndricos transparentes, graduados, provistos de una base. Las hay de
diferentes capacidades. Las probetas no son muy precisas, sólo se emplean en mediciones
aproximadas.
Matraces Aforados: Son recipientes de fondo plano y cuello estrecho, en los cuales pequeñas
variaciones de volumen del líquido se traducen en cambios visibles en la marca en el cuello o menisco.
Pipetas: Son instrumentos diseñados para entregar un volumen conocido de líquido, transfiriéndolo
de un recipiente a otro. Existen dos tipos: las que entregan un volumen fijo, o volumétricas, y las que
están calibradas en unidades para que puedan dejar salir diferentes volúmenes conocidas como
graduadas.
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Buretas: Consiste en un tubo calibrado provisto de una válvula o llave por la cual se controla el flujo
del líquido. Poseen una precisión y exactitud superior a las pipetas y siempre se utiliza en forma
vertical, sostenida por un soporte universal (Figura 2).
Figura 2
F) Material de Calentamiento
Mecheros: Existe gran variedad de mecheros, siendo el de uso común el Bunsen. Éstos aprovechan el
poder calorífico del gas para combustionarse con el aire (Figura 6).
Figura 6
Mechero Bunsen: Posee una base metálica en el cual se encuentra el inyector de gas y una salida
lateral para la conexión del gas. Atornillada a su base tiene una chimenea con orificios regulares para
la entrada del aire (figura 7).
Figura 7
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Si la entrada de aire se encuentra tapada, se produce una llama amarilla de bajo poder
calorífico; debido a la presencia de gases reductores, tales como hidrógeno y monóxido de carbono
esta se conoce como llama Reductora. Al colocar un objeto frío en contacto con esta llama, se
deposita una capa de hollín debido a la combustión incompleta.
Si la entrada de aire se encuentra abierta, se produce una llama de color azul de alto poder
calorífico, ésta es la llama Oxidante. En la base de la llama se produce un cono interno de color
calipso atribuido a la combustión del monóxido de carbono su temperatura es baja por la presencia de
gas y oxígeno sin combustionar. Al colocar un objeto frío en contacto con esta llama, no se deposita
una capa de hollín debido a que la combustión es completa. De aquí que la llama presenta diferentes
zonas de temperatura (figura 8).
Figura 8
Si el paso de gas es insuficiente o bien hay exceso de aire, puede ocurrir que la llama
descienda por el interior de la chimenea y se pose finalmente en el inyector de gas, provocando
calentamiento excesivo del tubo. Cuando ocurre esto, se dice que el mechero está calado y se debe
cortar inmediatamente el paso de gas, cerrar el paso del aire a la mitad y luego volver a encender.
Siempre debe encenderse el mechero teniendo la chimenea
con la entrada de aire cerrada y luego abrirla lentamente.
H) Material de medición de temperatura
Existen dos conceptos que se confunden con frecuencia: Cantidad de calor y temperatura.
Cantidad de calor
Se mide en calorías (cal), kilocalorías (Kcal) y British Thermal Unity (BTU). Una caloría es la
cantidad de calor que es capaz de incrementar en un grado Celsius la temperatura de un gramo de
agua pura, desde 14,5 a 15,5 °C.
Temperatura
Es el resultado del aporte o sustracción de calor a un cuerpo dado; se puede expresar en
grados celsius o centígrados, grados kelvin o absoluto y grados Fahrenheit.
• La escala Centígrado: Toma como 0°C la temperatura del hielo fúndente y como 100°C la
temperatura de ebullición del agua pura, cuando la presión es de 1 atm. Las temperaturas
expresadas en esta escala se designan con la letra “C”.
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• La escala Kelvin: Se diferencia de la centígrado en que el cero grado Kelvin corresponde a
-273,15 grados de la Celsius (el signo negativo indica grados bajo cero). Las temperaturas
expresadas en esta escala se designan con la letra “T”. La relación existente entre ambas escalas
es:
K = º C + 273,15
• La escala Fahrenheit: La temperatura del hielo fúndente corresponde a 32°F y la de ebullición
del agua a 212°F. Por lo tanto, la relación existente entre la escala centígrado y Fahrenheit es:
°F = ( 1,8 x °C ) + 32
Termómetro de mercurio
Sirven para medir temperaturas entre
-30°C y
+300°C, límites impuestos por la
temperatura de solidificación del mercurio (-38,8°C) y la temperatura de ebullición de éste (+357
°C).
Este termómetro es un cilindro que posee un depósito o bulbo de mercurio, unido a un capilar,
para poder advertir claramente las pequeñas variaciones de volumen generadas por la dilatación o
concentración del líquido.
Los termómetros de mercurio de uso de laboratorio NO deben ser agitados para bajar la
temperatura ya que vuelven a marcar constantemente la temperatura ambiente.
Las causas de error en la medición de temperatura con termómetros de contenido líquido son:
− Falta de tiempo para que la columna llegue a adquirir la temperatura del ambiente en que
se hace la determinación
− Error de paralaje del observador.
− Debido a que el vidrio se contrae por envejecimiento y puede provocar la variación del
cero hasta un par de grados, los termómetros deben calibrarse periódicamente.
I) Material de medición de masa
Balanza analítica: Es un instrumento de alta exactitud y precisión, utilizada para medir cantidades
pequeñas de masa con exactitud de 0,1 miligramo (mg). Presenta un sistema oscilante, que a través de
un mecanismo interno determina el peso (Figura 11). Una balanza analítica debe cumplir los siguientes
requisitos: ser exacta, estable, sensible y tener un período de oscilación corto.
Figura 11
Se detallará el procedimiento de pesada de la balanza Mettler AC100, aunque los pasos son
muy similares con cualquier otra balanza. Para ejecutar una pesada sin error, es necesario seguir
secuencialmente el procedimiento que se describe a continuación:
a) Nivelar la balanza y conectar a la corriente eléctrica.
b) Encender y presionar la tecla de lectura (TARE) para llevar la cifra a 0,0000 gramos.
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c) Si desea pesar un objeto, abra la puerta lateral, coloque el objeto a pesar, cierre la puerta
y registre la medida.
d) Si desea pesar una cantidad determinada de sustancia, primero hay que tarar el recipiente
en el que se depositará la sustancia a pesar. Coloque el recipiente en el interior de la
balanza cierre la puerta lateral y presione la tecla de lectura (TARE) de manera de tarar
el recipiente. Agregue la cantidad sustancia deseada cierre las puertas y lea la medida.
e) Retirar el recipiente con la sustancia pesada y vuelva a tarar.
f) Limpie la balanza una vez que haya terminado de usarla.
J) Material de medición de densidad
La densidad es una propiedad física que depende de la temperatura debido a la dilatación que
sufren los cuerpos; su valor numérico es característico de la sustancia y ayuda a identificarla. La
densidad de líquidos y sólidos se expresa normalmente en gramos por mililitro (g/mL), mientras que la
densidad de gases se expresa en gramos por litro (g/L) Su valor corresponde a la razón entre su
masa y el volumen que ocupa dicha masa:
masa de la sustancia
densidad = ---------------------------------Volumen de la sustancia
m (g)
d = --------------V (mL)
d = densidad
m = masa
V = volumen
Como la densidad del agua no varía apreciablemente con la temperatura entre 0°C y 30°C, se
puede utilizar el valor aproximado de 1,00 g/mL.
Densímetro: Sirve para determinar la densidad de líquidos. Es un cilindro de vidrio hueco,
herméticamente cerrado que presenta, en su parte superior, una escala graduada en su interior y en
su parte inferior contiene municiones que sirven de lastre, de modo que, al sumergirlo en el líquido,
cuya densidad se desea determinar, se hunde hasta cierto nivel (Figura 12).
Figura 12
La sensibilidad de un densímetro depende del diámetro de su vástago; como éste no puede
ser muy largo, estos instrumentos se fabrican para medir intervalos de densidad. Existen juegos de
densímetros, los cuales poseen graduación creciente.
En la posición de equilibrio la densidad se lee directamente en la escala graduada que se
encuentra en la parte superior de éste.
Para medir la densidad de un líquido, se debe seguir el siguiente procedimiento:
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a) Tome una probeta y llene las ¾ partes con el líquido cuya densidad se desea conocer.
b) Seleccione el densímetro que corresponda al rango de densidad que espera medir. Siempre
se debe partir con el densímetro de menor escala.
c) Introduzca el densímetro en el líquido de modo que flote sin tocar las paredes del
recipiente donde se realiza la determinación. En caso de que persista el contacto con las
paredes gire el densímetro muy suavemente, repita la operación hasta lograr el efecto
deseado (Figura 13).
d) La escala graduada da directamente la densidad del líquido en g/mL.
e) Registre la temperatura a la cual se realizo la medida.
Figura 13
II.- OBJETIVOS
• Manejar las normas de seguridad correctamente en el laboratorio.
• Conocer y manipular adecuadamente el material de laboratorio de uso más frecuente.
III.- PARTE EXPERIMENTAL
1) Material de medición de masa
a) Proceda a pasar en Balanza analítica distintos materiales en las porciones indicadas en la siguiente
tabla. Registre los valores y repita el procedimiento para obtener una segunda medida.
Porción
masa (g)
2 medidas de leche
1/4 fruta
b) Con el promedio en gramos de cada medida realizada, transforme los valores a:
microgramos (μg), miligramos (mg) y kilogramos (kg).
Porción
microgramos
(μg)
miligramos (mg)
2 medidas de leche
1/4 fruta
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kilogramos
(kg)
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2) Material volumétrico
a) Enumere y pese en balanza analítica tres vasos precipitados de 100 mL. Agregue luego a cada uno
de los vasos 10 ml de agua destilada, utilice para agregar el agua en el primer vaso una pipeta
graduada, en el segundo vaso una probeta y en el tercer vaso una jeringa. Pese enseguida los vasos
con el agua y registre todos los valores obtenidos en la siguiente tabla
Vaso
Masa vaso seco
(g)
Masa vaso con los
10 mL de agua
vertida (g)
Masa de agua
destilada vertida
(g)
Volumen de agua
destilada vertida
(ml)
1
2
3
b) Asumiendo que el volumen vertido es exacto, determine el error asociado a cada material
volumétrico, restando al valor requerido (10 mL) el valor realmente vertido por cada material
utilizado.
Material volumétrico
Volumen vertido (mL)
Error
(10 mL - volumen vertido)
Pipeta graduada
Probeta
Jeringa
c) Ordene el material volumétrico de mayor a menor exactitud (de menor a mayor error).
1.- ____________________
2.- ____________________
3.- ____________________
d) Transforme los valores de masa de agua agregada a: microlitros (μL) y litros (L) de agua, recuerde
que la densidad del agua es 1g/mL.
Microlitros
(μL)
Pipeta graduada
Probeta
Jeringa
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Litros
(L)
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3) Material de medición de temperatura
a) Mediante un termómetro de mercurio mida la temperatura del agua destilada, del agua en
ebullición, del agua-hielo y del agua a temperatura ambiente. Para este experimento necesitará un
mechero, siga los siguientes pasos para su correcto encendido:
Cierre la entrada de aire en el mechero, encienda un fósforo y en seguida abra la llave de
gas.
• De vuelta lentamente el anillo que regula el suministro de aire para regular la llama que va
a usar.
b) En un vaso precipitado pequeño agregue aproximadamente 50 ml de agua destilada, con un
termómetro mida la temperatura ambiente del agua; luego caliéntelo a ebullición con ayuda de
un mechero y mida nuevamente la temperatura del agua.
c) En otro vaso precipitado pequeño agregue aproximadamente la mitad del volumen del vaso
en hielo molido o un cubo de hielo y un poco de agua destilada, agite y mida la temperatura del
agua-hielo.
•
Temperatura en Celsius
(ºC)
Agua hielo
Agua a temperatura ambiente
Agua a ebullición
d) Para cada medida realizada transforme los valores de grados Celsius (ºC) a: grados Kelvin (K) y
grados Fahrenheit (ºF).
Grados Kelvin
(K)
Grados Fahrenheit
(ºF)
Agua hielo
Agua a temperatura ambiente
Agua a ebullición
4) Material de medición de densidad (Experimento demostrativo, realizado por el profesor)
a) En una probeta grande con 300 mL de agua destilada, introduzca cuidadosamente el densímetro
más liviano, si no se sumerge cámbielo por uno de mayor peso y así sucesivamente hasta encontrar el
densímetro correcto. Gire cuidadosamente el densímetro y procure que no toque las paredes de la
probeta, espere que se estabilice y registre la medida.
b) Repita la operación utilizando una solución de cloruro de sodio saturada.
Densidad (g/mL)
Agua destilada
Solución de Cloruro de sodio
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b) Con cada medida obtenida transforme los valores a: microgramos por litro (μg/L), miligramos por
litro (mg/L) y kilogramos por mililitros (k/mL).
(μg/L)
(mg/L)
(k/mL)
Solución de Cloruro de sodio
TRANSFORMACIÓN DE UNIDADES:
A) MASA:
1Kg = 1000 g = 1000000 mg = 1000000000 μg
o bien,
1Kg = 1*103 g = 1*106 mg = 1*109μg
B) VOLUMEN:
1L = 1000 mL = 1000000 μL
o bien,
1 L = 1*103 mL = 1*106 μL
IV.- CUESTIONARIO
1.
Mencione paso a paso la forma en que se utiliza una balanza analítica.
2. Mencione las precauciones en el manejo de un termómetro.
3. Describa un densímetro y su utilización.
4. Ejemplo de aplicación: Sabiendo que 128 g de etanol ocupan un volumen de 160 mL, ¿Cuál es la
densidad del etanol ?
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LABORATORIO N°2
SOLUCIONES Y PRESIÓN OSMÓTICA
I.- INTRODUCCIÓN
A) Soluciones
La materia puede presentarse en forma de mezclas o sustancias puras. Cuando una mezcla
tiene una composición uniforme, en cualquier punto del volumen que ella ocupa, decimos que ésta es
una mezcla homogénea. En el lenguaje químico una mezcla homogénea es una solución. Las soluciones
pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.
Tipos de solución
Ejemplos
Componentes
Sólida
Líquida
Bronce
oro de 18 quilates
Infusión de té
Gaseosa
Gasolina
aire
cobre y estaño
oro y cobre o plata
cafeína, taninos, pigmentos y agua (entre
otros)
mezcla de más de 200 hidrocarburos
nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono,
argón, agua, etc.
propano y butano principalmente
gas licuado
En una solución se denomina solvente al componente que está presente en mayor proporción.
El resto de los componentes son los solutos. Para caracterizar una solución debe expresarse la
cantidad de cada componente en relación al total de la solución. Esta noción de cantidad de un
componente dado relativa al total es lo que se denomina concentración. La concentración de una
solución hipotética, constituida por un soluto A y un solvente B, se expresa de diversas formas según
se describe a continuación:
Unidades de Concentración
1) Porcentaje en Peso (% p/p)
También se le conoce como porcentaje peso-peso y determina la masa de soluto, en gramos,
contenida en 100 gramos de masa de solución. Se trata de una unidad de amplio uso en la venta de
reactivos químicos.
%p/p =
masa de soluto (g)
x
masa de solución (g)
100
Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl) en 90 g de agua. La solución es al 10% en
peso
2) Porcentaje Peso-Volumen (% p/v)
Se refiere a la masa de soluto, en gramos, disuelta por cada 100 mL de solución. Es la unidad
preferida en la información de análisis de laboratorios clínicos.
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masa de soluto (g)
%p/v =
x
Volumen de solución (mL)
100
Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl) en 100 mL de solución. La solución es al 10%
p/v
3) Molaridad (M):
Indica el número de moles de soluto contenido en cada litro (L) de solución, y se calcula por
medio de la expresión:
moles de soluto
Molaridad =
Molaridad =
o bien,
Volumen de solución (L)
moles de soluto
x
1000
Volumen de solución (mL)
Ejemplos:
a) Una solución que contiene 34 g de amoniaco (2,0 moles de NH3) en 1,0 L de solución, es una
solución 2,0 M (se lee 2,0 molar) de amoniaco.
b) Otra solución de amoniaco que contenga 17 g de este soluto en 500 mL de solución,
también es una solución 2,0 M de amoniaco.
4) Partes por Millón (ppm):
Para soluciones muy diluidas, es decir aquellas que presentan una muy pequeña cantidad de soluto
disuelto, se utiliza esta unidad de concentración que se expresa como:
ppm =
masa de soluto (mg)
o bien,
Volumen de solución (L)
masa de soluto (g)
ppm =
x
Volumen de solución (mL)
106
Ejemplos:
a) Una solución que contiene 6,0 x10-5 g de óxido de calcio en 1,0 L de solución, es una
solución 0,06 ppm (se lee 0,06 partes por millón) de óxido de calcio.
b) Otra solución de óxido de calcio que contenga 3,0 x10-5 g de este soluto en 500 mL de
solución, también es una solución 0,06 ppm de óxido de calcio.
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Preparación de soluciones
Las soluciones se pueden preparar por pesada o por dilución. Cuando se dispone de un soluto
sólido, la solución se prepara pesando una masa dada de soluto, para luego añadir suficiente solvente
para enrasar hasta el aforo del matraz volumétrico. Sin embargo, también es posible preparar
soluciones por dilución cuando se dispone de una solución concentrada, a partir de la cual se han de
preparar soluciones de menor concentración.
Ejemplo 1: Preparación de solución por pesada
Se desea preparar 250 mL de una solución de carbonato de sodio 0,1 M. Indique como hacerlo, si
dispone de carbonato de sodio sólido como materia prima. (Masa molar del carbonato de sodio es 106
g/mol).
Solución:
Paso 1: Determinar la masa necesaria
0,1 molar significa que tengo 0,1 mol de carbonato de sodio en 1,0 L (1000 mL) de solución.
0,1 mol Æ 1000 mL
x Æ 250 mL
x = 0,025 mol. Por lo tanto, para preparar 250 mL se requieren 0,025
moles de carbonato de sodio.
Si la masa molar es 106 g/mol. Entonces,
106 g Æ 1 mol
x Æ 0,025 mol x = 2,65 g. Por lo tanto, se requiere 2,65 g de carbonato de sodio.
Paso 2: Preparación
Pesar 2,65 g de carbonato de sodio en un vaso precipitado.
Disolver en un poco de agua destilada y vaciar a un matraz aforado de 250 mL.
Enjuagar el vaso precipitado con dos porciones de agua destilada y vaciar al matraz aforado.
Enrasar hasta el aforo, agitar para homogeneizar y trasvasijar a una botella de
almacenamiento.
Etiquetar señalando el nombre de la solución, la concentración, la fecha de preparación y el
nombre de la persona responsable de la preparación.
Ejemplo 2: Preparación de solución por dilución
Se desea preparar 250 mL de una solución de ácido nítrico 0,5 M. Indique como hacerlo, si dispone
de una solución de ácido nítrico al 43% en peso y densidad 1,27 g/mL como materia prima. (Masa
molar del ácido nítrico es 63 g/mol).
Solución:
Paso 1: Determinar el volumen necesario
0,5 molar significa que tengo 0,5 mol de ácido nítrico en 1,0 L (1000 mL) de solución.
0,5 mol Æ 1000 mL
x Æ 250 mL
x = 0,125 mol. Por lo tanto, para preparar 250 mL se requieren 0,125
moles de ácido nítrico.
Si la masa molar es 106 g/mol, entonces
63 g Æ 1 mol
x Æ 0,125 mol x = 7,88 g. Por lo tanto, se requiere 7,88 g de ácido nítrico
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Como la solución de la cual se dispone (solución madre) es al 43% en peso, entonces
43 g Æ 100 g de solución
7,88 Æ x
x = 18,3 g de solución. Por lo tanto, se requiere 18,3 g de la solución
madre
Como se dispone de la densidad (1,27 g/mL), se calcula el volumen correspondiente a ésta
masa
1,27 g Æ 1 mL de solución
18,3 g Æ x
x = 14,4 mL de solución. Por lo tanto, se requiere 14,4 mL de
la solución madre
Dilución de soluciones (utilización del factor de dilución)
Una forma de trabajar la preparación de soluciones diluidas a partir de soluciones
concentradas es a través del factor de dilución. Este se define de la siguiente manera:
Factor de dilución (fd) =
Concentración de la solución madre
Concentración de la solución diluida
Primero se debe determinar la Molaridad de la solución madre, para lo cual se utiliza la
siguiente ecuación
%p/p
Molaridad de la =
Solución madre
43
x
x
densidad de la solución
x
10
Masa molar del soluto
1,27 x 10
M madre =
= 8,67 molar
63
Ahora se puede aplicar el factor de dilución, como M madre = 8,67 y M diluida = 0,5 entonces:
8,67
Factor de dilución =
0,5
= 17,3
Luego, si V diluida = 250 mL
Vmadre =
Vmadre =
Vdiluida
Factor de dilución
250 mL
17,3
= 14,4 mL
Por lo tanto, se requiere 14,4 mL de la solución madre.
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B) Propiedades Coligativas
Si analizamos distintos líquidos, en las mismas condiciones de temperatura y presión
atmosférica, se puede apreciar que sus propiedades físicas varían de unos a otros. Algunas de estas
propiedades son densidad, punto de ebullición, punto de congelación, presión de vapor, etc. Así por
ejemplo
Líquido
Presión de vapor a 25°C
Punto de ebullición a 1 atm
Agua
Benceno
23,8 mmHg
94,4 mmHg
100,0°C
80,1°C
Por lo tanto, los líquidos puros tienen propiedades físicas características.
Cuando un soluto y un solvente dan origen a una solución, ésta presenta propiedades físicas
que difieren de las correspondientes a los componentes puros. Así por ejemplo, a una presión de una
atmósfera el agua hierve a 100°C, si al agua le agregamos un soluto podemos observar que el punto de
ebullición se eleva.
Muchas propiedades importantes de las soluciones dependen del número de partículas de
soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. Estas propiedades se
denominan propiedades coligativas, porque tienen un mismo origen; esto es, todas ellas dependen del
número de partículas de soluto presentes, independiente de que las partículas sean átomos, iones o
moléculas.
Las propiedades coligativas son: el aumento del punto de ebullición (ascenso ebulloscópico),
el descenso del punto de congelación (descenso crioscópico), disminución de la presión de vapor
y la presión osmótica .En este trabajo se verificará la presión osmótica
Presión Osmótica
Si dos soluciones líquidas de un soluto cualquiera, no volátil, de diferente concentración, se
ponen en contacto a través de una membrana semipermeable, estas soluciones tienden a igualar sus
concentraciones mediante el paso de solvente a través de la membrana; este proceso se denomina
Osmosis. En consecuencia, la osmosis es el proceso por el cual una membrana semipermeable permite
el paso de solvente a través de ella con el objetivo de igualar la concentración a ambos lados de la
membrana.
La presión que se debe ejercer sobre la solución para evitar la osmosis, corresponde a la
presión osmótica. La presión osmótica (π), se puede determinar por medio de la siguiente relación:
π = M x R
x
T
En esta ecuación, M es la concentración molar de un soluto, R es la constante universal de los
gases (0,082 atm*L/K*mol) y T la temperatura absoluta (K). La presión osmótica es directamente
proporcional a la concentración de la disolución.
Si se tienen dos soluciones de igual concentración y, por ende, con la misma presión osmótica,
se dice que son isotónicas o isoosmóticas. Si dos soluciones tienen presiones osmóticas diferentes,
se dice que la más concentrada es hipertónica o hiperosmótica y la más diluida se describe como
hipotónica o hipoosmótica.
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II.- OBJETIVOS
• Preparar una solución acuosa de concentración dada, si dispone de un soluto sólido o de una
solución más concentrada del mismo u otro soluto.
• Verificar y predecir la dirección en fluye un solvente a través de una membrana semipermeable.
III.- PARTE EXPERIMENTAL
Preparación de soluciones
1) Preparación de una solución por pesada: Prepare 250 mL de solución acuosa 0,1 M de hidróxido
de sodio (NaOH) (masa molar 40 g/mol)
a) Calcule la masa requerida de NaOH.
b) Mase en un vaso precipitado pequeño la cantidad determinada.
Masa requerida de
NaOH (g)
Masa pesada de
NaOH (g)
c) Disuelva el sólido añadiendo agua destilada (aproximadamente la mitad del volumen del vaso) en
forma cuidadosa (evite salpicaduras) y con agitación manual con ayuda de una bagueta.
d) Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución a un matraz aforado de 250 mL.
e) Enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua añadiendo cada enjuague al matraz.
f) Agregue, con una pizeta, agua destilada hasta una altura 0,5-1 cm, aproximadamente, por debajo
del aforo.
g) Complete, con agua destilada, el volumen restante con un gotario o pipeta Pasteur hasta la línea
de aforo.
h) Agite el matraz para homogeneizar la solución.
i) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de plástico para su posterior uso.
2) Preparación de una solución por dilución: Prepare 250 mL de una solución acuosa 0,1 M de ácido
acético (CH3COOH) (masa molar 60 g/mol)
a) Determine el volumen de solución de CH3COOH 3,0 M que necesita para preparar dicha solución.
Para realizar este cálculo utilice factor de dilución.
b) Mida el volumen con una pipeta provista de una propipeta. Por ningún motivo succione el líquido
con la boca, recuerde qué existe la propipeta!!!.
Volumen requerido de
CH3COOH (mL)
Volumen sacado de
CH3COOH (mL)
c) Vacíe el líquido a un matraz aforado de 250 mL.
d) Agregue, con una pizeta, agua destilada hasta una altura 0,5-1 cm por debajo del aforo.
e) Complete, con agua destilada, el volumen restante con un gotario o pipeta Pasteur hasta la línea de
aforo.
f) Agite el matraz para homogeneizar la solución.
g) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso.
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3) Propiedades coligativas (Presión Osmótica)
a) Saque cuidadosamente 2 huevos de un recipiente con vinagre, en forma suave para no
romperlos. Siga las instrucciones de su profesor de cómo debe limpiarlos, luego de esto
séquelos tocándolos suavemente con una toalla de papel.
b) Rotule 2 vidrios de reloj con papel engomado.
c) En cada uno de ellos coloque un huevo (secado previamente con toalla de papel) y péselos en la
balanza de precisión (recuerde tarar previamente el vidrio de reloj). Registre sus valores en
la tabla correspondiente.
d) Tome 2 vasos de precipitado de 600 mL y márquelos A y B.
•
•
En el vaso A agregue 400 mL de una solución de azul de metileno.
En el vaso B agregue 350 mL de agua destilada y adicione 85 de azúcar de mesa (agite hasta
obtener una solución homogénea).
e) Deposite un huevo en cada vaso, siguiendo la pista de cada huevo con su correspondiente
masa inicial. Anote la hora de inicio de su experimento.
Hora de inicio: _________________
f) Después de 1 hora y en forma programada por el profesor, saque los huevos (de uno a la vez),
séquelos suavemente con una toalla de papel y péselos nuevamente. Anote la masa de los 2
huevos en la tabla que tiene a continuación.
Vaso
Huevo
Descripción
A
1
B
2
400 mL de
solución de azul
de metileno
85 g de azúcar
en 350 mL de
agua
Masa inicial del
huevo
Masa final del huevo
Después de 1 hora
IV.- CUESTIONARIO
Cálculos de unidades de concentración
1. ¿Qué masa, en gramos, de NaOH (masa molar 40 g/mol), se necesita para preparar 100 mL de
NaOH 0,6 M?
2. ¿Que volumen, en mililitros, de HCl 0,7 M son necesarios para preparar 500 mL una solución de
HCl 0,25 M?
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3. Realice todos los cálculos necesarios para preparar 100 mL de una solución de ácido acético 0,1 M
a partir de una solución de ácido acético 99,8 % p/p y densidad 1,05 g/mL (masa molar CH3COOH
= 60 g/mol).
4. Si dispone de acetato de sodio (masa molar 82 g/mol), indique a través de cálculos matemáticos,
cómo prepararía 250 mL de una solución 0,1 M a partir de este sólido.
5. Determine la molaridad de las siguientes soluciones:
a) NH3 (Masa Molar = 17 g/mol) al 18,5 % p/v
b) Ca (Masa Molar = 40 g/mol) a 300 ppm
6. Explique porqué es necesario tratar el huevo por cinco días con vinagre (ácido acético)
7. Esquematice, a través de flechas, la dirección del traspaso de solvente en de cada uno de los
experimentos de Osmosis que se llevaron a cabo durante el laboratorio.
Vaso Huevo
A
B
1
2
Descripción
Después de 1 hora
Huevo sumergido en 400
mL de azul de metileno
Huevo sumergido en una
solución de 85 g de
azúcar en 350 mL de
agua destilada
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LABORATORIO N°3
SOLUCIONES ACIDO-BASE Y BUFFER
1.- INTRODUCCIÓN
Soluciones Ácido-Base
Los solutos disueltos en agua pueden clasificarse como electrolitos y no electrolitos en
función de su capacidad de conducir la corriente eléctrica. En relación a esta propiedad, se denomina
electrolito a una sustancia que disuelta en agua conduce la corriente eléctrica, mientras que un no
electrolito es una sustancia que disuelta en agua no conduce la corriente eléctrica.
Los electrolitos pueden disociarse total o parcialmente en iones, según lo cual se clasifican a
su vez en electrolitos fuertes a aquellos que se disocian completamente en iones (100 %) en solución
acuosa y electrolitos débiles a los que se disocian parcialmente en iones en estas condiciones. Un tipo
especial de electrolitos son los ácidos y las bases.
Según la Teoría de Arrhenius “un ácido es una sustancia que libera uno o más iones hidrógeno
(H+) por cada molécula, y una base es una sustancia que libera uno o más iones hidroxilos (OH-) por
cada molécula, como uno de los productos de disociación iónica, en contacto con el agua”. Estos
conceptos se limitaron solamente a soluciones acuosas, porque están basadas en la liberación de iones
H+ y OH-.
La Teoría de Brönsted-Lowry define un ácido como cualquier especie que tiene tendencia a
ceder un ion hidrógeno a otra especie, y una base como una sustancia que tiende a aceptar un ion
hidrógeno de otra sustancia. Estos conceptos no sólo se pueden aplicar a los ácidos y bases de
Arrhenius, sino que a otras especies, como por ejemplo agua (H2O) y amoniaco (NH3).
Finalmente, la Teoría de Lewis define un ácido como una sustancia que puede aceptar un par
de electrones para formar un nuevo enlace y una base como una sustancia capaz de entregar un par
de electrones para formar un enlace nuevo.
Fuerza relativa de los ácidos y bases
En solución acuosa, algunos ácidos entregan protones más fácilmente y algunas bases los
reciben con mayor facilidad que otras, esto es lo que llamamos fuerza relativa de ácidos y bases.
Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se disocia totalmente liberando iones
hidrógeno (por tanto es un electrolito fuerte). Ejemplo: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4, entre
otros.
Un ácido débil es aquel que en solución acuosa se disocia parcialmente liberando iones
hidrógeno (por lo tanto, es un electrolito débil). Ejemplo: CH3COOH, H3PO4, HCN, H2S, etc.
El grado en el que un ácido se ioniza en un medio acuoso se puede expresar por la constante
de equilibrio para la reacción de ionización. En general, podemos representar cualquier ácido por el
símbolo HX, donde el equilibrio de ionización está dado por:
H+(ac)
HX(ac)
+
X-(ac)
La expresión de la constante de equilibrio correspondiente es:
[H+] · [X-]
Ka =
[HX]
,
[ ] = Concentración
Molar
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La constante de equilibrio se indica con el símbolo Ka, y se llama constante de disociación
ácida. Cuanto más pequeño sea su valor más débil es el ácido, menos disociado se encuentra.
Una base fuerte es aquella que en solución acuosa disocia totalmente liberando iones
hidroxilos (por lo tanto, es un electrolito fuerte). Ejemplo: NaOH, KOH.
Una base débil es aquella que en solución acuosa disocia parcialmente liberando iones
hidroxilos (por lo tanto, es un electrolito débil). La constante de equilibrio, Kb, se llama constante de
disociación básica. Cuanto más pequeño sea el valor de Kb más débil es la base, situación similar para
el ácido.
Ionización del agua y escala de pH
El agua puede aceptar o donar un protón, dependiendo de las circunstancias. La transferencia
de un protón entre dos moléculas de agua es llamada Autoionización.
H3O+ (ac) + OH- (ac)
2H2O (l)
o bien
H2O(l)
H+(ac) + OH-(ac)
La constante correspondiente al equilibrio de Autoionización, Kw, constante de autoionización
del agua, tiene la forma:
Kw = [H+] · [OH-] =
1,0 · 10-14 (a 25 °C)
Este valor es importante ya que establece que en agua pura, la concentración de ion H+ y ion
OH- son muy pequeñas (1,0 · 10-7 molar) y no varía en forma independiente, sino que están reguladas
por la constante Kw. Si una de estas concentraciones aumenta, la otra necesariamente deberá
disminuir para que el producto de las concentraciones de estos iones mantenga el valor de dicha
constante.
Por cuanto la concentración de H+ en una solución acuosa suele ser muy pequeña y varía en
varios órdenes de magnitud, se expresa en términos de un parámetro denominado pH. El pH se define
como el logaritmo negativo en base diez de la concentración molar de iones hidrógeno, es decir:
pH = - log [H+]
Debido al signo negativo, el pH disminuye a medida que aumenta la concentración de iones
hidrógeno de modo tal que:
• Soluciones ácidas
• Soluciones neutras
• Soluciones básicas
pH < 7,0 ⇒ [H+] > [OH-]
pH = 7,0 ⇒ [H+] = [OH-]
pH > 7,0 ⇒ [H+] < [OH-]
El logaritmo negativo también es una forma de expresar las magnitudes de otras cantidades
pequeñas. Por ejemplo, se puede expresar la concentración de ion hidroxilo como pOH y definirlo
según:
pOH = - log [OH-]
Usando esta notación pude demostrarse que en una solución acuosa, a 25 °C, siempre debe
cumplirse que:
pH + pOH = 14
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Volumetría Acido-Base
No existe otra forma de una reacción tan importante como las reacciones de Neutralización.
Las reacciones de neutralización corresponden a la reacción química entre un ácido y una base, dando
como únicos productos sal y agua.
Una de sus aplicaciones es realizar análisis volumétrico ácido-base que constituye uno de los
numerosos tipos de análisis químicos realizados en laboratorios e industrias químicas. La forma
experimental de realizar este tipo de análisis se conoce como valoración o titulación ácido-base y
corresponde al “proceso en el cual se determina la concentración o masa de una base en una
solución, por medición del volumen gastado de una solución de ácido de concentración conocida”
(también puede usarse una solución de concentración conocida de base para determinar la
concentración o masa de un ácido). Este análisis da origen a cuatro situaciones posibles:
a)
b)
c)
d)
Combinación de un ácido fuerte con una base fuerte.
Combinación de un ácido fuerte con una base débil.
Combinación de ácido débil con una base fuerte.
Combinación de un ácido débil con una base débil.
Si la titulación se realiza de modo que la solución de concentración conocida es la base, la cual
se agrega en forma controlada desde una bureta sobre un matraz erlenmeyer que contiene la
solución ácida cuya concentración se va a determinar, a medida que se agrega la base, la
concentración de ion H+(ac) en el matraz comienza a disminuir (y el pH a aumentar), hasta que se
alcanza el punto final de una titulación o punto de equivalencia, el cual se define como el volumen al
cual el número de moles de OH-(ac) agregado “neutralizan” a todos los moles de ácido presentes, es
decir, son iguales.
Para apreciar la variación del pH y el punto de equivalencia se usan indicadores, que son
sustancias químicas que cambian de color dependiendo del pH en el que se encuentran. Los
indicadores utilizados en titulaciones ácido-base, son ácidos orgánicos débiles (indicadores ácidos) y
bases orgánicas débiles (indicadores básicos), cuya forma ácida tiene un color diferente de la forma
básica. El cambio de color que experimenta el indicador por causa de un cambio en la acidez de una
solución se llama viraje del indicador y ocurre en un rango de pH que es propio de cada indicador. La
siguiente tabla muestra algunos ejemplos de indicadores:
Indicador
Zona de viraje pH
Cambio de color
Azul de timol
Azul de Bromofenol
Rojo de metilo
Azul de Bromotimol
Fenolftaleína
Amarillo de alizarina
1,2 - 2,8
3,0 - 4,6
4,2 - 6,3
6,0 - 7,6
8,3 - 10,0
10,1 - 12,1
rojo - amarillo
amarillo - azul
rojo - amarillo
amarillo - azul
incoloro - rosado
amarillo - rojo
Otra forma de observar la variación del pH es utilizar un medidor de pH (comúnmente
llamado “peachímetro”) que es un instrumento provisto de un electrodo de vidrio, con una membrana
sensible a la concentración de ion hidrógeno, y, un electrodo de referencia que provee un voltaje
constante contra el cual se compara el voltaje producido en el electrodo de vidrio.
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Titulaciones de soluciones a partir de un patrón
La técnica de la titulación consiste en determinar la composición o concentración exacta de
una solución, con ayuda de otra solución de concentración conocida, llamada solución patrón.
Para preparar soluciones de concentración exacta se utilizan patrones primarios,. Para que
una sustancia sea un patrón primario esta debe cumplir los siguientes requisitos:
a) ser de elevada pureza
b) ser estable frente a los agentes atmosféricos
c) no ser higroscópico, es decir, que no absorba agua del ambiente
d) poseer una masa molar grande para disminuir los errores asociados a la operación de
pesada
e) ser de fácil adquisición y bajo precio
El NaOH por ser una base fuerte, reacciona con el dióxido de carbono de la atmósfera, por lo
que la superficie de éste se encuentra cubierta de una cantidad variable de carbonato de sodio y
además es una sustancia higroscópica. Por estas razones, no es posible preparar una solución de
NaOH de concentración exacta sólo por pesada. La concentración de tal solución es aproximada y
debe controlarse por titulación con una sustancia que sea un “patrón primario. El ftalato ácido de
potasio es un patrón primario y puede ser utilizada para titular cualquier solución básica.
En el punto final de una Titulación, el número de moles del ácido es igual al número de moles
de la base. Como la Molaridad corresponde al número de moles por litro de solución, tenemos que:
número de moles = Volumen (L)
x
Molaridad (mol/L)
Por lo tanto, en el punto final de la titulación tendremos:
M
ácido x
V
ácido
= M
base x
V
base
Soluciones Buffer
Las soluciones tampón tienen una importancia fundamental en los organismos vivos, ya que
ellas mantienen el pH constante en las células y fluidos corporales para que las reacciones
bioquímicas procedan exitosamente.
Una solución tampón se define como una solución que es capaz de mantener el pH constante
por adición de protones (H+) o iones hidroxilos (OH-). Un buffer está constituido por un ácido débil y
su sal derivada (base conjugada del ácido débil), “buffer ácido” o por una base débil y su sal derivada
(ácido conjugado de la base débil), “buffer básico”.
Una solución amortiguadora debe contener un ácido que reaccione con los iones hidroxilos
(OH-) que puedan agregarse; y también debe contener una base que reaccione con los iones de
hidrógeno (H+) que puedan añadirse. Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no
deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Estos requerimientos se
satisfacen por un par ácido-base conjugado (un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su
ácido conjugado).
Si consideramos la siguiente solución buffer constituida por un ácido débil (HA) y una sal
derivada del ácido (MA), donde M es el metal. En solución tendremos:
HA
H+ + A-
(disociación del ácido débil)
MA
M+ + A-
(sal soluble)
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A- + H2O
HA + OH-
(hidrólisis)
Lo que hace que estas soluciones actúen como reguladoras del pH es la presencia de estos dos
equilibrios simultáneos, en uno de los cuales se producen protones (reacción de disociación del ácido
débil) y en el otro iones hidroxilos (reacción de hidrólisis). Por lo tanto, siguiendo el principio de Le
Chatelier, si se agrega soluciones ácidas, el primer equilibrio se desplaza hacia la izquierda y el
segundo hacia la derecha con el objeto de compensar la alteración producida, y por consiguiente, la
variación de pH es mínima.
Como debe cumplirse la condición de equilibrio
[H+] · [A-]
Ka =
[H+] · [Sal]
=
[HA]
[Ácido]
Si despreciamos la pequeña cantidad del ion A- que hidroliza y la pequeña cantidad del ácido
débil que disocia, la [A-] será igual a la concentración inicial de sal y [HA] será igual a la
concentración inicial del ácido.
Ordenando tenemos que
[H+] = Ka x
[Ácido]
[Sal]
Aplicando el operador p = - log, tenemos
pH = pKa
+
log
[Sal]
[Ácido]
Ecuación que recibe el nombre de Ecuación de Henderson-Hasselbalch, donde
(constante de acidez)
pKa = - log Ka
Ejemplo: Calcular el pH de una solución que es 0,1 M en ácido acético y 0,1 M en acetato de sodio (Ka
= 1,78 · 10-5)
[Sal]
pH = pKa + log
[Ácido]
0,1
pH = 4,75 + log
0,1
pH = 4,75
Así cuando la concentración del ácido es igual al de la sal, el pH es igual al pKa.
Estas soluciones presentan dos propiedades interesantes, que las distinguen de otras:
Primera Propiedad: La dilución moderada de estas soluciones no afecta al pH. La expresión de pH así
lo indica, si se diluye la solución de tal forma que las concentraciones bajan a la mitad de su valor
original, la relación entre las concentraciones permanece constante, y por lo tanto, el pH permanece
invariable.
Segunda Propiedad: La adición moderada de ácidos y bases a estas soluciones, no afectan el pH de
las mismas en forma significativa.
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Para situaciones de un buffer constituido por una base débil y su sal derivada de la base,
haciendo el mismo análisis anterior se llega a la siguiente relación:
pOH = pKb
+
log
[Sal]
[Base]
donde pKb = - log Kb (constante de basicidad)
Obsérvese que el pOH de este tipo de combinaciones es función de las concentraciones de la
base y de la sal correspondiente y de la constante de basicidad.
Ejemplo: Calcular el pH de una solución que es 0,1 M en amoniaco y 0,1 M en cloruro de amonio (Kb =
1,78 · 10-5)
[Sal]
pOH = pKb + log
[Base]
0,1
pOH = 4,75 + log
0,1
pOH = 4,75
pH = 14 - pOH
pH = 14 - 4,75
pH = 9,25
El rango amortiguador de un buffer corresponde a un rango de pH que va desde (pKa - 1) y
(pKa + 1).
Por consiguiente, el rango amortiguador de un buffer dependerá de la constante de acidez
(tampón ácido) o constante de basicidad (tampón básico). Así, por ejemplo para el buffer acetato
(ácido acético - acetato de sodio, Ka = 1,78 · 10-5 ; pKa = 4,74) el rango amortiguador corresponde a
3,74 a 5,74.
La capacidad de un tampón para resistir un cambio de pH por adición de protones o iones
hidroxilos se conoce como capacidad de amortiguación. Para un buffer ácido, la capacidad
amortiguadora depende de la concentración del ácido débil y su sal derivada, a mayor concentración
del ácido débil y su base conjugada (sal derivada) mayor será la capacidad amortiguadora. Lo mismo
se observa para un buffer básico.
La dilución de un buffer no afecta al pH, pero si disminuye
la capacidad de amortiguación.
La concentración de un buffer corresponde a la suma de la concentración del ácido débil más
la concentración de la base conjugada (sal derivada), en un tampón ácido, o la suma de la
concentración de la base débil más la concentración del ácido conjugada (sal derivada), en un tampón
básico.
[Buffer Ácido] = [Ácido] + [Sal]
[Buffer Básico] = [Base] + [Sal]
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II.- OBJETIVOS
•
•
•
•
Medir el pH de distintas soluciones y determinar si estas son ácidas ó básicas.
Utilizar la técnica de titulación volumétrica.
Determinar la concentración de ácido de una muestra problema en solución.
Conocer las propiedades de una solución tampón.
III.- PARTE EXPERIMENTAL
1) Clasificación de soluciones y medición de pH
a) Disponga cada una de estas soluciones en 4 vasos precipitados diferentes y determine el
pH a través de dos procedimientos, papel pH y peachímetro.
b) De acuerdo al pH encontrado, clasifíquelas como ácida, básica o neutra
Vaso
Nº
Solución
1
Hidróxido de sodio (NaOH) 0,1 M
2
Acido clorhídrico (HCl) 0,1 M
3
Acetato de sodio (CH3COONa) 0,1 M
4
Acido acético (CH3COOH) 0,1 M
pH
papel pH
pH
peachímetro
Clasificación según:
ácida, básica o
neutra
2) Valoración Acido-Base
Valoración de una solución de hidróxido de sodio (NaOH) con el patrón primario (ftalato ácido
de potasio):
a) Para ello arme el sistema de la figura.
b) Llene una bureta con la solución de hidróxido de sodio que preparó en el laboratorio Nº2,
asegurándose que no quede ninguna burbuja en la bureta.
c) Con una pipeta volumétrica agregue exactamente 10 mL de solución de ftalato ácido de
potasio 0,1 N (patrón primario) en un matraz erlenmeyer de 250 mL y adicione 2 gotas del
indicador (fenolftaleina). Agite suavemente.
d) Comience a agregar gota a gota la solución de hidróxido de sodio desde la bureta al
matraz erlenmeyer con agitación constante (ver figura) hasta que el indicador muestre un
ambiente básico (la solución deberá tener un leve color rosado permanente).
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e) Lea en la bureta el volumen gastado, evitando cometer errores de paralaje.
f) Repita el procedimiento desde el punto “c” y compare los valores obtenidos en ambas
valoraciones.
g) Registre sus resultados y determine la molaridad de la solución en la siguiente tabla
Volumen gastado de
NaOH (mL)
Molaridad (mol/L)
calculada
Valoración (1)
Valoración (2)
3) Soluciones Buffer
Capacidad de amortiguación: efecto de la concentración del ácido y la sal en el buffer
a) Prepare 3 tubos de ensayo según lo indicado en la siguiente tabla
Tubos de ensayo
Acido acético 1M
Acetato de sodio 1M
1
9 mL
1 ml
2
5 ml
5 mL
3
1 mL
9 mL
b) Agite los tubos y determine el pH de cada tubo usando papel pH.
Tubos de ensayo
pH
1
2
3
c) A los mismos tubos de ensayo agrégueles 20 gotas de Acido Clorhídrico 2 M a cada
uno, agitelos y midales el pH a cada tubo usando papel pH y anótelo en la siguiente
tabla:
Tubos de ensayo
1
2
pH
d) ¿Qué observa al comparar los valores de pH?
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e) ¿Qué tubo mostró mejor capacidad de amortiguación para ácidos? Justifique
brevemente.
IV.- CUESTIONARIO
1. Se titulan 25 mL de solución de solución de ácido clorhídrico, gastándose 15,35 mL de solución 0,3
M de hidróxido de potasio. ¿Cuál es la concentración molar del ácido?
2. Qué volumen, en mililitros, de una solución de HCl 0,020 M, debe agregarse a 100 mL de una
solución de KOH 0,035 M para tener una neutralización completa.
3. Si tiene un buffer formado por acetato de sodio 0,3 M y ácido acético 0,1 M (Ka = 1,78 x 10-5).
Calcule el pH de esta solución.
4. ¿Cómo afecta la concentración del buffer la capacidad amortiguadora?
5. Si usted varía la concentración del buffer ¿el rango de amortiguación se verá afectado? Explique
brevemente.
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LABORATORIO Nº 4
ENZIMOLOGÍA
I. - INTRODUCCIÓN
La mayoría de las reacciones químicas que ocurren en los sistemas vivos, si siguieran sus
propios mecanismos, ocurrirían demasiado lentas. Se requiere de catalizadores para que estas
reacciones transcurran a velocidades que realmente sean útiles para la célula. En los sistemas
biológicos, los catalizadores de dichas reacciones químicas son las enzimas.
¿Qué es catálisis? ¿Qué es lo que hace la catálisis? Para entenderlo, consideremos una reacción
química simple:
A +
B
⇔
C + D
Si la reacción ocurre sin interferencia, eventualmente, parecerá como si se detuviera. Lo
que sucede realmente es que tanto la reacción directa como la inversa están ocurriendo en el
mismo grado. Esto es lo que conocemos como equilibrio químico y podemos expresar su constante
de equilibrio:
Keq =
[C ] [D ]
[A] [B ]
Esta constante es característica de la reacción. Un catalizador aumenta la velocidad a la
que la reacción se acerca al equilibrio, pero no altera la naturaleza del estado de equilibrio.
Otra propiedad importante de los catalizadores es que son muy efectivos en cantidades muy
pequeñas, con respecto a las cantidades a catalizar.
La Cinética Enzimática, es una rama especializada de la cinética química, que está basada
en la teoría cinética de la materia. En esta teoría, se ve que una solución está hecha de un grupo de
moléculas y que cada una de ellas se mueve a una velocidad particular. En este movimiento, ellas
chocan entre sí, cada colisión involucra una cierta cantidad de energía. Si la colisión no involucra
suficiente energía, la reacción no ocurre. Si la energía es suficiente, las moléculas se combinan
para formar un intermediario activado, estableciendo un estado de transición. La energía mínima
que se requiere para la formación de este intermediario es la Energía de Activación. Esto lo
podemos representar mediante:
A
B*
C
Esta reacción la podemos graficar de la siguiente manera:
Energía de Activación ..................... B*
Energía libre
Donde B* es el estado de
transición
Sustrato
A
Producto
C
Progreso de la Reacción
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En una reacción catalizada por una enzima, esta actúa agregando pasos a la reacción, de
manera que la energía de activación requerida sea menor:
Energía de activación .............................................
Energía libre
.. B*
Donde ES es la unión de la
enzima con el sustrato
Sustrato
A
ES
Producto
C
Progreso de la Reacción
Note que en las reacciones catalizadas por enzimas, al reaccionante se le llama sustrato.
El cambio de Energía libre ó ΔG, es la diferencia de energía libre que se produce entre el
estado inicial (sustrato) y el producto final. Si se observa en los gráficos anteriores, el cambio de
energía libre es la distancia entre el estado energético del sustrato y la del producto. Note que, con
o sin enzima, los niveles de energía libre inicial y final son los mismos y el ΔG es el mismo, por lo que
la termodinámica de la reacción no ha cambiado.
La Actividad enzimática de una enzima se determina midiendo la cantidad de producto
formado (o de sustrato consumido) por unidad de tiempo. La Comisión de Enzimas de la Unión
internacional de Bioquímíca ha definido la unidad de enzima como: “la cantidad de enzima que
cataliza la transformación de 1 μmol (micro mol) de sustrato por minuto bajo condiciones definidas”
En la figura anterior se puede observar la típica evolución de una curva obtenida en un ensayo
enzimático. Inicialmente, la enzima transforma el sustrato en producto siguiendo un comportamiento
lineal. A medida que avanza la reacción, se va agotando la cantidad de sustrato y va disminuyendo la
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cantidad de producto que se genera por unidad de tiempo (disminuye la velocidad de la reacción), lo
que se manifiesta en forma de curva asintótica. Dependiendo de las condiciones del ensayo y del tipo
de enzima, el período inicial puede durar desde milisegundos hasta horas.
La mayoría de los estudios de cinética enzimática se centran en el período inicial, es decir, en
la zona lineal de la reacción enzimática. Sin embargo, también es posible medir toda la curva de la
reacción y ajustar estos datos a una ecuación no lineal. Esta forma de medir las reacciones
enzimáticas es denominada análisis de la curva de progreso.
Existen distintos factores que pueden modificar la actividad enzimática, entre otros:
a) Concentración de enzima
b) Concentración sustrato
c) Temperatura
d) pH
e) Inhibidores
a) Efecto de la Concentración de enzima:
Cuando se determina la velocidad inicial de una reacción catalizada por una enzima a distinta
concentraciones de ésta, en presencia de concentraciones saturantes de sustrato y manteniendo los
otros factores ambientales constantes (temperatura y pH), se establece que la actividad
enzimática es directamente proporcional a la concentración de la enzima.
b) Efecto de la Concentración de Sustrato y velocidad de la reacción:
La cinética enzimática comienza a inicios del 1900 con la derivación de la Ecuación de
Michaelis-Menten, la que describe la relación entre la velocidad de la reacción y la concentración de
sustrato:
k1
E
+
k3
S
ES
E +
P
k2
Se asume que la constante de velocidad de la reacción inversa para k3 es insignificante y que
lo importante son los valores de velocidad inicial. Cuando estamos en velocidad inicial, la cantidad de
ES, es también despreciable. Las
P es despreciable y, por lo tanto, la reacción inversa, E + P
constantes de velocidad se combinan dando la siguiente constante:
Km =
k2 + k3
k1
Donde k1, k2 y k3 son constantes de velocidad
La velocidad de la reacción queda definida por la siguiente ecuación:
V =
[S ] V max
[S ] + Km
Donde
V = velocidad de la reacción
Vmax = velocidad máxima
[S] = concentración de sustrato
Km= constante de Michaelis-Menten
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Km es un parámetro cinético muy importante al momento de determinar la actividad de una
enzima, ya que indica el grado de afinidad de la enzima por un sustrato. El valor de Km es
inversamente proporcional a la fuerza de unión entre la enzima y el sustrato. Un valor alto de Km,
indica baja afinidad de la enzima por el sustrato y un valor bajo, una alta afinidad.
Gráfico de Velocidad de Reacción versus Concentración de sustrato (V / [S])
La magnitud de Km es un valor característico para la combinación de cada enzima con su
sustrato. Al graficar V / [S] se tendrá:
V
V max
V max
----------2
Km
[S]
De este gráfico se desprende que la Km corresponde a la concentración de sustrato a la que
se obtiene la mitad de la velocidad máxima.
Se pueden distinguir dos fases en la reacción.
•
Una primera fase, en que la velocidad de la reacción es directamente proporcional a la
concentración de sustrato, es decir, es de orden uno. Esto ocurre a bajas
concentraciones de sustrato, por lo que la enzima no está saturada de sustrato, de
manera que si aumentamos la concentración de sustrato, la velocidad aumenta.
•
En la segunda fase, la velocidad de la reacción se vuelve independiente de la
concentración de sustrato, es decir, es de orden cero. Esto ocurre cuando la enzima es
saturada por el sustrato, de manera que aunque aumentemos la concentración de
sustrato, la velocidad se mantiene constante.
c) Efecto de la temperatura en la Actividad Enzimática
En la mayoría de las reacciones químicas, un aumento de temperatura causa aumento en la
velocidad de la reacción, y por ende el número de colisiones efectivas entre las moléculas dado que
aumenta la energía cinética de las moléculas participantes de la reacción. Sin embargo, en el caso de
las enzimas, hay que considerar su naturaleza proteica, ya que se sabe que un aumento de
temperatura produce desnaturalización de las proteínas, lo que se ve traducido en un brusco
descenso de la actividad enzimática.
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V
Tº
óptima
Temperatura
Para cada enzima hay una temperatura óptima. Para la mayoría de las enzimas de los
mamíferos, es de 37 ºC. Para algunas enzimas microbianas, en particular para las bacterias
termófilas, la temperatura óptima puede ser superior a los 65ºC.
d) Efecto del pH en la Actividad Enzimática
Al igual que en el caso de la temperatura, las enzimas poseen un pH o un rango de pH óptimo,
en el que su actividad es máxima. Valores mayores o menores a este rango de pH provocan
disminución de la actividad. Esto se explica por el hecho de que algunos radicales de los aminoácidos
cambian su polaridad a distinto pH, cambiando la conformación de la proteína y de esta manera
podemos afectar sitios que son críticos para la actividad enzimática. El pH óptimo de la actividad de
una enzima, refleja, generalmente, el ambiente celular en el cuál se encuentra la enzima. Por
ejemplo, la Pepsina que hidroliza algunos enlaces peptídicos de proteínas durante la digestión
estomacal, tiene un pH óptimo cercano a 1,6 (el rango de pH estomacal fluctúa entre 1 y 2). Por otra
parte, la Glucosa - 6 - fosfatasa del hepatocito, tiene un pH óptimo cercano a 7,8 (el pH intracelular
del hepatocito es cercano a 7,2).
V
1,6
7,8
pH
Método de análisis
Como ya se ha visto, las enzimas son proteínas que en los sistemas vivos se encuentran
mezcladas entre sí y con muchas otras especies moleculares. Sin embargo, es posible detectarlas
y determinarlas con exactitud por las reacciones que catalizan, para lo cual es necesario conocer
el o los sustratos que utilizan y el o los productos de sus reacciones, además de poseer los
métodos analíticos para medirlos.
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También se deben considerar todos los controles experimentales, de manera de descartar
cualquier otro artefacto experimental de la reacción que pueda hacer aparecer producto o
desaparecer sustrato de forma inespecífica.
Los controles más importantes son:
a.
Blanco Sustrato: Es una mezcla de reacción semejante a la mezcla en la que se detecta la
actividad enzimática, pero en ella se reemplaza la solución que contiene al sustrato por un
volumen equivalente de su solvente. Este volumen puede ser reemplazado por agua o el
buffer de la reacción.
b. Blanco Enzima: También corresponde a una mezcla semejante a la mezcla en la que se
detecta la actividad enzimática, pero en ella se reemplaza la solución que contiene a la enzima
por un volumen equivalente de su solvente. Este blanco es importante cuando el sustrato es
inestable y se puede obtener producto en ausencia de la enzima.
c. Tiempo Cero: Este control contiene todos los componentes necesarios para la detección de
la actividad enzimática. Consiste en que la reacción es detenida en el momento mismo en que
se inicia (tiempo cero). Por lo general una reacción enzimática se inicia con la adición de la
enzima o bien con la de su sustrato.
El método analítico para determinar la cantidad de producto formado será a través de un
espectrofotómetro. El espectrofotómetro permite determinar la absorción de la luz a
determinadazas longitudes de onda, la cual está directamente relacionada con la concentración
de los productos.
II.- PARTE EXPERIMENTAL
1. Material de estudio
Entre las enzimas que se han conocido desde muy antiguo, se encuentran aquellas que
hidrolizan la sacarosa. En 1860, Berthelot purificó una enzima procedente de la levadura y que
hidrolizaba la sacarosa, La llamó Ferment inversif. Más recientemente se le ha llamado: invertasa,
sucrasa, sacarasa y O-fructofuranosidasa.
El sustrato de esta enzima es la sacarosa y se obtiene como productos, glucosa y fructosa.
En esta sesión experimental, se usará el procedimiento de análisis a tiempo fijo, que consiste
en detener la reacción usando el reactivo 3,5-DNS (ácido 3,5-dínitrosalicílíco) y medir el poder
reductor de los productos.
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Curva de Calibración (ó Curva Estándar)
Objetivo:
Desarrollar una curva de calibración que permita relacionar la cantidad de producto obtenido con la
Absorbancia.
Procedimiento:
1) Desarrolle el siguiente protocolo:
TUBOS
Reactivos
1
2
3
4
5
6
Blanco
Patrón 1
Patrón 2
Patrón 3
Patrón 4
Patrón 5
-
0,2 mL
0,4 mL
0,8 mL
1,2 mL
1,5 mL
1,0 mL
1,0 mL
1,0 mL
1,0 mL
1,0 mL
1,0 mL
2,0 mL
1,8 mL
1,6 mL
1,2 mL
0,8 mL
0,5 ml
2,0 mL
2,0 mL
2,0 mL
2,0 mL
2,0 mL
2,0 mL
Glucosa y Fructosa
0,005 M
Sacarosa 0,6 M
H2O destilada
3,5-DNS
Agite levemente los tubos para homogenizar las mezclas.
Desarrolle el color calentando los tubos durante 5 minutos en baño a ebullición.
Enfríe los tubos en el lavadero con agua fría.
Determine la Absorbancia de cada tubo, leyendo en espectrofotómetro a 540 nm de longitud de
onda siguiendo cuidadosamente las instrucciones del profesor.
6) Anote las lecturas en la siguiente tabla:
2)
3)
4)
5)
CURVA DE CALIBRACIÓN
[Producto]
μmol de Glucosa y Fructosa
Absorbancia
Blanco
Patrón 1
Patrón 2
Patrón 3
Patrón 4
Patrón 5
0,0
1,0
2,0
4,0
6,0
7,5
0,000
0,006
0,013
0,024
0,038
0,047
7) Realice un gráfico (curva de calibración), Absorbancia versus concentración de producto
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Absorbancia
Curva de Calibración
0,05
0,045
0,04
0,035
0,03
0,025
0,02
0,015
0,01
0,005
0
0
1
2
3
4
5
6
Concentración Producto (umol)
AUTORES: Alejandra Moreno O.; Roberto Bravo M.; Gabriela Cornejo B.
7
8
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Curva de Progreso
Objetivo:
Determinar el progreso de la reacción en el tiempo.
Procedimiento:
1) Desarrolle el siguiente protocolo
RECUERDE: desde que agrega la enzima debe controlar el tiempo. Luego de cumplido, para
detener la reacción agregue 2 mL de 3,5 – DNS
Reactivos
Buffer Acetato
0,1M pH: 4,7
Sacarosa
0,6 M
Invertasa
Controlar
Tiempo
3,5-DNS
1
2
3
4
5
6
7
8 (Blanco)
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
2 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
-
0
min
2
min
4
min
6
min
8
min
10
min
12
min
-
2 mL
2 mL
2 mL
2 mL 2 mL 2 mL 2 mL 2 mL
2) Desarrolle el color calentando los tubos durante 5 minutos en baño a ebullición.
3) Enfríe los tubos en el lavadero con agua fría.
4) Seleccione en el espectrofotómetro una longitud de onda de 540 nm. Ajuste a cero el equipo
utilizando el tubo 8 (blanco)
5) Mida las absorbancias de los otros tubos ( del 1 al 7) y anote las lecturas en la siguiente tabla:
1
Tiempo
3
3
4
5
6
7
0 min 2 min 4 min 6 min 8 min 10 min
12 min
Absorb
(540
nm)
6) Con los datos anteriores interpole en la curva de calibración y complete la siguiente tabla:
1
Tiempo
0 min
2
2 min
3
4 min
4
6 min
5
8 min
[Producto]
7) Realice un gráfico Tiempo versus concentración de producto.
AUTORES: Alejandra Moreno O.; Roberto Bravo M.
6
7
10 min 12 min
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Efecto del pH sobre la Actividad Enzimática
Objetivo:
Determinar el efecto del pH sobre la actividad enzimática de la Invertasa.
Procedimiento:
1) Desarrolle el siguiente protocolo:
Reactivos
2
2B
3
3B
4
4B
pH 3,8
1 mL
2 mL
-
-
-
-
-
-
pH 4,7
-
-
1 mL
2 mL
-
-
-
-
pH 5,2
-
-
-
-
1 mL
2 mL
-
-
pH 6,2
-
-
-
-
-
-
1 mL
2 mL
Sacarosa 0,6 M
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
1 mL
Invertasa
1 mL
-
1 mL
-
1 mL
-
1 mL
-
2)
3)
4)
5)
6)
7)
8)
0,1 M
1B
Buffer Acetato
1
Incube por 5 minutos a temperatura ambiente.
Adicione 2 mL de 3,5 – DNS a cada uno de los tubos.
Desarrolle el color calentando los tubos durante 5 minutos en baño a ebullición.
Enfríe los tubos en el lavadero con agua fría.
Seleccione en el espectrofotómetro una longitud de onda de 540 nm. Ajuste a cero el equipo
utilizando el tubo “blanco” ( tubo 1B)
Mida la absorbancia del tubo 1 y anote las lecturas en la siguiente tabla.
Repita el procedimiento 6) y 7) para los otros pH.
1
Absorbancia
9)
0000
0
2
3
4
0000
0
0000
0
Con los datos anteriores, interpole los valores de Absorbancia en la curva de calibración para
obtener la concentración de producto y complete la siguiente tabla:
pH
[Producto]
10) Grafique pH versus [Producto].
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3,8
4,7
5,2
6,2
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LABORATORIO Nº 5
GLUCOGENÓLISIS
I. - INTRODUCCIÓN
La molécula de Hidrato de Carbono más importante desde el punto de vista fisiológico es la
Glucosa, la cual se clasifica como monosacárido del tipo polihidroxialdehido de baja masa molecular,
químicamente corresponde a una aldohexosa, es decir, está formada por 6 átomos de carbono y un grupo
aldehído en el carbono uno.
En solución acuosa, el grupo carbonilo y los grupos hidroxilo de la glucosa reaccionan
intramolecularmente para formar una estructura cíclica de 5 miembros denominada piranosa.
CHO
H
HO
H
CH2OH
O
OH
CH2OH
O OH
OH
OH
H
OH
HO
OH
H
OH
HO
CH2OH
OH
α-D-Glucopiranosa
Estructura Haworth
OH
β-D-Glucopiranosa
Estructura Haworth
Glucosa
Estructura Fischer
Los monosacáridos pueden unirse para formar estructuras mayores, ya sean disacáridos (2
unidades), oligosacáridos (cadenas cortas de unidades) o polisacáridos (cadenas de más de 10 unidades);
en todos ellos estas uniones corresponden a enlaces glicosídicos (químicamente enlaces éter).
CH2OH
O
HOCH2
OH
HO
O
HO
OH
CH2OH
CH2OH
O
O
O
CH2OH
OH
OH
HO
O
OH
Sacarosa
(H,OH)
OH
OH
Maltosa
Enlaces
Glicosídicos
La glucosa forma varios tipos de polisacáridos que se diferencian estructuralmente, lo que
deriva en que cumplen diversas funciones:
•
•
Forman parte de los tejidos de sostén de plantas y animales, por ejemplo: la celulosa, el
almidón, el algodón, el ADN, etc.
Constituyen una fuente importante de energía
Con respecto a está última función encontramos el glucógeno; polisacárido formado por varias
cadenas que contienen de 12 a 18 unidades de D-glucosas unidas mediante enlaces glicosídicos α (1,4);
uno de los extremos de esta cadena se une a la siguiente cadena mediante un enlace α (1,6).
Una sola molécula de glucógeno puede contener más de 120.000 moléculas de glucosa.
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Los principales lugares destinados para la reserva de glucógeno en animales son el Hígado que
puede almacenar aproximadamente 70 g (280 Kcal) de glucógeno y los Músculos Esqueléticos que pueden
contener hasta 400 g (1600 Kcal). Sin embargo, este contenido fluctúa notablemente como consecuencia
de la alimentación y de los estímulos hormonales, entre otras causas.
En el hígado, el glucógeno tiene como misión mantener el nivel de glucosa en la sangre (glicemia)
constante.
En los músculos, el glucógeno se utiliza para abastecer de energía (ATP) al proceso de
contracción muscular.
Debido a la estructura tan ramificada del glucógeno, permite la obtención de moléculas de
glucosa libre en el momento que se necesiten; éste proceso se denomina Catabolismo del Glucógeno o
Glucogenólisis. Para llevar a cabo este proceso se requiere la acción combinada y secuencial de 3
enzimas:
•
•
•
Glucógeno Fosforilasa
Enzima Desramificante del Glucógeno
Fosfoglucomutasa
Glucógeno Fosforilasa: Cataliza la denominada Escisión Fosforolítica de los enlaces glicosídicos α (1,4),
que consiste en la separación secuencial de restos de glucosa desde el extremo no reductor, según la
reacción siguiente
n (Glucosa)
+Pi
n-1 (Glucosa)
+ Glucosa-1-P
Enzima Desramificante del Glucógeno: La glucógeno fosforilasa, no puede degradar los enlaces
glicosídicos α(1-6) por lo tanto es la enzima desramificante la encargada de realizar dicha función.
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Fosfoglucomutasa: Se encarga de transformar la Glucosa-1-P en Glucosa-6-P. Esta es una reacción
reversible.
Glucosa-1-P
Glucosa-6-P
Para poder ser liberada al torrente sanguíneo y de este modo regular la glicemia, la Glucosa-6-P
debe ser desfosforilada, o sea, debe perder el grupo fosfato, para obtener una glucosa libre mediante
la enzima Glucosa-6-fosfatasa
Glucosa-6-P
+ H 2O
Glucosa +Pi
En resumen, la regulación del metabolismo del glucógeno en el hígado, se lleva a cabo a través de
la concentración de glucosa extracelular. Para mantener la glicemia, el hígado actúa como dador o
captador de glucosa, dependiendo de los niveles extracelulares de ella.
Las enzimas claves para la regulación de la glicemia son la Glucógeno Fosforilasa y la Glucógeno
Sintetasa, ambas enzimas se comportan de acuerdo a la acción de dos hormonas secretadas por el
páncreas: el Glucagón y la Insulina que actúan dependiendo de si el organismo se encuentra en condición
de hipoglicemia o hiperglicemia.
Cuando el nivel de glucosa en la sangre es bajo (hipoglicemia), el glucagón producido por el
páncreas activa la acción de la glucógeno fosforilasa, estimulando la degradación del glucógeno en el
hígado liberando glucosa al torrente sanguíneo con lo que su concentración aumenta.
Por el contrario, cuando el nivel de glucosa sanguínea es alto (hiperglicemia), la insulina producida
también en el páncreas activa la acción de la glucógeno sintetasa que estimula la síntesis de glucógeno
por lo que la concentración de glucosa libre en la sangre disminuye.
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La disponibilidad de glucosa es esencial para que la célula pueda realizar correctamente su
metabolismo energético. Así, el mantenimiento de una concentración adecuada de glucosa es crucial para
el organismo.
Un individuo adulto requiere de unos 500 g de hidratos de carbono al día. El glucógeno ingerido
en la dieta es degradado en el tubo digestivo por enzimas hidrolíticas, y contribuye de esta manera a los
requerimientos energéticos celulares. Frente a una dieta rica en hidratos de carbono, se promueve la
acumulación de glucógeno hepático y muscular.
II.- OBJETIVOS
- Reconocer el efecto de una dieta rica en hidratos de carbono sobre la acumulación de glucógeno
hepático en ratas.
- Comparar los niveles de glucógeno hepático en ratas sometidas a una dieta rica en hidratos de carbono
y en ayuna con respecto a ratas controles.
- Determinación de Glucógeno por su reacción con Yodo.
III.- PARTE EXPERIMENTAL
1. Animales de experimentación
Se utilizaron 3 ratas, las cuales se mantuvieron con pellet comercial y agua ad libitum (libre
disposición), a 25º C.
2. Dietas
Una de las ratas fue mantenida con dieta glucídica. Para ello, fue alimentada durante los últimos
6 días anteriores a la toma de muestra, con pellet comercial y el agua fue reemplazada por una solución
de azúcar al 59% (p/v). La otra fue mantenida en ayuna durante 3 días y agua ad libitum. La tercera rata
fue mantenida con dieta normal, es decir, alimentada con pellet comercial y agua ad libitum por un
período de 6 días.
3. Obtención de muestras
•
Cada uno de los animales fue anestesiado con éter.
•
Extracción quirúrgica del hígado.
•
Homogenización independientemente de cada hígado en un mortero con arena.
•
Extracción por solvente con aproximadamente 300 mL de Ácido tricloro-acético al 5% p/v.
•
Centrifugación a 3000 rpm por 10 min. obteniendo un sobrenadante correspondiente a cada
hígado.
•
Filtración sobre papel filtro y rotulación como filtrado 1, 2 y 3.
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4. Curva de Calibración (ó Curva Estándar)
Objetivo:
- Desarrollar una curva de calibración que permita relacionar la cantidad de sustrato (glucógeno) con la
Absorbancia.
Procedimiento:
a) Desarrolle el siguiente protocolo:
- A partir de una solución stock de glucógeno de concentración 0,4 mg/mL realice las diluciones
indicadas en la siguiente tabla utilizando una micropipeta:
TUBOS
Reactivos
[Glucógeno]
(0,4 mg/mL)
H2O destilada
Solución de Yodo
(Lugol)
1
2
3
4
5
6
Blanco
Patrón 1
Patrón 2
Patrón 3
Patrón 4
Patrón 5
-----
0,5 mL
1,0 mL
1,2 mL
1,5 mL
2,0 mL
2,0 mL
1,5 mL
1,0 mL
0,8 mL
0,5 mL
-----
1 gota
1 gota
1 gota
1 gota
1 gota
1 gota
b) Homogenice las soluciones.
c) Determine la Absorbancia de cada tubo, leyendo en espectrofotómetro a 540 nm de longitud de onda
(utilice el tubo Nº 1 (blanco) para calibrar el equipo a cero.
d) Anote las lecturas en la siguiente tabla:
CURVA DE CALIBRACIÓN
Patrón 1
Patrón 2
Patrón 3
Patrón 4
Patrón 5
Glucógeno
(mg)
0,10
0,20
0,24
0,30
0,40
Absorbancia
(540 nm)
f) Realice un gráfico (curva de calibración) de Absorbancia versus concentración de Glucógeno.
5. Determinación de glucógeno por método de Yodo
1.
Rotule tres tubos de ensayo y adicione a cada uno de ellos 1,0 mL de cada filtrado proveniente de
cada corte de hígado que contiene glucógeno usando una micropipeta.
2. Adicione a cada tubo de ensayo 1,0 mL de agua destilada y 1 gota del reactivo de yodo, agite
suavemente.
3. Lea la Absorbancia de las muestras en el espectrofotómetro a 540 nm y complete la siguiente tabla:
Tubo N°
Absorbancia
540 (nm)
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1
2
3
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4. Con los datos anteriores, interpole los valores de Absorbancia en la curva de calibración para
obtener la concentración de glucógeno y complete la siguiente tabla:
1
2
3
[Glucógeno]
5. Deduzca, según los resultados obtenidos, el tipo de dieta a la que fue sometida cada rata y cual le
corresponde a cada filtrado:

Filtrado I: ________________________________________

Filtrado II: _______________________________________

Filtrado III: _______________________________________
6. Exprese el contenido de glucógeno (en mg) por cada 100 ml de filtrado de tejido hepático extraido
a cada rata en estudio:

Rata con dieta normal: ________________________

Rata con ayuno: _____________________________

Rata con dieta glucocídica: _____________________
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LABORATORIO Nº 6
COLESTEROL
I. - INTRODUCCIÓN
Las grasas (o lípidos) son los compuestos con los que el cuerpo humano almacena energía para las
épocas de carencia.
Evolutivamente, el cuerpo humano es “almacenador de energía”, es decir, está diseñado para
acumular parte de la energía que absorbe por los alimentos para épocas de ayuno. La forma más eficaz
de almacenar esta energía es en forma de grasas, que son muy ligeras por lo que en poco peso de grasa
se puede acumular mucha energía.
Los lípidos se clasifican en dos grupos principales: simples y complejos. Los lípidos simples más
importantes son el colesterol y los ácidos grasos; dentro de los lípidos complejos se pueden mencionar
los fosfolípidos y los triglicéridos.
El colesterol es una grasa presente en todas las células del organismo. Se presenta en altas
concentraciones en la médula espinal, páncreas y cerebro pero se sintetiza principalmente en el higado y
en el intestino delgado. Aproximadamente el 50% de las necesidades de colesterol son sintetizadas en
el hígado mientras que el resto se obtiene de los alimentos de origen animal presentes en la dieta.
En la molécula de colesterol se puede distinguir una cabeza polar constituida por el grupo
hidroxilo y una cola o porción apolar formada por los distintos ciclos y los sustituyentes alifáticos. Así,
el colesterol es una molécula hidrofóbica que al igual que otros lípidos es bastante soluble en disolventes
apolares como el cloroformo, acetona y éter. Considerando lo anterior, cualquier método de extracción
de lípidos requiere utilizar mezclas de solventes orgánicos que permitan solubilizar todos los lípidos y
precipiten proteínas e hidratos de carbono para su mejor separación.
Los organismos mamíferos obtienen colesterol a través de dos vías:
•
Vía exógena o absorción de colesterol contenido en los alimentos. El colesterol se encuentra
exclusivamente en alimentos de origen animal, mayoritariamente en la yema de huevo, higado,
lácteos, cerebro (sesos) y músculo esquelético (carnes rojas).
Vía endógena o síntesis de colesterol en las células animales a partir de su precursor, el
acetato, en su forma activada acetil-coenzima A.
La producción de colesterol es regulada directamente por la concentración del colesterol
presente en las células, habiendo una relación inversa con los niveles plasmáticos de colesterol.
Una
alta ingesta de colesterol en los alimentos conduce a una disminución neta de la producción endógena y
viceversa.
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Además del papel en la reserva energética que cumple el colesterol, es imprescindible para la
vida por numerosas funciones:
•
•
•
•
Estructural: es un componente muy importante de las membranas plasmáticas de los animales
(en general, no existe en los vegetales).
Precursor de la vitamina D: esencial en el metabolismo del calcio.
Precursor de hormonas sexuales: progesterona, estrógenos y testosterona.
Precursor de las sales biliares: esenciales en la absorción de algunos nutrientes lipídicos y vía
principal para la excreción de colesterol corporal.
El mayor inconveniente que tiene la grasa es que no se disuelve en agua, y por lo tanto, no puede
transportarse como tal por el torrente sanguíneo. Para poder transportar las partículas de grasa, el
cuerpo utiliza unas moléculas más complejas llamadas lipoproteínas, que están formadas por una parte
proteica y una parte lipídica compuesta por distintos tipos de grasas.
Existen varios tipos de lipoproteínas en función del contenido proteico y lipídico que contienen.
Los dos tipos de lipoproteínas que contienen colesterol son:
•
LDL: compuestas principalmente por colesterol y una proteína llamada apoB. Es la forma en que
el organismo recoge el colesterol del hígado (donde lo sintetiza) y lo distribuye a los tejidos. El
70% del colesterol que circula por la sangre lo hace en forma de LDL-colesterol. Éste es el
colesterol malo, responsable de la aterosclerosis, o acumulación del colesterol en la pared de las
arterias.
•
HDL: compuestas principalmente por colesterol y una proteína llamada apoA. Estas partículas
contienen el denominado colesterol bueno, porque transportan el exceso de colesterol desde
los tejidos hasta el hígado.
Actualmente se reconoce ampliamente el papel causal del colesterol presente en las
lipoproteínas de baja densidad (LDL) en la patogenia de la aterosclerosis. De esta manera, la existencia
sostenida de niveles elevados de colesterol LDL (popularmente conocido como “colesterol malo”) por
encima de los valores recomendados, incrementa el riesgo de sufrir eventos cardiovasculares
(principalmente infarto de miocardio agudo). De manera interesante, el colesterol presente en las
lipoproteínas de alta densidad (HDL) ejercería un rol protector del sistema cardiovascular, que por ello
se conoce como “colesterol bueno”.
La concentración actualmente aceptada como normal de colesterol en el plasma sanguíneo
llamada colesterolemia de individuos sanos es de 150 a 200 mg/100 ml.
Se ha definido clínicamente que los niveles de colesterol plasmático total (suma de colesterol
presente en todas las clases de lipoproteínas) recomendados por la Sociedad Norteamericana de
Cardiología (AHA) son:
•
•
•
Colesterolemia por debajo de 200 mg/dL: es la concentración deseable para la población
general, pues por lo general correlaciona con un bajo riesgo de enfermedad cardiovascular.
Colesterolemia entre 200 y 239 mg/dL: existe un riesgo intermedio en la población general,
pero es elevado en personas con otros factores de riesgo como diabetes.
Colesterolemia mayor de 240 mg/dL: puede determinar un alto riesgo cardiovascular y se
recomienda iniciar un cambio en el estilo de vida, sobre todo en lo concerniente a la dieta y al
ejercicio físico.
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La aterosclerosis es un fenómeno muy complejo, que comienza en las primeras etapas del
desarrollo y se prolonga durante años. Consiste en el depósito de células cargadas de partículas de LDLcolesterol en las paredes de las arterias. Esta pared responde a la agresión induciendo una respuesta
protectora, que finalmente conduce a la formación de una placa. Con el paso del tiempo, la placa aumenta
de tamaño, hasta que estrecha la arteria dificultando la circulación de la sangre. Por otra parte, la placa
también se puede romper, originando un trombo que puede obstruir completamente la arteria. El final
del proceso es que el corazón se ve privado de oxígeno y nutrientes por lo que se produce una angina o
infarto de miocardio.
La aterosclerosis está directamente relacionada con la concentración de partículas de LDLcolesterol presentes en la sangre, por lo que la prevención pasa por disminuir al máximo el nivel de LDL
y aumentar el HDL-colesterol, que es el que retira el colesterol circulante y lo devuelve al hígado.
La forma de conseguir estos objetivos es adoptar hábitos de alimentación adecuada, realizar
ejercicio físico habitualmente y cuando esto no es suficiente, se debe recurrir a fármacos específicos.
En este trabajo práctico estudiaremos el contenido de colesterol contenido en la yema de huevo
de gallina. La yema representa entre el 30 – 40% del peso total del huevo y la cantidad de colesterol
aproximada (por yema de huevo) es de 250 mg.
II.- OBJETIVOS
- Conocer un método efectivo de extracción de lípidos con solventes orgánicos.
- Determinación de colesterol presente en la yema de huevo.
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III.- PARTE EXPERIMENTAL
1) Curva de Calibración (ó Curva Estándar)
Objetivo:
- Desarrollar una curva de calibración que permita relacionar la cantidad de sustrato (colesterol) con la
Absorbancia.
Procedimiento:
a) Desarrolle el siguiente protocolo:
- A partir de distintas soluciones patrón de colesterol de concentraciones conocidas realice las
diluciones indicadas en la siguiente tabla:
TUBOS
Reactivos
Patrón
Colesterol
Cloruro Férrico
FeCl3
1
2
3
4
5
6
Blanco
Patrón 1
Patrón 2
Patrón 3
Patrón 4
Patrón 5
-----
6,0 mL
6,0 mL
6,0 mL
6,0 mL
6,0 mL
6,0 mL
-----
-----
-----
------
------
b) Caliente todos los tubos tapados en un baño de agua a ebullición por 5 minutos, incluya el tubo blanco.
c) Enfríe y agregue 2 mL de H2SO4 concentrado por la pared de cada tubo.
d) Tape los tubos con tapa y parafilm.
e) Homogenice las soluciones por inversión suave.
f) Desarrolle el color durante 10 minutos a temperatura ambiente.
g) Determine la Absorbancia de cada tubo, leyendo en el espectrofotómetro a 540 nm de longitud de
onda (utilice el tubo Nº 1 (blanco) para calibrar el equipo a cero.
h) Anote las lecturas en la siguiente tabla:
CURVA DE CALIBRACIÓN
Patrón 1
Patrón 2
Patrón 3
Patrón 4
Patrón 5
Colesterol
(mg)
0,75
1,5
2,25
3,0
3,75
Absorbancia
j) Realice un gráfico (curva de calibración) de Absorbancia versus concentración de colesterol.
2) Extracción de colesterol con solventes orgánicos
a) Mase aproximadamente entre 0,15 g de yema de huevo en un vaso precipitado de 100 mL.
b) Agregue 10 mL de una mezcla acetona/éter (1:1) y agite suavemente con una bagueta por 5 minutos.
c) Trasvasije el contenido a un tubo de centrífuga, tápelo con papel parafilm y centrifugue por 5
minutos a 3000 rpm.
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3) Determinación de colesterol total
a. Prepare un tubo blanco adicionanando 6,0 mL de FeCl3
b. Rotule otros dos tubos de ensayo (1 y 2) y adicione a cada uno de ellos 0,5 mL del sobrenadante
proveniente de la extracción de la yema de huevo utilizando una micropipeta.
c. Coloque los dos tubos con sobrenadante destapados en un baño de agua termorregulado a 80º C y
evapore a sequedad por 5 minutos.
d. Agregue 6 mL de solución de FeCl3 a cada tubo (1 y 2) y caliente en baño de agua a ebullición por 5
minutos, incluya el tubo blanco.
e. Enfríe y agregue 2 mL de H2SO4 concentrado por la pared de cada tubo.
f. Tapar los tubos con tapa y papel parafilm.
g. Homogenice las soluciones por inversión suave.
h. Desarrolle el color durante 10 minutos a temperatura ambiente.
i. Determine la Absorbancia de cada tubo, leyendo en espectrofotómetro a 540 nm de longitud de
onda, utilice el tubo blanco para calibrar el equipo a cero.
Tubo N°
1
2
Absorbancia
540 (nm)
j.
Con los datos anteriores, interpole los valores de Absorbancia en la curva de calibración para
obtener la concentración de colesterol y complete la siguiente tabla:
1
[Colesterol]
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2