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QUIMICA MEDICA
UNIVERSIDAD RICARDO PALMAFACULTAD DE MEDICINA HUMANA
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QUIMICA MEDICA
INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO
1.- Recuerde que el laboratorio es un lugar serio de trabajo. Debe conocer su ubicación permanente en la mesa y mantenerla el orden.
2.- Lea cuidadosamente la GUIA DE PRACTICA, preparando un bosquejo de informe. Al realizar las prácticas, solo efectúe las señaladas y a medida que las realice, complete su informe correspondiente.
3.- No toque las sustancias ni los aparatos de los estantes sin autorización.
4.- No juegue con las llaves de agua, gas, etc. que se encuentran en las mesas.
5.- Si deja caer las sustancias químicas sobre la mesa, limpiar inmediatamente.
6.- Si se vierte sobre sí un ácido o cualquier sustancia corrosiva, lávese inmediatamente con abundante agua.
7.- No toque directamente con las manos las sustancias químicas desconocidas.
8.- Si desea conocer el olor de una sustancia, no acerque a la cara directamente, abanique un poco de vapor a las fosas nasales, moviendo la mano sobre la sustancia o elrecipiente que contiene la sustancia.
9.- Compruebe cuidadosamente los rótulos de los frascos de reactivos antes de usar su contenido.
10.- No devolver los sobrantes de compuestos usados a los frascos originales, no introducir objeto alguno dentro de ellos, no cambiarles de tapa por ningún motivo.
11.- Los frascos goteros no se debe destapar para usarlos, consulte su uso con el profesor.
12.- Antes y después del experimento, asegurese de la limpieza de las mesas y aparatos usados, deje todo en su sitio.
13.- Todo material roto o extraviado durante la práctica será de responsabilidad de todos los integrantes del grupo.
14.- Al momento de encender el mechero, verifique que las llaves y manguera correspondan al respectivo mechero.
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OPERACIONES PELIGROSAS
Las prácticas de Laboratorio requieren de mucho más cuidado del que hasta ahora se ha expuesto. Hay pequeños detalles que se deben tener en cuenta para realizar ciertas operaciones, evitando consecuencias desagradables:
1.- Nunca calentar un tubo de prueba, dirigiendo éste hacia sí o hacia algún compañero, las sustancias que se calientan, generalmente líquidas, pueden proyectarse violentamente hacia afuera, provocando un accidente.
2.- Nunca prenda un mechero, abriendo totalmente la llave de gas y manteniendo la cara sobre el mismo; la presión del gas produce una llama bastante larga que podría causarle quemaduras.
3.- Tener mucho cuidado al introducir un tubo o un Termómetro a través de un tapón de corcho o de jebe. La presión deberá ejercerse sobre el tubo en un punto próximo al tapón; si se presiona desde el extremo opuesto, se tendrá mayor facilidad, pero puede producirse una palanca que fácilmente lo rompa, es aconsejable cubrirse la mano con un trapo y humedecer en agua, aceite o álcali el tubo o termómetro.
4.- Emplear siempre la pinza para coger los tubos, especialmente cuanto está efectuando calentamiento (recuerde que el tubo se pone rojo cuando está lo suficientemente caliente, como para producir dolorosas quemaduras.
5.- Mantener lejos de la cara, extendiendo bien los brazos toda clase de reactivos cuando por primera vez se ha de verificar alguna reacción química. Muchas veces ésta desprende gran cantidad de calor, que puede proyectar violentamente los reactantes fuera del tubo.
EN CASO DE ACCIDENTE
En cualquier tipo de incendio, inmediatamente cerrar toda llave de salida de gas. Si la llama es pequeña, puede ser apagada con una toalla húmeda o con el extintor de anhídrido carbónico.
ACIDOS EN LA ROPA: Si cae algo de ácido en el vestido, aplicar inmediatamente solución de amoniaco.
FUEGO EN LA ROPA: Inmediatamente cubrir con una manta o con una toalla. Usar, si es necesario, la ducha de agua.
INCENDIO DE REACTIVOS: Cuando hay incendios en vasos o frascos de laboratorio, tapar inmediatamente la boquilla de éstos con una plancha de asbesto o con una toalla húmeda. Para incendios mayores usar el extinguidor de anhídrido carbónico.
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NORMAS PARA EL USO DEL LABORATORIO
Las clases prácticas de laboratorio son herramientas indispensables para el desarrollo integral de los Cursos de Química, por eso es necesario observar al máximo las normas siguientes:
1.- Realizar las Prácticas de Laboratorio con el debido interés y responsabilidad.
2.- Tener en cuenta las indicaciones del Jefe de Prácticas sobre el uso del material y equipo del Laboratorio, así como el orden, limpieza y seguridad que debe mantener.
3.- Cada alumno será integrante de un grupo de trabajo al cual pertenecerá a lo largo del ciclo.
4.- Será nombrado en forma relativa un coordinador de grupo quién será el responsable del material o equipo recibido.
5.- Al iniciarse la práctica, el coordinador de grupo canjeará su carnet universitario por el material y reactivos a utilizarse en dicha práctica.
6.- En caso de daño o deterioro de material o equipo el Coordinador de grupo informará del hecho al profesor, todo el grupo es responsable del daño causado.
7.- Para el uso de equipos de Laboratorio los alumnos deberán leer las indicaciones de uso que acompañarán a dichos equipos y sobre todo ponerlas en práctica.
8.- Al finalizar las prácticas se procederá a limpiar el material a fin de entregarlo en las mismas condiciones que fueron recibidos.
9.- Una vez limpio el material, el coordinador de grupo lo devolverá a la persona encargada de Laboratorio, previo visto bueno del profesor y procederá a recibir su carné.
10. El Laboratorio deberá quedar completamente limpio, las mesas secas y limpias, debiendo arrojar todos los desechos al tacho de basura.
Cuando prepare soluciones ácidas, nunca agregue agua al ácido, sino el ácido al agua.
PRIMEROS AUXILIOS
CORTES, producidos por roturas de tubos de vidrio o termómetros, las partes afectadas lavar con agua, aplicar un anticéptico y luego una venda.
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ACIDOS EN LOS OJOS: Lavar inmediatamente la parte afectada con bastante agua del caño, luego con una solución saturada de ácido bórico o una solución de ácido acético al 1%; secar y poner dentro del ojo unas gotas de aceite de olivo.
ALCALI EN LOS OJOS: Lavar inmediatamente la parte afectada con bastante agua del caño, luego con una solución saturada de ácido bórico.
QUEMADURAS PRODUCIDAS POR:
ACIDOS: Lavar con bastante agua de caño, luego con una solución saturada de bicarbonato de sodio, volver a lavar con agua, secar con gasa y aplicar picrato de butesina.
FENOL: Lavar con alcohol al 50% con una solución de agua de bromo al 1%, secar y aplicar vaselina.
BROMO: Lavar con bastante agua de caño, luego con una solución concentrada de bisulfito de sodio hasta eliminar el bromo lavar con agua, secar y aplicar vaselina.
FUEGO: Las quemaduras por fuego o por contacto con objetos calientes se alivian, aplicando a la parte afectada picrato de butesina.
ATENCION:
EN CASOS GRAVES SOLICITAR ATENCION MEDICA.
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EXPERIMENTO 01
INTRODUCCION AL TRABAJO DE LABORATORIO
OBJETIVOS:
1. Verificar experimentalmente los conceptos teóricos de las principales operaciones químicas fundamentales.
2. Diferenciar las diversas operaciones fundamentales y determinar su eficacia en la separación de los componentes de una mezcla.
La Química tiene enorme importancia para las Ciencias de la salud. Por ejemplo: La determinación cuantitativa de algún componente de la sustancia analizada consta de una serie de operaciones consecutivas como muestreo de la sustancia que se estudia, preparación de ésta para análisis, pesada de la porción, su disolución o fusión, concentración por evaporación de la solución, etc.
Una vez preparada la solución estudiada, la determinación cuantitativa de sus componentes puede llevarse a cabo por diferentes métodos (gravimetría, volumetía y otros), cada unos de los cuales tiene su propia técnica de operaciones.
En esta práctica realizaremos la técnica de operaciones generales utilizadas en química: precipitación, pesadas, decantación, filtración, lavado, secado, así como el tratamiento matemático de los resultados. Cada operación debe realizarse exacta y minuciosamente: sólo así se podrá obtener los resultados seguros.
OPREACIONES COMUNES DE LABORATORIO DE QUIMICA:
PRECIPITACION: La precipitación es la acción de separar partículas sólidas en líquidos claros mediante alguna reacción química o mutación física. El cuerpo sólido se separa en forma de precipitado. La sustancia que ocasiona la precipitación, se llama precipitante y el líquido que queda en el vaso por encima del precipitado se llama líquido sobrenadante.
El precipitado, por lo general se asienta en el fondo del vaso por gravedad, en otros casos queda suspendido y en otros, flora en la superficie.
DECANTACION: Consiste en la separación del sólido, sedimentado en el fondo del recipiente del líquido sobrenadante, vaciando con cuidado el líquido. El tratamiento se usa frecuentemente en el lavado del precipitado antes de la filtración.
SEDIMENTACION: Asentamiento de la fase sólida en la suspensión por el efecto de gravedad.
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FILTRACION: Operación que consiste en separar los sólidos de los líquidos con ayuda de una sustancia porosa como filtro, lana de vidrio, crisol filtrante, arena, amianto, etc.
CENTRIFUGACION: Es un método de separación de fase sólida de un líquido, sometiendo la suspensión a la fuerza centrífuga.
EVAPORACION: El proceso de separación de la fase líquida aplicándole calor a temperaturas un poco menores de 100ºC.
PARTE EXPERIMENTAL
REACTIVOS:Solución de yoduro de potasio KINitrato de plomo Pb(NO3)2
Agua destilada
MATERIALES Y EQUIPOS:Luna De relojVaso Varilla Embudo de filtraciónPapel filtroPiscetaEstufaBalanza
PROCEDIMIENTO
Consistirá en la determinación de la cantidad de Pb presente en una muestra de nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2 . El nitrato de plomo se convierte en yoduro de plomo insoluble, según la reacción siguiente:
Pb(NO3)2(s) + 2KI(ac) ---------- 2KNO3(ac) + PbI2(s)
Pese en la balanza 0.5 g de nitrato de plomo (II) utilizando una luna de reloj.
Coloque la muestra pesada en un vaso de precipitados y disolverla con 20 ml de agua destilada agitando con una varilla de vidrio.
Agregue a la solución anterior, gota a gota, aproximadamente 40 ml de la solución de yoduro de potasio hasta lograr una cantidad apreciable del precipitado amarillo de yoduro de plomo.
Deje sedimentar el precipitado durante unos 5 minutos.
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Pese el papel filtro y anote su peso en cuaderno.
Arme un equipo de filtración como se indica en la figura.
Vierta cuidadosamente el contenido del vaso sobre el filtro, tratando de no enturbiar la solución y para evitar que se tupan los poros del filtro. Use una varilla para dirigir la caída de líquido.
Lave repetidamente el precipitado con agua destilada de la pisceta y continúe filtrando.
Lleve el embudo con el filtro a la estufa y deje secar a una temperatura entre 80°C y 90°C.
Una vez seco el filtro, déjelo enfriar y péselo en la balanza, anotando el dato en cuaderno.
Determine por diferencia el peso de yoduro de plomo formado.
Con estos datos, calcule la cantidad de plomo presente en el yoduro de plomo obtenido, si se sabe que una mol de yoduro de plomo pesa 461 gramos y contiene una mol de plomo de 207 gramos:
Peso Molar de PbI2 ---------- Peso Molar de Pb
Peso de PbI2 obtenido ---------- X
Donde:
Peso Molar de PbI2= 461 g / molPeso Molar de Pb = 207 g / mol
Peso de PbI2 obtenido=Peso (filtro+precipitado)–Peso (filtro sólo)
CUESTIONARIO:
1.- ¿Por qué las suspensiones calientes se filtran más rápido, que frías?
2.- Explique, si mediante la técnica de decantación se logra la separación total de la sustancia que se quiere separar. ¿Por qué?
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FILTRACION
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EXPERIMENTO 02
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS: CLASIFICACION PERIODICA
OBJETIVO:
Estudiar y correlacionar las propiedades de elementos conocidos y vistos como un grupo o familia.
DISCUSIÓN:
La ley periódica resume muchas observaciones sobre las propiedades de los elementos. Se puede establecer como sigue: CUANDO LOS ELEMENTOS SE ACOMODAN EN ORDEN CRECIENTE DE SUS NUMEROS ATOMICOS, MUESTRAN PROPIEDADES SIMILARES PERIODICAMENTE. Al elaborar la tabla periódica actual, los elementos fueron acomodados uno tras otro, en grupos, debido a sus propiedades químicas semejantes. Por ejemplo, todos los elementos del grupo IA, son metales que, cuando reaccionan, forman iones con una carga de 1+. Si se examinan las configuraciones electrónicas de estos elementos, se verá que el nivel electrónico exterior para cada uno no tiene sino un electrón en un subnivel s. En forma semejante, todos los elementos del grupo IIA tienen una configuración electrónica en el nivel exterior que se podría generalizar como ns2. De hecho, examinando cualquier grupo dentro de la tabla periódica, se ve que todos los elementos en el grupo tienen la misma estructura electrónica en el nivel exterior. Las estructuras electrónicas similares conducen a propiedades físicas y químicas semejantes.
PARTE EXPERIMENTAL:
REACTIVOS MATERIALES
*Solución de NaF *Gradilla con 4 tubos*Solución de KCl *Vaso de 250 ml*Solución de KBr *Espátula*Solución de KI*Solución de AgNO3
*Solución de NH4OH*Agua de cloro*Agua de bromo*Na, Li, K metálicos*Mg metálico*Fenolftaleína*Soluciones de Mgl2, CaCl2, SrCl2, BaCl2*Acido sulfúrico 2M
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1. FAMILIA DE LOS HALÓGENOS (GRUPO VIIA)
A. SOLUBILIDAD EN AGUA DE HALUROS DE PLATA
Coloque en 4 tubos de ensayo 1 ml (aproximadamente 20 gotas) de soluciones 0.1 M de NaF, KCl, KBr y KI y adicióneles 20 gotas de AgNO3
0.1M, agite y espere, que sedimenten los precipitados formados. Anote el color de los precipitados y ordene los haluros de acuerdo a la cantidad formada (se tiene en cuenta que a mayor cantidad de precipitado, menor solubilidad).
Las ecuaciones serían:
NaF + AgNO3 ------------
KCl + AgNO3 --------------
KBr + AgNO3 ------------
KI + AgNO3 -------------
Ordene los haluros de plata de menor a mayor solubilidad en agua.
B. SOLUBILIDAD EN AMONIACO ACUOSO DE HALUROS DE PLATA:
En los tubos del experimento anterior elimine el líquido sobrenadante y adicione a los diferentes precipitados 20 gotas de solución de amoníaco 6M, NH4OH.
Las ecuaciones serían:
AgCl(s) + 2NH4OH -------
AgBr(s) + 2NH4OH -------
AgI(s) + 2NH4OH ---------
Ordene los haluros según la solubilidad del precipitado en amoniaco.
C. PODER OXIDANTE DE LOS HALÓGENOS LIBRES
Nota.- Para esta parte de experiencia debe tenerse en cuenta, que los halógenos libres disueltos en tetracloruro de carbono, dan las siguientes coloraciones:
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Cl2 amarillo Br2 anaranjado I2 violeta
Tómese en dos tubos de ensayo 1 ml (20 gotas) de solución 0.1M de KBr y KI, agrégueles 1 ml de agua de cloro (gas cloro disuelto en agua) y 10 gotas de tetracloruro de carbono, agite bien. Observe el color que toma la fase inferior de tetracloruro de carbono.
Las reacciones que ocurren, son:
2KBr + Cl2 ------>
2KI + Cl2 ------>
A un tubo que contenga solución de KI, adiciónele 1 ml de agua de bromo (bromo líquido disuelto en agua) y 10 gotas de tetracloruro de carbono, agite y observe el color de la fase inferior.
2KI + Br2 ------>
De acuerdo a lo observado en las experiencias anteriores, trate usted de relacionar las propiedades de los 4 halógenos con su configuración extranuclear.
Ordene los halógenos según la facilidad creciente de ser desplazados de sus sales haluros (PODER OXIDANTE DECRECIENTE).
2.- FAMILIA DE LOS METALES ALCALINOS (GRUPO IA)
a) REACTIVIDAD CON AGUA.
En un vaso pequeño que contiene 100 ml de agua, deje caer un trocito de litio recién cortado. Anote sus observaciones.
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H2
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2Li + H2O ------>
A la solución formada agréguele 3 gotas de fenolftaleína.b) Repítase la experiencia anterior, empleando un trocito de sodio recién
cortado.
2Na + H2O ------>
c) Haga lo mismo con un trocito de potasio recién cortado. Escriba las ecuaciones correspondientes de las 3 reacciones.
2K + H2O ------>
¿Qué propiedad común poseen los tres elementos?
Ordene los elementos de acuerdo a la reactividad creciente con el agua.
3.- FAMILIA DE LOS METALES ALCALINO-TÉRREOS (GRUPO IIA)
A. REACTIVIDAD EN AGUA:
En un vaso pequeño con unos 25 ml de agua coloque un trocito de magnesio (Mg) y 5 gotas de la fenolftaleína. Caliente a ebullición por unos instantes. La aparición de color rojo grosella indicaría la formación del hidróxido de magnesio, según la ecuación:
Mg + 2H2O ----------- Mg(OH)2 + 2H2.
Compare la reactividad del Mg con la reactividad de cualquier metal alcalino. Saque las conclusiones al respecto.
B. SOLUBILIDAD EN AGUA DE LOS SULFATOS DE METALES ALCALINO-TÉRREOS
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En cuatro tubos de ensayo coloque 20 gotas de las soluciones 0.1M de MgCl2, CaCl2, SrCl2 y BaCl2. Agregue a cada tubo 10 gotas del ácido sulfúrico, H2SO4 2M. Luego añada 20 gotas de etanol a cada tubo y compare las cantidades de los precipitados formados.
Las ecuaciones son:
MgCl2 + H2SO4 ------
CaCl2 + H2SO4 ------
SrCl2 + H2SO4 ------
BaCl2 + H2SO4 ------
¿Cómo se relaciona la cantidad del precipitado con la solubilidad en el agua?
CUESTIONARIO:
1.- ¿Cuál es la diferencia entre los metales alcalinos y alcalino-térreos en términos de sus propiedades físicas y químicas?-
2.- Proponga 5 solventes para los halógenos libres.
3.- Ordene en forma descendente la reactividad de los metales alcalinos.
4.- Cómo se reconocen cualitativamente los metales alcalinos?
5.- ¿Para qué se usa la fenolftaleína?
6.- ¿Qué función cumple el alcohol en el experimento de los metales alcalino-térreos?
7.- ¿Qué relación existe entre la solubilidad de haluros de plata en agua y en amoniaco y el tamaño de los iones de haluros?
8.- Escriba las ecuaciones de las reacciones que tendrían lugar entre Ca, Sr y Ba con agua.
9.- Represente las configuraciones electrónicas de los elementos cuyos números atómicos son: 9, 14, 23, 41.
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EXPERIMENTO 03
ENLACE QUIMICO
OBJETIVO:
Determinar el tipo de enlaces de las diferentes sustancias. Predecir la polaridad de los compuestos covalentes. Aprender a diferenciar entre los electrólitos fuertes y débiles por su capacidad de conducir la corriente .
DISCUSION:
El ENLACE QUIMICO puede definirse como la fuerza de adhesión entre los átomos (caso de las moléculas) o iones (caso de los compuestos iónicos).
Tipos de Enlace:
(a) Enlace iónico (o electrovalente); se forma cuando uno o más electrones del nivel de valencia de un átomo, se transfieren al nivel de valencia de otro, transformandose ambos en iones positivo y negativo, respectivamente, y atrayendose entre sí electrostáticamente. Esta atracción electrostática entre los iones de carga contraria es el enlace llamado iónico. Los compuestos iónicos en estado fundido o en soluciones acuosas contienen iones (átomos con carga eléctrica), los cuales originan una diferencia del potencial, que permite el paso de la corriente eléctrica.
(b) Enlace covalente consiste en un par de electrones compartidos entre dos átomos.
(*) En un enlace covalente ordinario el par electrónico (o pares de electrones en caso de enlaces dobles y triples), está formado por aportes equitativos de cada átomo.
(*) Enlace covalente coordinado se forma cuando uno de los átomos aporta el par electrónico y el otro, el orbital vacante.
(*) Enlace covalente apolar se origina entre dos átomos iguales o con las electronegatividades iguales, lo que conduce a la distribución simétrica de la densidad electrónica alrededor de los núcleos de ambos átomos.
(*) Enlace covalente polar se produce entre dos átomos con diferentes
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electronegatividades, lo que conduce a la distribución desigual de la densidad electrónica con respecto a los núcleos y la aparición de las cargas parciales de signo contrario.
MATERIALES Y REACTIVOS:
Equipo para medir la conductividad eléctrica Un vasito de 150 ml Probeta Trípode Varilla de vidrio Agua destilada Solución de HCl 0.1M Solución de CH3COOH 0.1M Solución de NaOH 0.1M Solución de NH4OH 0.1M Solución de NaCl al 1% Solución de CuSO4
Etanol Solución de glucosa Bencina
PARTE EXPERIMENTAL:
(1) Arme el equipo como se indica en el dibujo.
Tomacorriente
(2) Coloque unos 50 ml de agua destilada en un vaso y pruebe su conductividad.
(3) Repita el ensayo con el agua del grifo (potable).
(4) Ensaye una por una las demás soluciones y líquidos propuestos .
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(5) Determine, cuál de estos compuestos es apolar.
(7) Determine, cuáles serían electrólitos fuertes y cuáles débiles
RESULTADOS:
COMPU-ESTO
INTENSIDADFOCO
IONESPRESENT.
COMP.IÓNICO
COMP. COVALEN ELECTRÓLITONO
ELECTRÓLPOLAR APOLAR FUERTE DÉBIL
Agua destiladaAgua potableHCl
CH3COOH
NaOH
NaCl
NH4OH
CuSO4
C2H5-OH
C6H12O6
Bencina
CUESTIONARIO:
01. ¿Por qué el agua del grifo tiene la conductividad eléctrica distinta de la conductividad del agua destilada?
02. ¿Qué es un dipolo?
03. De los dos solventes, CH3CH2OH y CCl4, ¿cuál sería inmiscible con el agua? ¿Por qué?
04.- Entre las sustancias NaOH y NH4OH, ¿cuál sería electrólito más fuerte? ¿Por qué?
05.- Represente las estructuras de Lewis (fórmulas electrónicas de puntos) de los compuestos ensayados y en la práctica realizada.
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QUIMICA MEDICA
EXPERIMENTO No. 04
REACCIONES QUIMICAS
OBJETIVO :
En este experimento se estudiará los diferentes tipos de reacciones químicas que se producen comúnmente en el laboratorio.
DISCUSION:
Las reacciones químicas son las interacciones de dos o más sustancias entre sí o la acción sobre ellas de agentes externos como luz, calor, electricidad, etc., que producen los cambios en sus nuevos compuestos con características físicas propias. diferente a las de sustancias reaccionantes.
TIPOS O CLASES DE REACCIONES QUIMICAS:
Para su mejor estudio las reacciones químicas se clasifican de la siguiente manera:
1.- REACCIONES DE COMBINACIÓN (UNIÓN O SÍNTESIS). Ejemplos:
a. Elemento más elemento-----------------> Compuesto2 Mg + O2 ----------------------------> 2 MgO
b. Elemento más compuesto 1--------------> Compuesto 2O2 + 2 NO ----------------------------> 2 NO2
c. Compuesto 1 mas compuesto 2 ----------> Compuesto 3.BaO + CO2 ----------------------------> BaCO3
2.- REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN (Son las reacciones opuestas a las reacciones de combinación).
a. Compuesto más calor ---> Compuestos y/o elementosCaCO3 + calor -----------------> CaO + CO2
3.- REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE:
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QUIMICA MEDICA
Elemento 1 más Compuesto 2 --> Elemento 2 más compuesto 1Zn + 2HCl --------------> H2 + ZnCl2
4.- REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO (METÁTESIS)
a. Con formación de precipitados (pp):I) Con pp amorfo: Ca++ + S--2 -------> CaS
II) Con pp. cristalino:(CH3COO)2Pb + 2 KI -------> PbI2 + 2 CH3COOK
III) Con pp. coloidal:FeSO4 + 2NH4OH -------> Fe(OH)2 + (NH4)2SO4
b. Si formacion de precipitado (pp):I) Sin coloración:
NaOH + HCl ---------> NaCl + H2O
II) con coloración:2K2CrO4 + 2HCl -------> K2Cr2O7 + 2KCl + H2O
5.- REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN (son reacciones en las cuales ocurre tansferencia de electrones).
Oxidación: es la pérdida de electrones;Reducción: es la ganancia de electrones.
El elemento que gana electrones se reduce y es el agente oxidante;El elemento que pierde electrones se oxida y es el agente reductor:
2 Na + 2 H2O --------> H2 + 2NaOH ag. red. ag. ox.
6.- REACCIONES CON FORMACIÓN DE COMPLEJOS.
AgNO3 + 2NH4OH --------> Ag(NH3)2OH + H2O
Esta reacción ocurre en dos etapas:
I-a etapa: 2AgNO3 + 2NH4OH ----> Ag2O + 2NH4NO3 + H2O
II-a etapa: Ag2O + 4NH4OH ---- 2 Ag(NH3)2OH + 3H2O
PARTE EXPERIMENTAL
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QUIMICA MEDICA
Las reacciones que vamos a realizar se refieren a las clases o tipos 1, 2, 4, 5, 6, cuyo objetivo será comprobar si se llevan a cabo o no y escribir las ecuaciones con los productos respectivos.
a) Quemar un trozo de cinta de magnesio, comparar el aspecto de la cinta con el resíduo de combustión:
2Mg + O2 --------->
b) En un tubo de ensayo calentar con cuidado una pequeña porción de clorato de potasio (KClO3), observar y comparar la muestra original con el resíduo:
2KClO3 + calor --------->
c) Con 1 ml (20 gotas) de las siguientes soluciones 0.1M de BaCl2, HCl, K4Fe(CN)6, Na2SO4, K2CrO4, CuSO4, y Pb(NO3)2
realizar las siguientes reacciones químicas:
Na2SO4 + BaCl2 ---------->
Pb(NO3)2 + 2HCl ---------->
2CuSO4 + K4Fe(CN)6 --------->
2K2CrO4 + 2HCl ---------->
d) A 2 ml de solución de CuSO4 0.1M agregue una lentejita de Zinc (Zn) metálico, observe con cuidado las coloraciones de la solución y del metal: Zn --- plateado lustroso, Cu --- polvo disperso marrón:
CuSO4 + Zn ---------->
e) A 1 ml de la solucion 0.1M de AgNO3 agregue 1 ml de la solución 0.1M de NaCl. Observe con cuidado la formación de AgCl:
AgNO3 + NaCl ---------->
Ahora, haga sedimentar el precipitado, decante la solución sobrenadante y al sólido restante agregue 1 ml de solución 6M de amoníaco, NH4OH: si hay desaparición del sólido, AgCl, entonces se está formando el cloruro amoniacal de plata, Ag(NH3)2Cl:
AgCl + 2NH4OH ---------->
f) A 1 ml de la solución de sulfato de cobre CuSO4 agregue 10 gotas de solución
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QUIMICA MEDICA
de hidróxido de amonio, agite y anote sus observaciones.
CuSO4 + 4NH4OH ----------CUESTIONARIO
1.- Si se quema 1.5 g de Mg metálico en presencia de oxígeno, ¿cuántos gramos de MgO se obtiene?
2.- Escriba 5 ejemplos de c/u de las reacciones de combinación, descomposición, desplazamiento, doble desplazamiento, oxido-reducción y formación de complejos.
3.- Explique, de donde proviene el oxígeno en la combustión de magnesio?
4.- ¿En qué casos se produce una reacción de precipitación? ¿Qué factores influyen? Explique.
5.- Prediga los productos de las siguientes ecuaciones:
a) 2CO + O2 --------->
b) SrCl2 + Na2SO4 --------->
c) Sn(NO3)2 + KI --------->
d) CaCO3 + calor --------->
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QUIMICA MEDICA
EXPERIMENTO 05
SOLUCIONES
OBJETIVOS:
Aprender las formas de expresar la concentración de las soluciones y su preparación.
DISCUSION:
La solución es una mezcla homogénea (o uniforme) de dos o más sustancias, cuyas partículas son del tamaño atómico o molecular.
Los componentes de una solución son clasificados en soluto(s) y solvente(s). El solvente en una solución con los componentes en diferentes fases, es el componente que conserva la misma fase que la solución formada (p.ej., azúcar en el agua). El solvente es el agua, no importa la cantidad de azúcar disuelto, puesto que el agua tiene la misma fase que la solución obtenida.
En el caso de las soluciones cuyos componentes tienen la misma fase, el solvente es el componente que se encuentra en proporción mayor (p.ej., en el aire el nitrógeno se encuentra en un 79%, por lo que es considerado como solvente).
CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES
Se puede decir que una solución está diluida si sólo hay unas pocas partículas de soluto disueltas en ella, o concentradas si hay muchas partículas disueltas.
Al trabajar con las soluciones frecuentemente se necesita conocer con exactitud la concentración del soluto presente. La concentración de una solución es la medida numérica de la cantidad relativa de soluto en la solución; esta medida es, por consiguiente, expresada siempre como una relación.
MAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES
(*) TANTO PORCIENTO PESO EN PESO, %p/p:
W,g soluto
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QUIMICA MEDICA
%p/p = ------------------------- x 100%W,g solución
El tanto por ciento peso en peso de una solución indica el número de gramos de soluto en cada 100 gramos de solución. Por ejemplo, una solución al 10%p/p de NaOH contiene 10 gramos de NaOH por 100 gramos de solución.
(*) TANTO PORCIENTO VOLUMEN EN VOLUMEN, %v/v:
V,ml soluto%v/v = ------------------------- x 100%
V,ml solución
El tanto por ciento volumen en volumen de una solución indica el número de mililitros de soluto en cada 100 mililitros de solución. Por ejemplo, una solución al 25%v/v de alcohol en agua, contiene 25 mililitros de alcohol por 100 mililitros de solución.
(*) TANTO PORCIENTO EN MILIGRAMOS, mg% :
W,mg de solutomg% = ------------------------- x 100%
V,ml de solución
El tanto por ciento en miligramos es una unidad de concentración utilizada con frecuencia en los informes clínicos para describir las concentraciones extremadamente bajas del soluto (por ejemplo, trazas minerales en la sangre). Como un caso concreto, veremos un ejemplo:
El nivel de nitrógeno en la sangre de una persona es de 32 mg%, lo que significa que hay 32 mg de nitrógeno disuelto por cada 100 ml de sangre.
(*) PARTES POR MILLON, ppm:
W,mg de solutoppm = --------------------------------------
V,litros de solución
Una parte por millón representa 1 mg de soluto por cada litro de solución. Esta unidad de concentración se utiliza para expresar el contenido de los minerales y los contaminantes en el agua potable e industrial.
(*) MOLARIDAD, M:
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QUIMICA MEDICA
# moles solutoM = -------------------------, mol/l
V,litros soluciónComo el número de moles de una sustancia se determina dividiendo los gramos de la sustancia sobre su peso molecular-gramo (PMG), la expresión anterior puede tomar la siguiente forma:
(W,g / PMG) solutoM = ---------------------------------------
V, litros solución
La molaridad representa el número de moles de soluto por cada litro de solución. Así, en una solución 0.36 molar de ácido clorhídrico, por cada litro hay 0.36 moles de HCl.
(*) MOLALIDAD, m:
# moles soluto m = -------------------------, mol/kg
W,kg solvente
ó (W,g / PMG) solutom = -------------------------------
W,kg solvente
La molalidad representa el número de moles de soluto por cada kilogramo de solvente. En una solución 2.0 molal hay 2 moles de soluto disueltos en 1 kg de solvente.
(*) NORMALIDAD, N:
# equivalentes solutoN = -----------------------------------------------, eq/l
V, litros solución
Un equivalente de la sustancia es la cantidad en gramos de la misma, que se combina con 1.008 g de hidrógeno, 8 g de oxígeno, produce 1 mol de cargas (+) o (-) o que pierde o gana 1 mol de electrones. El número de equivalentes se calcula dividiendo el peso en g de la sustancia entre el peso equivalente-gramo (PEG) de la misma. Entonces, la expresión anterior toma forma:
(W,g / PEG) solutoN =------------------------------------
V,litros solución
24
QUIMICA MEDICA
Por ejemplo, en una solución 0.25 normal, hay 0.25 equivalentes del soluto en cada litro de solución.
DILUCIONES
Una tarea muy común en un laboratorio químico o médico es la preparación de una solución necesaria a partir de una solución madre más concentrada. Se puede utilizar la siguiente relación para determinar la cantidad de solución madre requerida para una solución dada, pero se debe tener la seguridad de que se utilizan las mismas unidades de concentración y volumen a ambos lados de la ecuación:
(conc.deseada)x(vol.deseado)=(conc.sol.madre)x(vol.sol.madre)
O simplemente:
C inicial x V inicial = C final x V final
PARTE EXPERIMENTAL
METODOS DE PREPARAR SOLUCIONES:
La preparación de las soluciones es un procedimiento muy común en el trabajo de laboratorio. Se puede diferenciar varios métodos:
(a) Preparación de una solución de concentración aproximada y volumen (o peso) dados mediante la pesada directa del soluto (o medición del volumen de soluto, si es líquido) y su disolución en el solvente elegido
(b) Preparación de soluciones por dilución de las soluciones concentradas, llamadas soluciones-madre
MATERIALES Y REACTIVOS: Calculado por mesa de trabajo
Probetas de 50 ml Agua destiladaPipetas de 10 ml NaClVarilla de vidrio NaOHVasos de 250 ml KMnO4
Luna de reloj H2SO4 concentradoEspatulaFiola de 100 ml
PROCEDIMIENTO:
03.- Preparación de las soluciones de concentración conocida
25
QUIMICA MEDICA
(A) PREPARAR 50 GRAMOS DE SOLUCIÓN AL 5 %P/P DE NaCl.
Calcule el peso de NaCl necesario para los 50 gramos de solución, utilizando la ecuación del tanto por ciento en peso. Pese la cantidad calculada de NaCl, colóquela en un vaso.
Calcule el peso de agua que debe añadir para completar los 50 gramos de solución. Considerando que la densidad del agua es 1 g/ml, el peso calculado de agua es igual a su volumen.
Mida el volumen calculado de agua, añada a la sal, agite con una varilla y guarde en un frasco etiquetado.
(B) PREPARAR 100 ML DE LA SOLUCIÓN 0.5 MOLAR DE NaOH
Calcule el peso de NaOH, en grageas y pese sobre una luna de reloj la cantidad calculada, teniendo en cuenta que el NaOH es muy higroscópico y se humedece rápidamente. NO TOQUE LAS GRAGEAS DE NaOH CON LAS MANOS.
Pase el NaOH pesado a un vaso, añada unos 30-40 ml de agua destilada y disuelva el soluto completamente. Pase la solución a una fiola y agregue agua destilada hasta la marca de aforo. Tape la fiola y homogenice la solución invirtiendo varias veces la fiola. Guarde la solución de NaOH preparada en un frasco etiquetado.
(C) PREPARAR 100 ML DE SOLUCIÓN 0.1 NORMAL DE KMnO4, QUE SERÁ UTILIZADA EN MEDIO ÁCIDO:
KMnO4 + 5 electrones ------------> Mn+2
Calcule la cantidad en gramos de permanganato de potasio, KMnO4, necesario para preparar 100 ml de una solición 0.1N, que se utilizará en medio ácido, reduciendose el permanganato a ion manganeso Mn+2:Peso eq.-g del permanganato sería 1/5 de su peso mol.-g y sería: 1/5 x 158 = 31.6 g/eq.
Entonces, el peso del permanganato se calcularía de siguiente forma:
g soluto = N x V,litros x PEG soluto.
Pese la cantidad calculada de permanganato de potasio y prepare la solución siguiendo las instrucciones del experimento anterior.
(D) PREPARAR 100 ML DE SOLUCIÓN DE H2SO4 0.5 MOLAR A PARTIR DEL ÁCIDO CONCENTRADO.
26
QUIMICA MEDICA
Calcule primero la molaridad del ácido concentrado basandose en la información que da la etiqueta:
Concentración: 98% en pesoDensidad: 1.82 g/ml.
Para transformar las unidades de concentración del tanto por ciento en peso a molaridad, debemos proponer algún volumen de la solución (1ml, 10ml, 100ml, 1000ml, etc).)
Para comodidad en el manejo de los cálculos matemáticos, suponemos 1 litro o 1000 ml de la solución concentrada. La molaridad se calcula según la siguiente ecuación:
N° moles H2SO4 W,g H2SO4 / PMG H2SO4
M = ----------------------------- = -------------------------------------------V, litros solución V, litros solución
El peso del soluto se calcula de la ecuación del tanto por ciento en peso:
% p/p % p/pW soluto = ----------------- x W soluc. = -------------- (V soluc. x d soluc.)
100 % 100 %
Colocando esta expresión a la anterior, colocando los valores y reacomodándola, tendremos:
1000 ml 98 % p/p 1.82 g/mlM = ----------------- x --------------- x -------------------- = 18 mol/litro
1 litro 100 % 98 g/mol
Calcule el volumen del ácido concentrado que se necesita para preparar 100 ml de la solución 0.5M:
M c x V c = M d x V d
M d x V d (0.5 M) (100 ml)V c = ----------------- = --------------------------- = 2.7 ml
M c 18 M
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QUIMICA MEDICA
Mida con la pipeta el volumen calculado del ácido concentrado y colóquelo en una fiola de 100 ml. Utilizando una pisceta agregue agua destilada hasta la marca del aforo. Tape la fiola y homogenice la solución.
CUESTIONARIO:
01. ¿Qué peso de KOH debe utilizarse para preparar 50 g de una solución al 2.5%p/p?
02. Una muestra de 35 ml de HCl 12M se diluyó a un volumen final de 125 ml. Calcule la molaridad de la solución obtenida.
03. ¿Cuántos moles de soluto contiene 1/2 litro de una solución 0.125M de ácido sulfúrico?
04.Calcule la normalidad de una solución preparada disolviendo 1.75 g de KMnO4
en agua suficiente para 500 ml de solución, si esta solución se utilizaría en medio básdico, reduciendose el permanganato a bióxido de manganeso:
MnO4- + 3 electrones ---------> MnO2 .
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QUIMICA MEDICA
MATERIAL PARA PREPARAR SOLUCIONES PORCENTUALES:
MATERIAL PARA PREPARAR SOLUCIONES MOLARES Y NORMALES:
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QUIMICA MEDICA
EXPERIMENTO No. 06
CINETICA QUIMICA
OBJETIVO:
Verificar los efectos del cambio de concentración y de temperatura sobre la velocidad de una reacción química.
DISCUSION:
La velocidad de reacción es el cambio de concentración que experimenta un reactante o un producto en función del tiempo:Por ejemplo, para la reacción Hipotética
A + 3B ---> 2C
-d[A] -1 d[B] 1 d[C]Vel.= ------------- = --------------- = --------------
dt 3 dt 2 dt
Los signos negativos indican que las concentraciones de A y B decrecen con el tiempo, y el signo positivo que la concentración de C aumenta con el tiempo. Las paréntesis cuadradas indican concentraciones en moles por litro:
Según la definición de velocidad nos indica que B desaparece 3 veces más rápido que A y C aparece 2 veces más rápido que aquella con la que A desaparece.
La velocidad de una reacción depende de varios factores: concentración de los reactantes, y a veces, de los productos, de la temperatura y de los catalizadores. Por lo general la medición de la velocidad se efectúa en ciertas condiciones experimentales especificas, de tal manera que todos los factores que afectan la velocidad permanezcan constantes, excepto uno. este estudio se realiza en forma sitemática, hasta que se identifique, lo mejor posible, el comportamiento cinético de la reacción.
La expresión matemática que relaciona la velocidad de una reacción con las concentraciones de los reactivos se denomina "Ley de Velocidad". La ley de velocidad se debe determinar experimentalmente, no se puede deducir de la
30
QUIMICA MEDICA
ecuación estequiométrica correspondiente a la reacción neta. Para nuestra reacción hipotética la ley de velocidad podemos representarla según:
d[A] Velocidad = - ---------- = k[A]n x [B]m
dt
La velocidad, d[A] - ---------
dt
expresa la disminución de la concentración de A en función del tiempo, a una temperatura conocida k es una constante de proporcionalidad y se denomina "constante de velocidad".
El exponente de cada concentración (n y m en este caso) se denomina al orden de la reacción para esa especie química particular. Si los valores de n y m son 1 y 2 respectivamente, la ley de velocidad es:
d[A] Velocidad = - ------- = k[A] x [B]2
dt
y se dice que la reacción es de primer orden respecto a la especie A y de segundo orden a la especie B. Si los valores de n y m son 0 y 1 respectivamente, la ley de velocidad es:
d[A] Velocidad = - ------- = K[A]0 x [B]1
dt
d[A] Velocidad = - ------- = K[B]1
dt
en este caso se dice que es de orden cero respecto a A (o independiente de la concentración de A) y de primer orden respecto a B.
En consecuencia el orden de reacción respecto a una especie es simplemente la potencia a la cual se eleva la concentración de dicha especie en la ley de velocidad.El orden total de la reacción será la suma de n+m.
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QUIMICA MEDICA
Se debe hacer presente que el orden de reacción se determina experimentalmente y no debe ser relacionada con los coeficiente de la ecuación estequiométrica excepto si la reacción ocurre en una sola etapa.
En este experimento se observará el efecto de la concentración y de la temperatura sobre la velocidad de una reacción química realizando algunos ensayos con la reacción llamada "reacción reloj".
Dicha reacción se lleva a cabo mezclando una solución A de yodato de potasio (KIO3), con una solución B de bisulfito de sodio (NaHSO3) y utilizando solución de almidón como indicador.
Los reaccionantes efectivos son el ión yodato IO3- y el ión bisulfito HSO3
-
La reacción puede representarse por la ecuación:
IO3- + 3HSO3
- ------> I- + 3HSO4- (I)
Suponiendo que se utilice un exceso de yodato, los iones yoduro, I-, formados reaccionan con los iones yodatos IO3
- sobrantes porduciéndo iodo molecular, I2, según la siguiente ecuación:
5I- + 6H+ + IO3- ---> 3I2 +3H2O (II)
Inmediatamente cuando los iones bisulfitos se han consumido por la reacción (I), el iodo molecular forma un complejo azul con el almidón presente en la disolución lo cual indica que la reacción (I) ha llegado a su fin. La reacción (I) es lenta y es la que mide su velocidad. La reacción (II) es instantánea.
MATERIAL Y REACTIVOS
- Un vaso de 250 ml.- Un termómetro de 0 a 100º C- Un trípode- Una malla metálica con asbesto- un mechero de gas- una probeta de 10ml- Un cronómetro o un reloj con registro de segundos.- Una gradilla con 10 tubos de ensayo (pirex)- 10 tapones para los tubos de ensayo- 100 ml de solución de KIO3, 0.02M (solución A)- 100 ml. de solución de NaHSO3, 0.01M (solución B, que ya contiene el almidón)- Un gotero- Un frasco con agua destilada.
32
QUIMICA MEDICA
PROCEDIMIENTO.-
EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN
Para investigar el efecto de la concentración de uno de los reactantes sobre la velocidad de reacción, se hará diluciones de la solución A para variar la concentración del ión IO3
-. En cada caso la concentración del ión HSO3- se
mantendrá constante y la temperatura de todas las soluciones será la temperatura ambiente.
a) Con una probeta limpia mida 10 ml. de solución A, viértala en un tubo de ensayo limpio, Lave la probeta y mida 10.0 ml. de la solución B y viértala en otro tubo de ensayo limpio.
b) Compruebe que ambas soluciones tengan la misma temperatura ambiente y anote esta temperatura.
Nota: Tenga cuidado de limpiar el termómetro a fin de no contaminar las soluciones.
c) Vierta la solución A sobre la solución B agitando rápidamente e invirtiendo el tubo unas tres veces para conseguir la uniformidad del sistema.
Mediante un cronómetro empiece a controlar el tiempo desde el instante en que ambas soluciones entran en contacto.
d) Observe cuidadosamente la mezcla en el tubo e interrumpa el control del tiempo en el cronómetro en el instante que aparece el color azul.
e) Repita el experimento en las mismas condiciones mencionadas, para comprobar los resultados.
f) Repita las operaciones a) a e) empleando las siguientes diluciones de solución A:
8ml de solución A y 2ml de agua destilada6ml de solución A y 4ml de agua destilada4ml de solución A y 6ml de agua destilada
EFECTO DE LA TEMPERATURA
Para investigar el efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción, se determinará el tiempo de reacción a temperaturas aproximadamente 10 grados y 20 grados por encima de la temperatura ambiente:
33
QUIMICA MEDICA
a) Mantenga los tubos con 10.0 ml. de las soluciones A y B respectivamente por 5 minutos en un vaso con agua aproximadamente a unos 10 grados por encima de la temperatura ambiente para que las soluciones adquieran la temperatura del baño.Proceda con el experimento de igual manera como en la parte III.1 desde (a) hasta (e).
b) De igual manera haga el experimento a 20 grados por encima de la temperatura ambiente.
RESULTADOS.
EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN
Temperatura ambiente = ______°C
# ENSAYO
V,mlA
V,mlH2O [A], mol/l
V,mlB [B], mol/l T, seg
1 10 -- 10 0.0012 8 2 10 0.0013 6 4 10 0.0014 4 6 10 0.001
Las concentraciones de la solución A en los ensayos 2,3 y 4 se calculan según la ley de dilución:
Mi x Vi = Mf x Vf
Mi x Vi (0.02 mmol / ml) (Vi)Mf = ---------------- = ------------------------------
Vf 10 ml
Construya una gráfica de concentración de KIO3 sobre el eje vertical y el tiempo de reacción (correspondiente a la velocidad de reacción) sobre el eje horizontal.
EFECTO DE LA TEMPERATURA
# ENSAYO
V,mlA [A], mol/l
V, mlB [B], mol/l T°C T, seg
1 10 0.02 10 0.001 402 10 0.02 10 0.001 353 10 0.02 10 0.001 304 10 0.02 10 0.001 25
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QUIMICA MEDICA
(*) 10 0.02 10 0.001 AMB.
(*) Resultado de la parte A.Construya una gráfica de temperatura sobre el eje vertical y el tiempo de reacción sobre el eje horizontal.
CUESTIONARIO Y PROBLEMAS.
1. A partir de los datos obtenidos, Cuál es la relación entre el tiempo de reacción y la concentración?
..............................................
..............................................
2. Cuál es la relación entre la velocidad de reacción y la concentración?
..............................................
..............................................
3. Qué relaciones generales puede deducirse del gráfico obtenido en la parte B del experimento?
..............................................
..............................................
4. Haga una predicción del tiempo de reacción a 0ºC y a 50ºC asumiendo que todas las demás variables se mantienen constantes.
..............................................
..............................................
5. En una reacción hipotética en la cual el paso que determina la velocidad es A + 28 --> C + D, cuál será el efecto sobre la velocidad de reacción al: a) duplicar la concentración de A y b) duplicar la concentración de B?
.............................................
.............................................
35
QUIMICA MEDICA
6. Experimentalmente se encuentra que la velocidad de formación de C por medio de la reacción:
2A (g) + B(g) ----> C(g)
Es independiene de la concentración de B y que se cuadruplica cuando la concentración de A se duplica.
a) Escriba una expresión matemática de la ley de la velocidad para esta reacción.
b) Si la velocidad inicial de formación de C es 5 x 10 -4 moles/litro por minuto, cuando las concentraciones iniciales de A y B son 0.2M y 0.3M, respectivamente, Cuál es la constante específica de la velocidad?
C) Cuál será la velocidad inicial, cuando las concentraciones iniciales de A y B sean 0.3M y 0.5M respectivamente?
36
QUIMICA MEDICA
EXPERIMENTO 07
ACIDOS Y BASES. TITULACION ACIDO-BASE
OBJETIVOS:
Aprender a determinar la concentración de una solución(ácida o básica) mediante la titulación ácido-base.
DISCUSION:
Definición de ácidos y bases según diferentes teorías:
(a)Teoría de Arrhenius: un ácido es aquella sustancia que agregada al agua, aumenta la concentración de iones hidronio, H3O+, de la solución. Una base es aquella sustancia, que al ser agregada al agua, aumenta la concentración de iones oxhidrilo, OH-, en la solución.
Ej. HCl(g) + H2O ------> H3O+(ac) + Cl-
(ac) (ácido)
NaOH(s) + H2O ------> Na+(ac) + OH-
(ac) (base)
(b)Teoría de Lowry y Brönsted: un ácido es sustancia capaz de donar uno o varios protones, H+ ; una base es sustancia capaz de aceptar uno o varios protones.
Ej.: NH3(ac) + HCl(ac) --------> NH4+
(ac) + Cl-(ac)
base ácido
(c)Teoría de Lewis: una base es toda sustancia capaz de ceder un par de electrones y un ácido es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones, para formar un enlace covalente coordinado.
Ej.: H3N: + BF3 ---------> H3N-BF3
Base ácido
La aplicación práctica de las reacciones ácido-base, es la neutralización ácido-base, que es la reacción entre las cantidades equivalentes estequiometricamente de un ácido y una base:
# equivalentes ácido = # equivalentes base.
El método volumétrico ácido-base consiste en determinar la concentración de
37
QUIMICA MEDICA
un ácido o una base, haciéndola neutralizar con una base o un ácido, respectivamente, de concentración conocida. El procedimiento utilizado en la volumetría se llama titulación y el dispositivo utilizado, se llama bureta.La titulación es la adición controlada de un volumen conocido de una solución (ácida o básica a otra (básica o ácida) hasta su neutralización completa. El momento de la titulación, en que los equivalentes de ácido y base se igualan, se llama punto de equivalencia y se detecta mediante los indicadores.
Los indicadores son colorantes orgánicos que tienen las coloraciones distintas dependiendo de las concentraciones de los iones hidronio y de los iones de oxhidrilo.
PARTE EXPERIMENTAL
MATERIALES Y REACTIVOS:
Fiola de 250 mlGradilla con 8 tubos de ensayo4 goterosVaso de precipitaciónPipetaVarillaEspatulaBalanza analíticaErlenmeyerBureta de 50 ml con llave de paso
Acido clorhídrico, HCl 0.1MSolución de NaOH 0.1MAcido clorhídrico HCl concentradoFenolftaleínaAnaranjado de metiloAgua destiladaCarbonato de sodio anhídro
I. DETERMINACION DEL VIRAJE DE COLOR DE INDICADORES EN MEDIO ACIDO-BASICO-NEUTRO
En tres tubos de ensayo coloque 5 ml de agua destilada.
A primer tubo agréguele 5 gotas de HCl 0.1M y 3 gotas de anaranjado de metilo.
Al segundo tubo agréguele solo 3 gotas de anaranjado de metilo.
38
QUIMICA MEDICA
Al tercer tubo agréguele 5 gotas de NaOH 0.1M y 3 gotas de anaranjado de metilo.Anote en una tabla las coloraciones producidas.Repita el ensayo utilizando el indicador de fenolftaleína.Resuma el resultado en la siguiente tabla:
COLORINICADOR
MEDIOACIDO
MEDIO NEUTRO
MEDIOBASICO
ANARANJADO DE METILO
FENOLFTALEINA
II. PREPARACION DE UNA SOLUCION DE HCl PARA QUE SEA ESTANDARIZADA.
Para preparar 250 ml del ácido clorhídrico aproximadamente 0.1N, se utilizará el método de dilución del ácido clorhídrico concentrado, 12N.
Primero calcule el volumen del ácido clorhídrico concentrado que se necesitará para la dilución:
# equiv. HCl conc. = # equiv. HCl dil.
N conc. x V conc. = N dil. x V dil.
N dil. x V dil. (0.1 eq/l)(0.25 l)V conc. = --------------------------- = -----------------------------
N conc. 12 eq/l
V conc. = 0.00208 l ó 2.1 ml
Mida 2.1 ml del HCl concentrado (12N) con una pipeta, utilizando el bombillo de goma, y viértalo a una fiola de 250 ml, a la cual se pone previamente unos 10 ml de agua destilada, para evitar las salpicaduras Añada el agua hasta la marca de aforo, tape la fiola y homogeníce la solución, invirtiendo la fiola varias veces.
III. VALORACION DE LA SOLUCION PREPARADA DE HCl
La valoración de la solución preparada del ácido clorhídrico se realizará mediante la titulación con un patrón primario que es el carbonato de sodio anhidro. La reacción entre el carbonato de sodio y el ácido clorhídrico, es:
39
QUIMICA MEDICA
Na2CO3 + 2HCl --- 2NaCl + CO2 + H2O.
El peso equivalente - gramo del carbonato de sodio se calcula como la mitad de su peso molecular-gramo:
Peso eq.-g Na2CO3 = ½ Peso mol.-g = ½ 106 = 53 g/eq.-g.
PROCEDIMIENTO:
Pese 0.200 gramos de carbonato de sodio anhidro en la balanza de precisión, colóquelos en un erlenmeyer de 250 ml de capacidad, añada unos 25-30 ml de agua destilada y 5 gotas del indicador anaranjado de metilo. Disuelva el carbonato, dando movimientos giratorios al matraz.
Lave y enjuague una bureta y llénela con el ácido clorhídrico preparado. Asegúrese, de que la espiga de la bureta este llena y sin burbujas de aire. Ajuste el nivel del ácido en la marca “cero”.
Comience la adición controlada del ácido de la bureta a la solución del carbonato en el erlenmeyer, agitando la solución en el mismo mediante el movimiento giratorio del matraz.
Cuando la coloración amarilla de la solución en el erlenmeyer se torne de amarilla clara a anaranjada, cierre la llave de la bureta y anote el volumen de la solución consumida en la neutralización.
Caliente un poco la solución neutralizada (sin dejar que hierva) para eliminar el dióxido de carbono formado en la titulació. Si el color naranja retorne al amarillo claro, añada más ácido de la bureta, hasta lograr color naranja otra vez. Rectifique el volumen del ácido gastado.
Calcule la normalidad exacta del ácido, tomando en cuenta que:
# eq.-g carbonato = # eq.-g ácido
W carb./ Peso eq.-g carb. = N ácido x V,l ácido
N ácido = W carb. / Peso eq.-g carb. X V,l ácido
CUESTIONARIO:
01.- ¿Qué es un ácido de Lewis y una base de Lewis?
40
QUIMICA MEDICA
02.- ¿Qué relación encuentra Ud. entre los conceptos ácido- base de Lewis y los conceptos receptor-donador en la definición del enlace covalente coordinado (dativo)?
EXPERIMENTO 08
HIDROCARBUROS
OBJETIVO:
Realizar un estudio comparativo de las propiedades de los hidrocarburos saturados e insaturados.
DISCUSION:
La estructura de los hidrocarburos tiene gran influencia en su comportamiento químico, así como es determinante la presencia de los enlaces simples, dobles y triples y la presencia de un orbital deslocalizado en los hidrocarburos aromáticos.
CARACTERISTICAS DISTINTIVAS:
H H| |
H -- C ----- C -- H H --C== C -- H H – C ≡ C -- H| | | |H H H H
LONGITUD DE ENLACE
1.54 angstrom 1.34 angstrom 1.30 angstrom
TIPO DE HIBRIDACION
sp3 sp2 sp
ANGULOS DE ENLACE
109º 120º 180º
TIPOS DE REACCIONES
* Sustitución Adición Adición* Sustitución
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QUIMICA MEDICA
PARTE EXPERIMENTAL
MATERIALES Y REACTIVOS
n-hexanoaceite (alqueno)Carburo de calcioSolución acuosa de bromoSolución acuosa de cloroSolución de permanganato de potasioSolución de yodo en etanolCristales de yodoSolución de compejo de cobreSolución de Tollens
Gradilla con 6 tubosVaso de precipitaciónMecheroTrípode con rejillaPipeta
PROCEDIMIENTO
ALCANOS (ENSAYOS DE n-HEXANO)
(A) Reacción con el agua de bromo:
La reacción de los alcanos con el bromo es lenta en la oscuridad, pero a la luz solar es bastante rápida:
luzR – H + Br2 ------------------------
Se tiene la certeza si la reacción se haya llevado a cabo por la decoloración del agua de bromo y por el desprendimiento del HBr.
En un tubo limpio coloque 1 ml del n-hexano, agréguele 3 gotas de agua de bromo y agíte. Anote sus resultados y escriba la ecuación respectiva.
(B) Ensayo de Von Baeyer:
Los alcanos difícilmente se oxidan con los oxidantes comunes. El cambio de
42
QUIMICA MEDICA
color del permanganato de potasio puede ser indicativo de la presencia de los dobles y triples enlaces, pero los alcanos no provocan el cambio de color de este oxidante.
En un tubo de ensayo con 1 ml de n-hexano coloque 3 gotas de permanganato de potasio (KMnO4) , 2 gotas de carbonato de sodio al 5% y agite. Anote sus observaciones.
(C) Reacción con yodo:
A un tubo con 1 ml de n-hexano, agréguele un cristalito de yodo. Agite y anote sus observaciones.
ALQUENOS
Los alquenos, a diferencia de los alcanos, son altamente reactivos y los métodos que existen para determinar su carácter insaturado, se basa en las reacciones de adición al doble enlace. También las reacciones de oxidación son útiles para el estudio de sus estructuras.
(A) Reacción con el agua de bromo:
La reacción con el bromo es rápida y no necesita de la luz. Se verifica por la decoloración del bromo al ser adicionado a los dobles enlaces:
R – CH === CH ---R + Br2 -------
A un tubo de ensayo con 1 ml de aceite (muestra problema de los alquenos), agréguele 10 gotas de agua de bromo y anote sus observaciones.
(B) Ensayo de Von Baeyer:
R --CH==CH --R + KMnO4 + H2O ----
A un tubo de ensayo con 1 ml de alqueno (aceite) agréguele unas 3-5 gotas de solución de permanganato de potasio al 5%, agite bien y anote sus observaciones.
( C) Reacción con el yodo:
A un ml de alqueno (aceite) agréguele un cristal de yodo, agite y anote sus observaciones.
R – CH == CH – R + I2 -------
43
QUIMICA MEDICA
ALQUINOS
Los tres pares de electrones que conforman el triple enlace de los alquinos otorgan a los alquinos la misma alta reactividad que la de los alquenos.
La adición al triple enlace comprende los pasos:
H --- C ≡ C --- H + 2Br2 ----------
La muestra problema de un alquino que utilizarémos en este experimento, será el acetileno. El acetileno es un gas de fórmula H ---C ≡C --- H y se obtiene en laboratorio a partir del carburo de calcio en reacción con el agua:
CaC2(s) + 2H2O ----- C2H2(g) + Ca(OH)2(ac), en un dispositivo que se muestra en la figura al final del experimento.
Hay una propiedad muy particular de los alquinos, que poseen un átomo de H en el carbono de triple enlace. Este H tiene propiedades ligeramente ácidas, por lo que puede ser removido y reemplazado por los iones de metales pesafdos como Cu y Ag en la reacción con las soluciones complejas de estos metales, como los cloruros amoniacales de cobre y de plata.
Como resultado, se obtiene sales insolubles llamadas acetiluros de cobre o de plata, respectivamente:
R --- C ≡ C --- H + Ag(NH3)2 Cl -------
En este experimento se hará ensayar la reactividad de acetileno con los reactivos siguientes: agua de bromo, solución de permanganato de potasio, solución de yodo en etanol, solución de cloruro cuproso amoniacal y solución de cloruro de plata amoniacal (Tollens).
Se preparan 5 tubos de ensayo con las soluciones antes mencionadas y se hace burbujear el acetileno a través de cada solución durante 1 minuto.
Anote las observaciones de las reacciones en cada tubo de ensayo. Escriba las ecuaciones de cada una de las reacciones.
H – C ≡ C – H + 2Br2 ----
H – C ≡ C – H + 2I2 (etanol) ----
H – C ≡ C – H + KMnO4 (ac) ----
H – C ≡ C – H + Ag(NH3)2OH (ac) ----
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QUIMICA MEDICA
H – C ≡ C – H + Cu2(NH3)4Cl2 (ac) ----
H2O
CaC2(s)
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OBTENCION DEL ACETILENO
CaC2 (s) + H2O ---- H-C≡C-H + Ca(OH)2
QUIMICA MEDICA
CUESTIONARIO:
01.- Escriba las ecuaciones para las reacciones siguientes:
Propano más agua de cloro
Buteno más permanganato de potasio
1-pentino más solución de plata amoniacal
2-hexino más solución de cobre amoniacal
02.- Proponga un procedimiento químico simple para diferenciar entre buteno y butano. Escriba las ecuaciones de las reacciones correspondientes.
03.- Escriba las fórmulas estructurales de los hidrocarburos siguientes:
2,2,4-trimetil-pentano
5-etil-decano
2,2-dimetil-propano
4-isopropiloctano
04.- Escriba las ecuaciones de combustión (reacción con el oxígeno) completa de:
a) propano (gas de cocina)b) octanoc) 3-metilpentano
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QUIMICA MEDICA
EXP ERIMENTO 09
RECONOCIMIENTO DE GRUPOS FUNCIONALES -OH Y -CO-
I. ALCOHOLES
El átomo de oxígeno del grupo hidroxilo de alcoholes, debido a sus dos pares de electrones no compartidos, puede actuar como aceptor de protones, considerándose, en este caso, los alcoholes como bases de Lowry-Bronsted. Sin embargo, los alcoholes, al igual que el agua, tienen propiedades anfóteras y actúan también, como ácidos débiles con una constante de disociación entre 10-16 y 10-18:
R-O-H <====> R-O- + H+
PARTE EXPERIMENTAL
REACTIVOS MATERIALES
*Etanol *Gradilla con 4 tubos*Isopropanol *Vaso para baño-maría*Ter-butanol *Pipeta*Formaldehído *Pinza para tubos*Propanona (acetona) *Mechero*Tollens*Fehling*2,4-DFH*Solución de bicromato de K*Acido sulfúrico conc.*Anhídrido acético*Acido clorhídrico 0.1M*Sodio metálico*Lugol*NaOH al 10%
a) Solubilidad de los alcoholes en agua:
Coloque 1 ml de agua en cada uno de los tres tubos de ensayo. Al primer tubo añada 0.5 ml de alcohol primario (etanol), al segundo 0.5 ml del isopropanol y al tercero 0.5 ml del terbutanol. Agite los tubos y anote sus observaciones.
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QUIMICA MEDICA
b) Formación de ésteres:
Los alcoholes reaccionan con el anhídrido acético, formando ésteres, que se caracterizan por sus agradables olores frutales.La reacción es:
H+
R-OH + (CH3CO)2CO ------> R-O-CO-CH3 + CH3COOH éster
Procedimiento:
En un tubo de ensayo coloque 1 ml de etanol y 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado. Agite la mezcla. Luego añada 2 ml del anhídrido acético y caliente a baño-maría durante 2 minutos. Enfrie y agregue 5 ml de una solución 0.1M de HCl y agite enérgicamente. La formación de éster se caracteriza por la aparición de un olor agradable a fruta.
c) Oxidación:
Los alcoholes primarios y secundarios se oxidan fácilmente, formando aldehídos y cetonas. Los alcoholes terciarios son relativamente estables a la acción de los oxidantes, como permanganato, bicromato, etc.:
R-CH2-OH + [O] -----> R-CHO
R2CH-OH + [O] -----> R2C=O
R3C-OH + [O] ---/--> No reacciona
Procedimiento;
En tres tubos de ensayo coloque 0.5 ml de muestras de alcoholes primario, secundario y terciario. Agregue 10 gotas de bicromato de potasio a cada tubo y acidifique la mezcla con 5 gotas del ácido sulfúrico concentrado. La aparición de una coloración azul-verdosa del Cr+3 indicará la oxidación del alcohol.
d) Reacción con el sodio metálico:
Los alcoholes son similares al agua tanto en la estructura, como en las propiedades químicas y físicas. debido a estas similitudes, reaccionan vigorosamente con los metales alcalinos (Na, K o Li), desplazando el hidrógeno elemental y formando alcóxido correspondiente:
R-OH + Na -----> R-O-Na+ + 1/2H2
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QUIMICA MEDICA
Procedimiento:
Coloque 0.5 ml de muestra en un tubo de ensayo y agregue un pequeño trocito de sodio metálico recién cortado. El desprendimiento visible del hidrógeno elemental indica la reacción positiva.
II. COMPUESTOS CARBONILICOS: ALDEHIDOS Y CETONAS
H(R) --- C = O R --- C = O | | H R
La reactividad del grupo carbonílico -CO- de los aldehídos y cetonas se debe a la fuerte polarización del enlace C=O, en que los átomos de C y de O se direfencian notablemente en sus valores de electronegatividad: C (2.5) y O (3.5). Si el grupo carbonilo está unido a un grupo conjugado donados de electrones, se observa una disminución de reactividad debido a la acción "dadora" de electrones de los orbitales "pi" deslocalizados. Si el grupo carbonilo está unido a un núcleo aromático, el efecto estérico del anillo impide el ataque del agente nucleofílico al grupo carbonilo.
a) Reconocimiento del grupo carbonilo mediante 2,4- dinitrofenilhidrazina, 2,4-DFH
Los compuestos carbonílicos (tanto las cetonas como los aldehídos) reaccionan en medio ácido con la 2,4-DFH, dando sólidos cristalinos amarillos y de puntos de fusión característicos. Si el grupo carbonilo está en conjugación con el doble enlace C=C o un anillo aromático, el color del sólido formado con la 2,4-DFH.
R-CHO + H2N-NH-R'-> R-CH(OH)-NH-NH-R'-> H2O + R-CH=N-NH-R’
Procedimiento:
En un tubo de ensayo haga deslice con cuidado 2-3 gotas de la muestra e inmediatamente haga lo mismo con 1-2 gotas del reactivo 2.4-DFH. La aparición de un precipitado amarillo o rojizo indicará la presencia del grupo carbonílico en la muestra.
b) Reconocimiento de metil-cetonas, aldehído acético y metilcarbinoles: la reacción de yodoformo
La reacción de yodoformo se emplea para la identificación del acetaldehído, metilcetonas y metilcarbinoles (estos últimos por oxidación producen aldehído
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QUIMICA MEDICA
o metilcetona). Estos compuestos, al ser tratados con el Lugol (yodo/yoduro de potasio en solución acuosa) y en presencia del NaOH al 10%, dan un precipitado amarillento cristalino de yodoformo:
R-CO-CH3 + I2 + NaOH ----> R-CO-ONa + CHI3.Procedimiento:
En un tubo de ensayo coloque 0.5 ml de la muestra (aldehído acético, metilcetona o metilcarbinol), agregue 10 gotas de una solución al 10% de NaOH y luego la solución de Lugol en exceso aparición de escamas de color amarillo claro indica la reacción positiva.
c) Diferencia entre las cetonas y aldehídos:
El grupo carbonilo de los aldehídos experimenta las mismas reacciones de adición de los reactivos polares, que las cetonas. Los aldehídos se diferencian en la velocidad de reacción, debido a la presencia del átomo de hidrógeno del carbono carbonílico.
Ensayo de Tollens:
El reactivo de Tollens es un oxidante suave que oxida los aldehídos. en la reacción de ion complejo se reduce a plataa metálica que se deposita en las paredes del recipiente en forma del espejo de plata o de un precipitado fino de color negro:
R-CHO + 2Ag(NH3)2OH + 2OH- ---> R-COO- + 2Ag + 2NH3 + 2H2O
Procedimiento:
Coloque en un tubo de prueba 3 ml de la solución de Tollens recién preparada y 0.5 ml de la muestra. mezcle bien y coloque el tubo en un baño-maría en ebullición. La formación de un espejo de plata o de un precipitado negro, indicarán la presencia de un aldehído.
Ensayo de Fehling:
De la misma forma actúan los aldehídos frente al reactivo de Fehling (solución A = sulfato de cobre (II) en agua y estabilizado con unas gOtas del ácido sulfúrico y solución B = hidróxido de sodio y tartrato doble de sodio y potasio en agua), La diferencia está en que, al tratar una muestra que contiene aldehídos con el reactivo de Fehling, el ion cobre +2 es reducido al cobre +1 en forma del óxido cuproso Cu2O, precipitado de color rojizo, cuya aparición indica la reacción positiva:
R-CHO + Cu+2 + 5OH- ---> R-COO- + Cu2O + H2O
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QUIMICA MEDICA
Procedimiento:
Mezcle en un tubo de ensayo 1 ml de solución A con 1 ml de solución B del reactivo de Fehling. Agregue 0.5 ml de la muestra y caliente en un baño-maría a ebullición. La aparición de un precipitado de color rojo indicará la reacción positiva.
CUESTIONARIO:
01.- Nombre los productos de las reacciones siguientes y escriba las ecuaciones correspondientes a las reacciones:
Oxidación del n-butanol Oxidación del 2-pentanol Oxidación del hexanal Esterificación del propanol con el ácido acético
02.- ¿Por qué la ingestión del alcohol de madera ocasiona la ceguera?
03.- ¿Cómo haría diferenciar químicamente entre etanol (CH3CH2OH) y el aldehído acético (CH3CHO)?
Escriba las ecuaciones de las reacciones correspondientes.
04.- Se tiene dos recipientes sin las etiquetas, pero se sabe que en uno de los dos está contenido el propanal y en el otro, propanona.
Proponga un ensayo químico sencillo para identificar a cada uno.
Escriba las ecuaciones respectivas.
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QUIMICA MEDICA
EXPERIMENTO 10
CARBOHIDRATOS
OBJETIVO:
Estudiar y comparar algunas propiedades de los azúcares.
GENERALIDADES:
Los carbohidratos, llamados también hidratos de carbono o glúcidos, son un grupo numeroso y diverso de sustancias compuestas principalmente de carbono, hidrógeno y oxígeno y son los aldehídos y cetonas polihidroxilados. Los carbohidratos se forman en las plantas por efecto de fotosíntesis a partir de agua y el bióxido de carbono bajo efecto de la radiación ultravioleta y catalizado por la clorofila:
6CO2 + 6H2O + luz UV ----------------- C6H12O6 + 6O2.
En el organismo humano los carbohidratos constituyen una fuente de energía, cuando son sometidos al proceso de digestión.
Según la posibilidad de desdoblamiento, los carbohidratos se clasifican en hidrolizables (oligosacáridos y polisacáridos) y no hidrolizables (monosacáridos). Según los grupos funcionales que poseen, los monosacáridos pueden ser aldosas (los que tienen la función aldehído) y cetosas (los que tienen función cetona). Según el número de átomos de carbono que contienen, los monosacáridos se clasifican en triosas, tetrosas, pentosas, hexosas, etc.
Ejemplo:
GLUCOSA:
La glucosa o dextrosa es el monosacárido más importante. Su estructura corresponde al hexopentol-al y se trata de una aldosa:
O=CH - CH(OH) - CH(OH) - CH(OH) - CH(OH) - CH2OH.
La glucosa se encuentra en composición de muchas frutas, principalmente la uva. Es un elemento de fácil digestión y provee energía inmediata. En medicina se emplea en forma intravenosa, cuando el paciente necesita una fuente de energía disponible rápidamente.
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QUIMICA MEDICA
FRUCTOSA:
La fructosa es una cetohexosa que se encuentra en algunos frutos y en la miel de abejas. Se obtiene junto con la glucosa en la hidrólisis de la sacarosa. Su fórmula es:
CH2OH - CO - CH(OH) - CH(OH) - CH(OH) - CH2OH.
SACAROSA:
La sacarosa o azúcar de mesa es el disacárido más importante por su uso como edulcorante. Está formada por el enlace glicosido de las moléculas de glucosa y fructosa.
ALMIDON:
El almidón es un polisacárido formado por la polimerización tipo condensación de un elevado número de moléculas de glucosa y su peso molecular sobrepasa de 300 000.
El almidón constituye una reserva de energía más importante en las plantas, encontrandose en los frutos, tubérculos, raíces, trigo, maíz, etc. Al tratarse con agua caliente, el almidón puede separarse en una fracción soluble, llamada amilosa (20%) y una fracción insoluble, llamada amilopectina (80%). La amilosa se reconoce por la coloración azul intensa que toma en contacto con la solución de yodo, mientras que la amilopectina da una coloración rojiza.
Bajo el efecto de los ácidos y de las enzimas, que actúan en la digestión, el almidón se hidroliza en dextrinas (polisacáridos de menor peso molecular), desdoblándose finalmente el estado de glucosa, por lo que el almidón constituye una importante fuente de energía.
PARTE EXPERIMENTAL:
MATERIALES : REACTIVOS:
*Gradilla con 4-5 tubos *Glucosa*2 vasos de precipitación *Almidón soluble*Capsula *Miel de abeja*Varilla *Azúcar común*Espatula *Reactivo de Fehling*Probeta de 25 o 50 ml *HCl concentrado
*Lugol*Solución saturada de carbonato de sodio
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QUIMICA MEDICA
PROCEDIMIENTO:
Í. MONOSACARIDOS
Solubilidad en agua: Coloque una pequeña cantidad de glucosa en un tubo de ensayo conteniendo 1 ml de agua destilada, y agite. Anote sus observaciones.
Prueba de Fehling: En un tubo de ensayo mezcle 10 gotas de solución A con 10 gotas de solución B del reactivo de Fehling. A esta mezcla agregue 10 gotas de la solución de glucosa del ensayo anterior. Caliente la mezcla a baño-maría. Anote sus observaciones.
II. DISACÁRIDOS Y MEZCLAS DE MONOSACÁRIDOS
MIEL:
Prueba de Fehling: Disuelva 5 gotas de miel de abeja en 1 ml de agua destilada. Agregue esta solución a una mezcla de soluciones A y B del reactivo de Fehling (10/10 gotas de cada una) y caliente a baño-maría. Anote sus observaciones.
SACAROSA:
Prueba de Fehling: Disuelva una pequeña cantidad de azúcar común en 1 ml de agua destilada , agite y ensaye con el reactivo de Fehling, como en caso anterior. Anote sus observaciones.
INVERSION DE SACAROSA (HIDROLISIS):
Disuelva en 1 ml de agua destilada una pequeña cantidad de azúcar común, agite y agregue dos gotas del ácido clorhídrico concentrado. Caliente a baño-maría por unos 10 minutos y neutralice con una solución saturada de carbonato de sodio, hasta que ya no se formen más las burbujas de bióxido de carbono. Ensaye con el reactivo de Fehling como en casos anteriores. Anote sus observaciones. Explique la diferencia de las propiedades de la miel y del azúcar común.
III. ALMIDON (polisacáridos)
Solubilidad: En un vaso de precipitados ponga 25 ml de agua destilada y caliente a ebullición. Aparte, en un tubo de ensayo mezcle aproximadamente 0.25 g de almidón y unas gotas de agua destilada fría hasta formar una pasta. Vierta la pasta al agua hirviendo, agitando con la varilla de vidrio. Anote sus observaciones.Prueba de yodo: En un tubo de ensayo ponga unas 10 gotas de la solución
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QUIMICA MEDICA
preparada de almidón y añádale unas gotas de solución de lugol (yodo). Anote las observaciones.
Ensayo de Fehling.: En un tubo mezcle 10 gotas de solución A del reactivo de Fehling con 10 gotas de la solución B. A esta mezcla agreguele 10 gotas de la solución de almidón. Caliente a baño-maría. Anote las observaciones.
Transformación del almidón en dextrina: Con la ayuda de una espaatula coloque una pequeña cantidad de almidón en una cápsula de porcelana, caliente lenta y suavemente mientras agita con una varilla de vidrio para no quemar el almidón. Cuando el almidón adquiera un color café, continúe calentando 1-2 minutos más y enfríe. Con la espátula pase una pequeña cantidad del residuo a un tubo de prueba, añada 2 ml de agua destilada, agite y agregue 2-3 gotas de solución de yodo (lugol). Anote sus observaciones.
Ensayo De Fehling: Tome otro poco del residuo de la cápsula y disuélvalo en 2 ml de agua destilada en un tubo de ensayo. Realice la prueba de Fehling, como en casos anteriores. Anote sus observaciones.
HIDROLISIS DE ALMIDON:
En un tubo de ensayo coloque 1 ml de la solución de almidón, añada 5 gotas del ácido clorhídrico concentrado. Caliente a baño-maría durante unos 15 minutos. Enfría y neutralice con la solución de carbonato de sodio hasta que ya no se desprendan más burbujas de bióxido de carbono.. Efectúe la prueba de Fehling, como lo hizo en ensayos anteriores.
Prueba de yodo: Tome 1 ml de almidón hidrolizado y añada unas gotas de lugol (yodo). Compare el resultado con el ensayo del almidón no hidrolizado
CUESTIONARIO:
1. Aparte del ion cúprico, ¿qué otros iones pueden ser reducidos por la solución de glucosa?
2. ¿Qué nombre químico tiene el azúcar común?
3. ¿Cuál es la diferencia entre la miel de abeja y el azúcar común? ¿Cómo se puede demostrar esta diferencia?
4. Explique, en qué consiste la hidrólisis del almidón.
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QUIMICA MEDICA
EXPERIMENTO 11
PROTEINAS
OBJETIVO:
Efectuar ensayos físicos y químicos característicos de una proteína.
DISCUSION:
Las proteínas son las sustancias que conforman los tejidos de los organismos vivientes: los músculos, la piel, las uñas, los cabellos, la sangre, leche, huevos, plumas, la sangre, etc.
(NOTA: La presencia del exceso de proteína (albúmina) en la orina es, usualmente, una indicación del funcionamiento anormal de los riñones.)
Son sustancias de estructura compleja que llegan a tener pesos moleculares superiores a 300’000,000 y su estructura se basa en la unión de unos 20 aminoácidos formando largas cadenas peptídicas.
Los aminoácidos son los ácidos carboxílicos que poseen, además, una función amina, generalmente en posición alfa con respecto al grupo carboxílico (alfa-aminoácidos), pero también hay beta-aminoácidos. Por ejemplo:
H2N - CH2 - COOH (alfa-aminoácido)
H2N - CH2 - CH2 - COOH (beta-aminoácido)
Los aminoácidos se pueden polimerizar mediante la reacción de condensación entre los grupos amina de un aminoácido y grupo carboxílico, de otro, formando entre ellos una unión llamada enlace peptídico: -CO-NH-:
H2N - CH2 - COOH + H2N - CH2 - COOH
H2N - CH2 - CO - NH - CH2 - COOH + H2O
Las proteínas no se pueden analizar con exactitud debido a su complejidad, pero se ha desarrollado una serie de ensayos característicos muy sensibles que proporcionan valiosa información sobre su estructura y propiedades.
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QUIMICA MEDICA
PARTE EXPERIMENTAL
MATERIALES REACTIVOS
*Gradilla con tubos *Albúmina de huevo*Vaso de 250 ml *Reactivo de Millón*Fiola de 1000 ml *NaOH al 20% y al 10%*Embudo *Solución de NaCl al 1% (suero)*Gasa y algodón *Solución de CuSO4 al 1%*Probeta *Solución de Pb(CH3COO)2 al 10%*Termómetro *Acido nítrico concentrado*Pinzas para tubos *Agua destilada *Vaso de 600 ml *Solución de K4[Fe(CN)6] al 10%
*Alcohol etílico comercial*Solución de ninhidrina al 0.1%*Hidróxido de amonio 6M*Solución de AgNO3 al 1%
PROCEDIMIENTO:
1. ENSAYOS DE SOLUBILIDADA los 4 tubos de ensayo coloque aproximadamente 1 ml de clara de huevo (albúmina).A cada tubo añádale respectivamente 5 ml de: agua fría agua caliente solución de NaCl (suero) solución de NaOH al 20%Resuma sus observaciones en la siguiente tabla:
SOLVENTE SOLUBILIDADMUY BUENA
SOLUBILIDADPARCIAL
INSOLUBLE PRECIPITA
AGUAFRIAAGUA
CALIENTESOLUCION
DE NaClSOLUCIONNaOH 20%
2. PREPARACION DE LA SOLUCION DE ALBUMINA
Vacíe en la fiola la clara de huevo sobrante de la primera parte. Añáda
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QUIMICA MEDICA
aproximadamente 1/2 de litro de agua destilada, tape la fiola y agite fuertemente.Arme un equipo de filtración utilizando como filtro una gasa medicinal con una capa de algodón en medio y filtre la solución preparada a un vaso grande.
3. ENSAYOS DE COLORACION
A. Reacción de biuret:
A 1 ml de la solución de albúmina añádale 1 ml de la solución de NaOH al 10% y gota a gota la solución de CuSO4 hasta observar cambios. La formación de una coloración violeta denota la presencia del enlace peptídico -CO-NH-, ya que los grupos imina -NH- del enlace peptídico forman un complejo de coordinación con el ion cúprico:
\ \ /HN: HN NH / / \
2 R - CH R - CH CH - R \ + Cu+2 - | Cu+2 | CO CO CO / \ / HN: HN NH / / \
complejo violeta
B. Reacción con ninhidrina:
Coloque 3 ml de la solución de albúmina en un tubo de prueba y agréguele 5 gotas de la solución de ninhidrina al 1%. Caliente hasta la ebullición y enfríe. Anote sus observaciones. La coloración azul con ninhidrina la producen todos los aminoácidos, excepto prolina e hidroxiprolina que dan color amarillo.
O O O || OH || ||
+ NH2 – R ------ N 2
OH || || | O O O-H+
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QUIMICA MEDICA
C. Ensayo xantoprotéico:
Vierta a un tubo de ensayo 2 ml de la solución de albúmina y agregue unas 5 gotas del ácido nítrico concentrado. Caliente a baño-maría por unos instantes. Deje enfriar. Luego agregue unas cuantas gotas de hidróxido de amonio NH4OH 6M. La aparición de una coloración amarilla, que se torna de color naranja intenso con la adición del hidróxido de amonio denota la presencia de grupos fenilo, que se forman las nitromodificaciones amarillas.
-[-NH-CH-CO-]- + HNO3 ------------ -[-NH-CH-CO-]- | |
NO2
NO2 amarillo
Anote sus observaciones.
D. Ensayo de Millón:
Coloque 2 ml de la solución de albúmina a un tubo de prueba y agregue 5 gotas del reactivo de Millón. Caliente a baño-maría en ebullición. La aparición del precipitado blanco, que se torna rojo posteriormente, indica la presencia de los grupos fenólicos no sustituidos.
-[-NH-CH-CO-]- + Hg2 (NO3)2 ----- -[-NH-CH-CO-]- | |
OH OHg rojo
Anote sus observaciones.
4. ENSAYOS DE PRECIPITACION
Las proteínas por efecto de sales metálicas dan precipitados de proteinatos
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QUIMICA MEDICA
metálicos, formados por la parte ácida de las proteínas.
Las sales neutras hacen precipitar las proteínas debido al efecto de la desnaturalización y deshidratación. Las proteínas precipitadas de esta manera, pueden redisolverse en el solvente original.
En tres tubos de ensayo limpios coloque 3 ml de solución de albúmina y agregue a cada uno respectivamente, 1 ml de:
solución de AgNO3 al 5%
solución de CuSO4
solución de Pb(CH3COO)2 .
Anote sus observaciones .
5. DESNATURALIZACION DE PROTEINAS
A. Efecto de calor:
Coloque 3 ml de la solución de albúmina a un tubo de ensayo y caliente en un vaso con agua y termómetro . Anote la temperatura a la que comenzó coagularse la albúmina.
B. Efecto de alcohol etílico:
A un tubo de ensayo con unos 3 ml de la solución de albúmina, agréguele 5 ml de alcohol etílico comercial. Anote sus observaciones.
CUESTIONARIO:
1. ¿Qué características presenta la solución acuosa de la clara de huevo?
2. ¿Por que la solución preparada de la clara de huevo no se puede filtrar en el papel filtro?
3. ¿Cuál es la proteína principal de la clara de huevo?
4. Cuando el ácido nítrico cae casualmente en la piel, ¿cuál de las reacciones efectuadas se produce?
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QUIMICA MEDICA
5. De acuerdo a lo realizado en la práctica, explique lo que ocurre al cocinar un huevo.
6. La clara de huevo o la leche se usan a menudo como antídotos en los envenenamientos con algunos metales pesados. como plomo, mercurio, bario, etc. ¿En qué fenómeno, de los que realizamos en la práctica, se basa esta aplicación?
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QUIMICA MEDICA
EXPERIMENTO 12
LIPIDOS
OBJETIVOS:
Comprobar la solubilidad de los lípidos en diversos solventes.
Ensayar las reacciones de saponificación y la solubilidad de sales metálicas de ácidos grasos en agua dura.
Ensayar las reacciones de identificación de colesterol.
DISCUSION:
Los lípidos representan una serie de sustancias insolubles en agua, que se encuentran en las células animales y vegetales y se pueden extraer con los solventes poco polares como éter, hexano o cloroformo.
Los lípidos son los esteróides, los terpenos. Las ceras y las grasas.
GRASAS:
Las grasas son productos de esterificación de ácidos carboxílicos de cadena larga (ácidos grasos) saturados e insaturados y el glicerol. A las grasas también se les llama glicéridos. Las grasas líquidas se llaman aceites y son generalmente de origen vegetal.
Cuando las grasas se exponen al calor y al aire, éstas se oxidan y se descomponen en aldehídos, cetonas y ácidos grasos de bajo peso molecular. El proceso de rancidez se debe a la ruptura de las cadenas insaturadas de los ácidos superiores que se rompen formando compuestos menores.
Las uniones de éster en las grasas son débiles y se destruyen fácilmente por acción de agua y soluciones ácidas y básicas. La hidrólisis acuosa regenera los ácidos grasos y glicerol. En la digestión de grasas esta reacción sucede bajo acción de las sustancias llamadas enzimas, específicamente, estearasas.
La hidrólisis de las grasas con los álcalis se llama saponificación y da, como producto principal, sal metálica, llamada jabón.
CERAS:
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QUIMICA MEDICA
Las ceras son ésteres de ácidos grasos de cadena larga y alcoholes primarios de cadena larga.
FOSFOLIPIDOS:
Los fosfolípidos son ésteres mixtos del glicerol en los que un grupo hidroxílico está esterificado con el ácido fosfórico y otros dos con los ácidos grasos.
ESFINGOLIPIDOS:
Son derivados del aminoglicerol, similares a los fosfolípidos en su estructura. Intervienen en la conformación del sistema nervioso.
ESTEROIDES:
Los esteróides se encuentran en las plantas y animales y su estructura anular de 17 átomos de carbono (cuatro anillos) se conoce como ciclo-pentano-perhidro-fenantreno.
El esteóide más común es el colesterol. Se encuentra en la médula y en forma de los cálculos en la vesícula biliar. Un adulto tiene como promedio, unos 250 mg de colesterol. El colesterol tiene una reacción muy peculiar frente al ácido sulfúrico, por lo que éste se utiliza para su identificación.
PARTE EXPERIMENTAL
MATERIALES REACTIVOS
*Gradilla con 5 tubos *Aceite vegetal*Dos vasos *Etanol*Varilla *Acetona*Pisceta *Cloroformo*Pinza para tubos *Benceno
*Solución de NaOH 25%*Acido sulfúrico concentrado*Solución saturada de NaCl*Fenolftaleína*Colesterol*Soluciónes de MgCl2, CaCl2, *FeCl3
PROCEDIMIENTO:
A. Ensayos de solubilidad.
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QUIMICA MEDICA
En 5 tubos limpios y secos coloque 0.5 ml de aceite y agregue a cada tubo 2 ml de los siguientes solventes: AGUA, ETANOL, ACETONA, CLOROFORMO y benceno, respectivamente. Agite fuertemente y observe el efecto del solvente en cada uno de los tubos. Anote el resultado en la siguiente tabla:
SOLVENTE SOLUBILIDAD DE ACEITEAGUA
ETANOLACETONA
CLOROFORMOBENCENO
B. Saponificación.
En un vaso pese 10 gramos de aceite (o cualquier tipo de grasa) y añada 5 ml de una solución al 25% de NaOH.
Caliente a baño-maría agitando con varilla, durante unos 20 minutos.
Añada 10 ml más de solución de NaOH y 5 ml de etanol y continúe el calentamiento hasta la obtención de un masa pastosa.
Terminado el calentamiento, enfríe un poco el vaso y agregue 50 ml de solución saturada de NaCl para precipitar el jabón y separar el glicerol.
La reacción, es:
CH2-O-CO-R CH2-OH| |CH-O-CO-R +3NaOH - CH-OH + 3R-COONa| | jabónCH2-O-CO-R CH2-OH
C. Ensayos del comportamiento del jabón en agua dura:
Con el jabón obtenido prepare una solución acuosa. Coloque 5 ml de la solución jabonosa en 3 tubos de ensayo y añada a cada uno 3 ml de las soluciones de: MgCl2, CaCl2 y FeCl3. Anote sus observaciones.
Escriba las ecuaciones de las reacciones que pudieran tener lugar en estos ensayos.
D. Identificación del colesterol (reacción de Salkowsky):
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QUIMICA MEDICA
En un tubo de ensayo limpio y seco coloque unos 2 mg (0.002 g) de colesterol. Añada 2 ml de cloroformo para solubilizarlo, luego, con sumo cuidado, agregue 1 ml de ácido sulfúrico concentrado y observe la aparición del anillo rojo en la interfase.
CUESTIONARIO:
Aprovechando sus conocimientos en Biología Celular y revisando las fuentes bibliográficas, describa en forma muy sisntética la importancia de las grasas, ceras, fosfolípidos, esfingolípidos y esteroles en el cuerpo humano.
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QUIMICA MEDICA
Equipo para la reacción de saponificación de aceites y grasas
EXPERIMENTO 13
SEPARACION DE DOS AMINOACIDOS POR EL METODO DE CROMATOGRAFIA
OBJETIVOS:
Aprender una técnica simple para la separación e identificación de los aminoácidos mediante la cromatografía unidimensional en capa fina.
DISCUSION:
La cromatografía es una técnica que se aplica fundamentalmente para separar los componentes de una mezcla de solutos. Esta separación se basa en la diferencia de velocidades a las cuales se mueven cada uno de los solutos a través de un medio poroso, denominado fase estacionaria, cuando son arrastrados por un solvente denominado fase móvil.
La cromatografía se utiliza, además, para identificar los componentes de una mezcla, cuando se usan sustancias patrones de comparación. También, permite determinar el grado de pureza de una sustancia.
En la cromatografía en papel y en capa fina la relación entre la altura recorrida por una determinada sustancia y la altura total recorrida por una fase móvil, se llama el coeficiente Rf.
aRf = -------
b
donde: a = altura de cada mancha en el cromatograma (se mide desde la línea de partida hasta el centro de la mancha);
b = altura alcanzada por la fase móvil desde la línea de partida.
En condiciones experimentales reproducibles, el coeficiente R f es característico para cada sustancia y depende del sistema de solventes, temperatura, pH, adsorbente, presión, etc.
El procedimiento más simple es el de la cromatografía en capa fina (c.c.f.), para lo cual se emplea una placa de vidrio con una capa fina de silicagel (sílice en polvo). La disposición de los aminoácidos se detecta mediante el
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QUIMICA MEDICA
revelado del cromatograma en la solución de ninhidrina.
PARTE EXPERIMENTAL
MATERIALES REACTIVOS
*Estufa precalentada *Silicagel*Secadora de mano *Solución de dos aminoácidos*Placas portaobjeto *Solución de ninhidrina al 0.1%*Regla y lápiz *Solución al 0.2% de acetona*Jeringa de 1,0 ml *Agua destilada*Frasco con atomizador*Pinza chica*Vaso *Luna de reloj
PROCEDIMIENTO:
Para prepara la placa cromatogáfica, coloque en la mesa una placa portaobjetos limpia y vierta sobre ella una mezcla preparada de 5 gramos de silicagel (G) en polvo con 10 ml de agua destilada. Para nivelar el silicagel, deslice una reglita sobre la superficie.
Deje que endurezca un poco y coloque en una estufa a 100oC para la activación, durante aproximadamente 15 minutos. Saque la placa de la estufa sujetándola con una pinza, no con los dedos para evitar la contaminación.
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QUIMICA MEDICA
Trace una línea de partida, usando lápiz y la reglita a 0.5-1.0 cm de la parte inferior de la placa. En el centro de la línea dibuje un círculo de 2 mm de diámetro y a los costados marque dos puntos suaves con lápiz.
Dentro del círculo coloque 0.2 ml de la solución problema conteniendo los dos aminoácidos, tratando que la solución no salga de los límites del círculo, y en los puntos marcados coloque las soluciones de los aminoácidos puros, como patrones de comparación.
Seque la placa con la secadora de mano en la estufa y coloque en la cámara cromatográfica (un vaso con aproximadamente 0.5 cm de espesor de solución de acetona al 0.2%). Tape la cámara con una luna de reloj y deje correr la fase móvil hasta que ésta llegue al extremo superior de la placa (frente del solvente). Anote con lápiz la distancia recorrida por el solvente (b).
Saque la placa de la cámara y séquela bien. Luego rocíela con una solución de ninhidrina y vuelva a secar en la estufa por 5 minutos, hasta que aparezcan las manchas de los aminoácidos separados.
Anote las distancias recorridas por cada aminoácido desde la línea de partida hasta el centro de la mancha (a).
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QUIMICA MEDICA
Calcule el valor de Rf para cada aminoácido.
EXPERIMENTO 14
EQUILIBRIO IONICO
OBJETIVO:
Determinar la constante de ionización de una solución acuosa de ácido acético y la constante de ionización del hidróxido de amonio por hidrólisis del cloruro de amonio.
DISCUSION:
Cuando una o más especies químicas (reactivos) reaccionan en determinadas condiciones para formar otras especies químicas (productos), se establece una relación constante entre los productos formados y los reactivos iniciales. Esta relación es la expresión del equilibrio químico que se establece durante la reacción.
El equilibrio químico de una reacción puede determinarse cuando ninguna de las propiedades macroscópicas observables del sistema estudiado (reactivos y productos) varía apreciablemente con el tiempo, es decir, cuando no haya más cambios químicos ni transferencia de energía observables.
Para una reacción general tal como:
aA + bB ===-> cC + dD, (1.1)
donde A y B son los reactivos; C y D los productos, y a,b,c, y d los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada, se puede expresar matemáticamente la ley de equilibrio químico en términos de concentración molar:
[C]c [D]d Keq =------------ (1.2)
[A]a [B]b
donde K es la constante de equilibrio.
El solvente más común que se usa en los experimentos para determinar el equilibrio químico iónico es el agua , cuya constante de equilibrio es igual a:
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QUIMICA MEDICA
[H3O+] [OH-]Keq =---------------------- (1.3)
[H2O]2
De acuerdo con la relación de disociación siguiente:
H2O + H2O === H3O+ + OH- (1.4)
La constante de disociación del agua (Kw) se obtiene considerando que la concentración del agua en equilibrio es constante:
Kw = Keq x [H2O]2 = [H3O+] [OH-] = 10-14 a 25oC (1.5)
es decir, [OH-] = [H3O+] = 10-7 mol/l. (1.6)
Por convención, pH = - log [H3O+], de donde se deduce que el pH del agua es 7.
PARTE EXPERIMENTAL
REACTIVOS MATERIALES:
*Papel indicador *5 vasitos de 50 ml*CH3COOH 0.2M *4 buretas de 50 ml*CH3COONa 0.2M *Varilla de vidrio*NH4Cl 1M *Pipeta de 10 ml
PROCEDIMIENTO:
A.- DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE IONIZACION DEL ACIDO ACETICO
Tome 5 vasos de 50 ml limpios y secos y márquelos como A, B, C, D y E y colóquelos en la mesa de trabajo en este orden .
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QUIMICA MEDICA
A cada vaso ponga las cantidades de las soluciones del ácido acético 0.2M y de acetato de sodio 0.2M indicadas en la tabla 01. Mida los volúmenes exactamente, usando una bureta, agite contenido de cada vaso con una varilla de vidrio.
Tabla 01.
VASOS CH3COONa 0.2M CH3COOH 0.2M
A 16 ml 4 ml
B 14 ml 6 ml
C 12 ml 8 ml
D 8 ml 12 ml
E 6 ml 14 ml
Calcule la concentración molar corregida del ácido acético y del acetato de sodio en cada una de las soluciones obtenidas, utilizando la ecuación siguiente:
V,ml inicial
M corregida = M inicial x ------------ . (1.7)V,ml total
Las concentraciones molares corregidas resúmalas en la tabla 02:
Tabla 02.
VASO CH3COOHmoles/litro
CH3COONamoles/litro
[CH3COONa]log--------------[CH3COOH]
A
B
C
D
E
Temperatura ambiente = __________________oC.
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QUIMICA MEDICA
Con una varilla de vidrio limpia humedezca el papel indicador de escala corta de pH y anote los valores de pH de cada una de las soluciones:
Tabla 03.
VASOS A B C D E
pH
Calcule el pKa para cada tubo, utilizando la siguiente ecuación:
[CH3COONa]pH = pKa + log ------------ (1.8)
[CH3COOH]
y teniendo en cuenta que la constante de disociación del ácido acético es igual a:
[CH3COO-] [H3O+]Ka = ---------------- (1.9)
[CH3COOH]
Resuma los valores de pKa en la tabla 04:
Tabla 04.
VASOS pKa Ka (moles/litro)
A
B
C
D
E
Valor promedio: pKa = ____________________
Valor promedio: Ka = _____________________ mol/l.
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QUIMICA MEDICA
B.- DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE IONIZACION DEL HIDROXIDO DE AMONIO POR HIDROLISIS DEL CLORURO DE AMONIO
Tome 5 vasitos limpios y secos de 50 ml de capacidad, márquelos como A, B, C, D y E y colóquelos en este orden en la mesa de trabajo.
En cada vaso vierta de las buretas las cantidades de solución de cloruro de amonio y de agua indicadas en la tabla 05. Agite con varilla las soluciones en cada vaso.
Tabla 05.
VASOS NH4Cl 1M H2O
A 10 ml 10 ml
B 8 ml 12 ml
C 6 ml 14 ml
D 4 ml 16 ml
E 2 ml 18 ml
Calcule la concentración molar corregida de NH4Cl en cada una de las soluciones, mida su pH utilizando papel indicador de escala corta de pH, y deduzca el valor de [H3O+]. Efectúe los cálculos para cada vaso.
V, ml inicial
M corregida = M inicial x --------------- (2.1) V, ml total
Anote los resultados en la tabla 06:
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QUIMICA MEDICA
Tabla 06.
VASOS NH4Clmoles/litro
pH [H3O+]
A
B
C
D
E
Temperatura ambiente = _______________oC
Sabiendo que la hidrólisis del ion amonio se realiza según la ecuación siguiente:
NH4+ + H2O ===-> NH3 + H3O+, (2.2)
se deduce que su constante de hidrólisis (Kh) es igual a:
[NH3] [H3O+] [NH3] [H3O+] [OH-] Kw
Kh = ------------------ = ------------------------------ = --------------, (2.3) [NH4
+] [NH4+] [OH-] Kb
donde Kw es la constande de ionización de agua y Kb la constante de ionización del hidróxido de amonio. Calcule la constante de ionización del hidróxido de amonio, Kb, utilizando los datos de la tabla 06.
Anote los resultados en la tabla 07:
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QUIMICA MEDICA
Tabla 07.
VASO Kb, mol/litro
A
B
C
D
E
Valor promedio de Kb = ____________________ moles/litro
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QUIMICA MEDICA
EXPERIMENTO 15
ANALISIS DE JUGOS DE FRUTAS (GRADO DE ACIDEZ)
OBJETIVO:
Determinar el porcentaje de ácido cítrico en algunos jugos de fruta enlatados.
DISCUSION:
Los jugos de varias frutas, en particular los cítricos, son preferidos en la alimentación humana, principalmente por su contenido en vitamina C; además contienen sustancias importantes en la nutrición, como: minerales, proteínas, azúcares, diversos ácidos orgánicos, etc.
Entre los ácidos orgánicos constituyentes de los cítricos, el que se encuentra en mayor proporción es el ácido cítrico; por ello al determinar volumétricamente la concentración de los ácidos en un jugo de fruta se acostumbra expresarla como la del ácido cítrico.
En la tecnología de los alimentos se determina la acidez de un jugo de fruta fresco, por varias razones; una de ellas es que constituye un dato importante en la selección de las condiciones más apropiadas para procesar el jugo. En ocasiones, cuando un jugo de fruta no es suficientemente ácido, se le añade ácido cítrico antes de enlatarlo; asimismo, el valor de la acidez de un jugo, junto con el contenido de azúcar, sirve para evaluar el grado de madurez de una fruta.
Los jugos de frutas se consumen en muy diversas formas: fresco, enlatado, congelado, liofilizado, concentrado, en forma de néctar, etc.; algunos jugos se transforman mediante fermentación en bebidas alcohólicas. El ácido cítrico es un aditivo que se usa en la industria alimentaria en la preparación de bebidas gaseosas.
PARTE EXPERIMENTAL
MATERIALES REACTIVOS:
*Bureta de 50 ml *cuatro latitas de jugos de piña, naranja, toronja, limón, manzana, o cualquier otro
*Soporte con pinza de bureta *Solución valorada de NaOH 0.1N*Probeta de 50 ml *Fenolftaleína*Pipeta de 10 ml
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QUIMICA MEDICA
*Erlenmeyer de 250 ml
PROCEDIMIENTO:
Agite vigorosamente y abra la latita de jugo y transfiera 5 ml del mismo a una matraz erlenmeyer.
Añádale 10-15 ml de agua destilada y 5 gotas del indicador de fenolftaleína.
Lave la bureta, enjuáguela con agua destilada y unos ml de la solución de NaOH. Llene la bureta con la solución de NaOH 0.1N, cuidando que la espiga de la bureta esté llena y sin burbujas de aire. Enrase el nivel de la solución en “cero”.
Coloque el matraz erlenmeyer con el jugo debajo de la bureta y deje caer gota a gota el NaOH, agitando continuamente mediante movimiento giratorio del matraz., hasta que la solución en el matraz adquiera una coloración rosada muy clara persistente.
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QUIMICA MEDICA
Mida y anote el volumen (en litros) de NaOH consumido en la titulación.
Repita el mismo procedimiento con cada uno de los jugos restantes.
RESULTADOS:
Basandose en el volumen en litros de NaOH consumido en la titulación, en la normalidad exacta de NaOH (0.1N) y en el peso equivalente-gramo del ácido cítrico, calcule el peso de ácido cítrico en los 5 ml de jugo de cada fruta.
Recuerde que la fórmula del ácido cítrico, es:
HOOC-CH2-C(OH)-CH2-COOH | COOH
y su peso equivalente - gramo es 1/3 de su peso molar:
P.M. 192Peso eq.-g = ------- = ------ = 64 g/eq-g
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# eq.-g ácido cítrico = # eq.-g NaOH
Peso (W) ácido---------------------------- = N NaOH x V, litros NaOH
Peso eq.-g ácido
Peso (W) de ácido cítrico en los 5 ml de jugo se calcula de la ecuación anterior:
Peso (W) ácido = N NaOH x V, litros NaOH x Peso eq.g ácido.
La ecuación para calcular el porcentaje de ácido cítrico en la muestra, es:
Peso ácido en 100 ml de jugo% ácido cítrico = -------------------------------------------------------- x 100%
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QUIMICA MEDICA
100 ml jugo x 1 g/ml
Considere la densidad de los jugos igual a 1 g/ml.
Anote los datos y resultados obtenidos en la siguiente tabla:
TIPO DE JUGO Naranja Piña Limón Manzana Toronja
Volumen de la muestra 5 ml 5 ml 5 ml 5 ml 5 ml
Volumen de NaOH utilizado
Normalidad de NaOH 0.1N 0.1N 0.1N 0.1N 0.1N
Peso (W) de ácido en 5 ml de jugoPeso de ácido en 100 ml de jugo% de ácido cítrico en el jugo
CUESTIONARIO:
1. Escriba y balancee la ecuación química entre el ácido cítrico y el hidróxido de sodio.
2. Al analizar 10 ml de jugo de uva se gastaron 6.4 ml de la solución 0.121N de NaOH. Calcule el peso de ácido cítrico en 100 ml de jugo de uva. Calcule el tanto pro ciento de ácido cítrico en el jugo de uva.
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QUIMICA MEDICA 80
