UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLAN

INFORME EXPERIMENTAL : ………

LABORATORIO DE CIENCIAS EXPERIMENTALES

BIOQUIMICA DIAGNOSTICA

GRUPO: 2201

EQUIPO No.:

Carbajal Cruz Santiago Stefanny Guadalupe Espinosa Cruz Valeria

PROFESORA: Ana Myriam Rivas Salgado

FECHA DE ENTREGA: 18 de mayo de 2015

INTRODUCCIÓN

1. Titulación

La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para la determinación de la concentración de sustancias en solución. El conocimiento de esta técnica es esencial en el laboratorio químico. Dada una solución ácida, puede determinarse su concentración conociendo el volumen requerido para neutralizarla con una solución básica de concentración conocida (titulación ácido-base). Para reconocer el punto final de la titulación se puede utilizar un indicador que cambie de color al pasar de una solución básica a una ácida o a la inversa. Un ejemplo es la fenolftaleína, que pasa de color rosa en medio básico a incolora en medio ácido. En el punto de viraje, llamado "punto final", se considera que el número de moles de ácido monoprótico y de base monohidroxílica que han reaccionado es el mismo. Midiendo los volúmenes de ambas y conociendo la concentración de una de ellas, se puede conocer la concentración de la otra.

2. Uso correcto de la bureta.

Las buretas deben estar perfectamente limpias para que las mediciones de volúmenes sean reproducibles en todas las titulaciones. Si es necesario engrasar la llave, deberá usarse la menor cantidad posible de grasa o vaselina para lubricarla. Si la llave es de teflón debe extraerse y limpiarse perfectamente, tanto la llave como la superficie de vidrio, eliminando las partículas de polvo que podrían rayar la superficie de teflón al girar la llave. Al insertar la llave debe obtenerse un ajuste correcto, ya que si queda demasiado floja puede haber pérdidas. La bureta debe estar limpia. Lavarla con pequeñas porciones de solución titulante antes de llenarla, descartando cada vez la solución en un vaso. Utilizar un embudo apropiado y verificar antes de los lavados o el llenado que la llave esté cerrada. Finalmente, llenar la bureta con solución titulante hasta sobrepasar el enrase. Colocar un recipiente bajo la bureta y abrir la llave por completo permitiendo que el líquido fluya rápidamente. Con esto se logra que la porción debajo de la llave se llene completamente, sin que queden burbujas de aire atrapadas. Cuando esto se logra, cerrar rápidamente la llave y enrasar en cero mL de la forma que se indica en el Trabajo Práctico No. 0. Al terminar de usarla, la bureta debe lavarse y enjuagarse con agua corriente y luego con agua destilada. En el caso de emplear soluciones alcalinas, quite la llave para asegurar su limpieza.

3. Cómo actúan los indicadores Los indicadores ácido-base:

Estos son compuestos orgánicos que presentan la particularidad de variar su color dependiendo de la concentración de protones o pH de la solución. Para determinar el pH se observa el color que toman en la solución distintos indicadores. Conociendo el rango en que vira cada indicador es posible ubicar el pH de la solución entre dos valores próximos

MARCO TEÓRICO

Acidos y bases

En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa. * Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar. * Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo. * Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico

Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa.* Tienen un sabor amargo.* Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.* Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.* Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.

Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,* Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+* Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-

El cambio de color del indicador se denomina viraje, y el intervalo de pH en el que se produce el cambio de color, es lo que se denomina intervalo de viraje. Cada indicador acido- base presenta diferente intervalo de viraje, a continuación se muestran algunos:

Normalidad

La concentración normal o normalidad se define como el número de equivalentes de soluto por litro de disolución

N= (# equivalente de sustancia)/ (litro de disolución)

El peso equivalente en un ácido se define como la masa en gramos que producirá 1 mol de iones H+ en una reacción, mientras que en una base se refiere a los iones -OH

Equivalente (g)= (MM)/ (# de partículas intercambiadas)

donde:

MM: Masa molecular o peso fórmula en gramos

# particulas intercambiadas: en ácidos (H+), en bases ( -OH) y en reacciones redox ( electrones)

Titulación

La titulación es una técnica de análisis cuantitativo que permite conocer la concentración desconocida de una disolución de una sustancia a partir de la neutralización de esta con una sustancia de la cual se conoce su concentración. Para este método se utiliza un patrón primario.

Patrón primario

Son sustancias patrones para la estandarización de ácidos y bases. Un patrón primario tambien llamado estándar es una preparación que contiene una concentración conocida de un elemento o sustancia específica.

Usualmente son sólidos que cumplen con las siguientes características:

Tienen composición conocida: Es decir se conoce la estructura y elementos que lo componen.

Deben tener elevada pureza: Para una correcta estandarización se debe utilizar un patrón que tenga la mínima cantidad de impurezas que puedan interferir con la titulación.

Debe ser estable a temperatura ambiente: No se pueden utilizar sustancias que cambien su composición por efecto del ambiente.

Debe soportar temperaturas altas: Debe soportar temperaturas altas para su secado en la estufa. Normalmente debe ser estable a temperaturas mayores que las del punto de ebullición del agua.

No debe absorber gases Debe reaccionar rápida y estequiómetricamente con el titulante.

En muchas ocasiones es necesario conocer la concentración de soluto en una solución y para poder determinarla se han desarrollado varios métodos analíticos. Uno de los más utilizados, por su sencillez y rapidez, es la titulación o neutralización de ácidos y bases. Ésta se puede llevar a cabo con el uso de indicadores coloridos o bien mediante el uso de un potenciómetro. El método aprovecha las reacciones equivalentes.

Y para poder conocer la concentración

utilizaremos la siguiente formula

(N1)(V1)=(N2)(V2)

Dónde:

N1=concentración de la solución valorada

V1=volumen empleado de la solución valorada

N2=Concentración de la solución problema

V2=volumen empleado de la solución problema

EXPERIMENTACIÓN 1. INTERVALO DE VIRE

Problema de estudio

Determinar experimentalmente el intervalo de vire de indicadores ácido-base en la escala de pH

Hipótesis

El intervalo de vire de un indicador ácido-base está en función del tipo de indicador que se usa

Procedimiento experimental

1.- Enumerar del 0 al 14 los tubos de ensayo2.-Colocar en el tubo de ensayo No. 0, 1 ml de solución HCl (1M).3.- En el tubo de ensayo número 1 se colocar 1 ml de solución HCl (1 M) y agregar 9 ml de agua destilada.4.- Del tubo de ensayo número 1 se extraer 1 ml de solución y colocar en el tubo de ensayo número 2. Agregar 9 ml de agua destilada a este tubo.5.- Del tubo de ensayo número 2 se extraer 1 ml de solución y colocar en el tubo de ensayo número 3. Agregamos 9 ml de agua destilada a este tubo.6.- Del tubo de ensayo número 3 se extraer 1 ml de solución y colocar en el tubo de ensayo número 4. Agregamos 9 ml de agua destilada a este tubo.7.- Del tubo de ensayo número 4 se extraer 1 ml de solución y se colocar en el tubo de ensayo número 5. Agregamos 9 ml de agua destilada a este tubo.8.- Del tubo de ensayo número 5 se extraer 1 ml de solución y se colocó en el tubo de ensayo número 6. Agregamos 9 ml de agua destilada a este tubo.9.- En el tubo de ensayo número 7 se agregaron 10 ml de agua destilada.10.- En el tubo de ensayo número 14 se colocar 1 ml de solución NaOH (1M).11.- En el tubo de ensayo número 13 se colocar 1ml de solución NaOH (1 M) y

agregar 9 ml de agua destilada.12.- Del tubo de ensayo número 13 se extrajo 1 ml de solución y colocar en el tubo de ensayo número 12. Agregar 9 ml de agua destilada a este tubo.13.- Del tubo de ensayo número 12 se extrajo 1 ml de solución y colocar en el tubo de ensayo número 11. Agregamos 9 ml de agua destilada a este tubo.14.- Del tubo de ensayo número 11 se extrajo 1 ml de solución y se colocar en el tubo de ensayo número 10. Agregamos 9 ml de agua destilada a este tubo.15.- Del tubo de ensayo número 10 se extrajo 1 ml de solución y se colocó en el tubo de ensayo número 9. Agregamos 9 ml de agua destilada a este tubo. 16.- Del tubo de ensayo número 9 se extrajo 1 ml de solución y colocar en el tubo de ensayo número 8. Agregamos 9 ml de agua destilada a este tubo.17.- Una vez preparados todos los tubos de ensayo, tomamos el indicador y agregamos 1 gota en cada uno de los tubos de ensayo. 18.- Anotar observaciones

Resultados

Conclusiones

Tubo de ensayo Color0 Rojizo1 Rojizo2 Rojizo3 Anaranjado-amarillo4 Anaranjado-amarillo5 Anaranjado6 Anaranjado7 Naranja claro8 Amarillo9 Amarillo10 Amarillo11 Amarillo12 Amarillo13 Amarillo14 Amarillo

Pudimos detectar por el simple hecho a que debido a los diferentes tipos de indicadores de pH, los colores tanto para reactivos como para productos cambia, como por ejemplo, experimentalmente enumeramos tubos de ensayo del 0 al 14 en donde los primeros siete fungían como ácidos, el tubo de ensayo número siete era un neutro, donde solo se encontraba agua destilada y del ocho en adelante fungían como bases, en nuestra experimentación el indicador que empleamos para demostrar esto fue el naranja de metilo, en donde pudimos apreciar que nuestros ácidos tenían un tono entre rojo y las bases se convertían en un color amarillo.

El intervalo teórico que se tiene establecido para el viraje del naranja de metilo es de 3,2 y 4,4. Sin embargo en nuestra experimentación pudimos notar que hubo cambios de color entre los pH 2 y 3.

EXPERIMENTACION 2. NORMALIZACION DE HIDROXIDO DE SODIO

Problema

Preparar una disolución de NaOH aproximadamente 0.1 N y determinar su concentración exacta experimentalmente

Hipótesis

Mediante la neutralización de biftalato de potasio con NaOH, podemos determinar la concentración de la solución de NaOH.

Procedimiento

Tratamiento previo del patrón primario

Secar el patrón primario en un pesafiltros y meter a la estufa a 110 °C durante 1 hora. Trancurrido este tipo pasar el pesafiltros a un desecador para que éste absorba la húmedad y los carbonatos.

Preparación de 1/2 L NaOH 0.1 N

1) Hervir 1 Litro de agua destilada en un vaso de precipitados durante 10 min a fin de eliminar el CO2 , dejar enfriar.

2) Colocar en un vaso de precipitados de 250 ml 0.2 g de Hidróxido de sodio con la mínima cantidad de agua destilada previamente hervida y colocar a fuego directo hasta disolver completamente.

3) Agregar 1 g de cloruro de bario para precipitar las sales de carbonato.4) Decantar el precipitado y colocar la disolución de hidróxido de sodio a un

matraz de 500 ml y aforar con agua destilada.5) Transferir esta solución a una botella de plástico perfectamente limpia y

dejar que la solución repose varios días a fin de que precipite y sedimenten las sales. Utilizar solo la solución transparente.

Estandarización de NaOH

1) Pesar tres muestras de biftalato de potasio en tres matraces Erlenmeyer limpios secos y enumerados. Agregar 20 ml de agua destilada hervida y disolver. Estas cantidades pueden ser diferentes a 0.1 g o no. Lo importante es conocer perfectamente la cantidad que se esta pesando.

2) Agregar 3 gotas de fenolftaleína a cada matraz.3) Lavar una bureta de 50 ml con un poco de la disolución de NaOH y colocar

en un soporte universal y sujetar con ayuda de una pinza doble para bureta.4) Con ayuda de un embudo de vidrio llenar la bureta con NaOH a una medida

perfectamente visible. Leer y anotar la lectura inicial de la bureta.5) Colocar el matraz Erlenmeyer debajo de la bureta y sin dejar de agitar, abrir

la llave de la bureta con un goteo constante y moderado. 6) Titular la primer concentación hasta alcanzar el primer tono rosado

permanente, es decir, cuando la reacción se ha completado y se alcanzó el punto de equivalencia. Conviene colocar una hoja de papel blanco debajo del matraz para apreciar el cambio de color.

7) Leer de nuevo la bureta y anotar la lectura final.8) Registrar el volumen de Hidróxido de sodio requerido para la titulación9) Titular las dos soluciones de biftalato de potasio restantes de la misma

forma, registrando los volúmenes.10)Calcular la normalidad de NaOH para cada titulación y promediar.

Resultados

Tabla 1 . Normalización de NaOH

Número de muestra

Gramos de Biftalato de potasio

Volumen de NaOH gastados (ml)

Concentración de NaOH( Normalidad N )

1° 0.5038 26.01 0.0945

2° 0.6163 32.9 0.0899

3° 1.033 58.3 0.0866

Promedio: 0.0903 N

Cálculo de la Normalidad

Conclusiones

La reacción entre el biftalato de potasio y el NaOH

C6H4(COOH)COOK + NaOH → C6H4(COONa)COOK + H2O

La estandarización o normalización de la disolución de NaOH requirió un mayor grado de exactitud en la determinación volumetrica, ya que un error afectaría la determinación de toda la concentración. Para ello obtuvimos el volumen exacto donde la reacción se encontró en su punto de equivalencia y con los datos que se obtuvieron pudimos calcular los equivalentes y la normalidad en cada una de las titulaciones, con el cual obtuvimos el valor real de la concentración del hidróxido de sodio 0.0903 N.

EXPERIMENTACIÓN 3. TITULACIÓN DE HCl

Problema de estudio

Determinar la concentración de una solución problema mediante el método de titulación por neutralización ácido-base.

Hipótesis

Mediante la neutralización de ácido clorhídrico con NaOH, podemos encontrar la concentración del ácido clorhídrico.

Procedimiento

1.- Ya que en la práctica anterior hicimos la disolución del NaOH y conocemos su concentración, de esta disolución le agregaremos 15ml a los tres matraces Erlenmeyer.

1. Etiquetaremos los matraces del 1 al 3.2. Se le agregaran 3 gotas de fenolftaleína a cada matraz ya etiquetado.3. Colocaremos el soporte universal y la pinza para bureta.4. Ajustaremos la bureta en las pinzas para bureta en donde nosotros

podamos ver la escala perfectamente y se pueda colocar el matraz Erlenmeyer.

5. Con ayuda de un embudo colocaremos el HCl en la bureta hasta donde podamos ver perfectamente la escala.

6. Colocaremos el matraz Erlenmeyer debajo de la bureta y sin dejar de agitar abrimos la llave de la bureta teniendo un goteo constante y moderado.

7. Debajo del matraz Erlenmeyer pondremos una hoja blanca, para poder visualizar el cambio de la disolución cuando ocurra este cerramos la bureta y anotamos el volumen gastado de HCl.

Resultados

Tabla 1.- Resultados experimentales del volumen gastado de HCl

Volumen que ocupamos de NaOH Volumen gastado de HCl

15 ml 25.9 ml15 ml 24.6 ml15 ml 20.4 ml

PROMEDIO: 25.7 ml

CONCENTRACION DEL HCl

Utilizaremos el principio de equivalencia para poder saber su concentración

(N1)(V1)=(N2)(V2)

N1 (0.0257L)=(0.0913N)(0.015L)

N1= (0.013N)(0.015L)/(0.0257L)

N1= 0.0532 N

Conclusiones

Se pudieron cumplir algunos de los objetivos planteados en el diseño experimental también se obtuvieron demasiados errores antes mencionados, aun con estos errores pudimos realizar la valoración de la concentración del ácido clorhídrico claro con ayuda de la concentración del NaOH que con anterioridad habíamos realizado. Ocupando el principio de equivalencia que ya mencionamos en la introducción se obtuvo los resultados que aparecen en esta práctica ósea la concentración del HCl.

EXPERIMENTACIÓN 4. TITULACION DE ACIDO ACETICO

Problema de estudio

Determinar la concentración de ácido acético (ácido débil) mediante el método de titulación por neutralización ácido-base, con Hidróxido de sodio (base fuerte).

Hipótesis

Mediante la neutralización de ácido acético con NaOH, podemos encontrar la concentración del ácido acético.

Procedimiento

1.- Agregar la disolución de NaOH en tres matraces Erlenmeyer, en cada uno poner 10 ml 2.- Etiquetar los matraces del No.1 al No. 3. 3.-Agregar 3 gotas de rojo de metilo a cada matraz ya etiquetado. 4.- Colocar el soporte universal y la pinza para bureta. 5.- Ajustar la bureta en las pinzas para bureta en donde nosotros podamos ver la escala perfectamente y se pueda colocar el matraz Erlenmeyer. 6.- Con ayuda de un embudo colocaremos el ácido acético en la bureta hasta donde podamos ver perfectamente la escala.

7.- Colocar el matraz Erlenmeyer debajo de la bureta y sin dejar de agitar abrimos la llave de la bureta teniendo un goteo constante y moderado. 8.- Debajo del matraz Erlenmeyer pondremos una hoja blanca, para poder visualizar el cambio de la disolución cuando ocurra este cerramos la bureta y anotamos el volumen gastado de ácido acético.

Resultados

Tabla 2.- Resultados experimentales del volumen gastado de Ácido acético

Volumen ocupado de NaOH Volumen gastado de Ácido acético.

10 ml 20.9 ml10 ml 20.9 ml10 ml 20.4 ml

PROMEDIO: 25.7 ml

Concentración del ácido acético

N1V1=N2V2

N1 (0.0207L)= (0.0913N)(0.01L)

(0.013N)(0.015L)

(0.0257L)

N1= 0.044 N

Conclusiones

Pudimos obtener la concentración del ácido clorhídrico, tuvimos errores en cuanto a que no dejamos los matraces del mismo color, los de color durazno (matraz 2 y 3) tuvieron volúmenes de 20.9 y 20.4, el No. 1 al llegar al volumen 20.9 quedo de color amarillo y por no utilizar un volumen más grande que no cuadrara en nuestros cálculos lo dejamos así, nosotros pensábamos que con solo tener volúmenes no tan distantes y un cambio de color está bien, pero la profesora nos comentó que lo importante era dejar todos del mismo color.

EXPERIMENTACIÓN 5. TITULACION DE UN PRODUCTO COMERCIAL

Problema de estudio

Determinar experimentalmente la acidez o basicidad de un producto comercial o natural, volumétricamente.

Hipótesis

Mediante la neutralización de nuestro producto comercial (sidra) con NaOH, podemos encontrar la concentración de la sidra.

N1 =

Procedimiento

1.- Colocar 30 ml de nuestro producto comercial en un vaso de precipitado, para ponerlo a hervir y liberar el CO2. 2.- Enumerar los matraces del No. 1 al No. 3 3.- Después de dejar enfriar un poco colocar 10 ml de sidra en cada uno de los matraces. 4.- Acomodar la bureta en el soporte universal y con ayuda de un embudo llenar con el NaOH, hasta donde podamos dar lectura correctamente. 5.- Abrir la llave de la bureta a un goteo constante y minimo, por lo mientras que se mueve circularmente el matraz que contiene la sidra, mantener asi hasta que ocurra un cambio de color. 6.- Anotar resultados.

Tabla 2.- Resultados experimentales del volumen gastado de Hidróxido de sodio

Volumen ocupado de sidra. Volumen gastado de Hidróxido de sodio

10 ml 8.4 ml10 ml 8.6 ml10 ml 8.3 ml

PROMEDIO: 8.4 ml

Concentración de la sidra

N1V1=N2V2

(0.0913N)(8.4x10-3 L)= N2 (0.01L)

(0.013N) (8.4x10-3 L)

(0.01L)N1 =

N2= 0.077 N

Conclusiones

BIBLIOGRAFIA

1. Daniel, W. W. 1991. Bioestadística. Editorial Limusa. México.

2. Day, R. A. y Underwood, A. L. 1989. Química Analítica Cuantitativa, 5ª Edición. Editorial Precentice-Hall Hispanoamericana, México.

3. Day, R. A. Jr., Underwood, A. L. 1989. Química Analítica Cuantitativa 5ª Ed., Prentice-Hall Hispanoamericana, México.

4. Harris, D. C. 1992 Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial Iberoamericana, México

5. http://laguna.fmedic.unam.mx/ ∼ Leonor

6. http://www.odonto.unam.mx/pdfs/bioquimica_experimentalparte3_defi.pdf

7. Douglas A. Skoog,  2015. Fundamentos de química analítica. 9a. ed. Editorial Editorial: Cengage Learning, España.