guã a de prã ctica quimica

Q u í m i c a

Alejandro Fukusaki Yoshizawa Elvito Villegas Silva Néstor Gomero Ostos

Lima – Perú

2015

G u í a P r á c t i c a d e Q u í m i c a

GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA

© Derechos Reservados 2012

© Área de Química

Segunda Edición

Primera reimpresión

Diseño, Diagramación e Impresión

Universidad Científica del Sur

Panamericana Sur Km. 19. Lima-Perú 610-6400

Tiraje 1500 ejemplares

IMPRESO EN PERÚ


MBA Rolando Vallejo Cortéz Presidente Ejecutivo Dr. José Amiel Pérez Rector Dra. Josefina Takahashi Vicerrectora Académica

Dra. María Pía Sirvent De Luca

Directora de Gestión Académica M Sc. Alejandro Fukusaki Coordinador de Cursos Básicos de Ciencias Q.F. Juan Salazar Sánchez Coordinador de Área Química Autor Dr. Elvito Villegas Silva

Reservados todos los derechos: ningún material de este manual puede ser reproducido sin autorización expresa por escrita

por los autores. La autorización será en hoja aparte y firmada y adosada a este material. Todo compromiso suscrito aparte,

no se refiere a este manual. Queda exento del compromiso, el fotocopiado interno en una cantidad no mayor de 100, solo

para uso con fines educativos y sin lucro


CONTENIDO

"Me lo contaron y lo olvidé, lo vi y lo entendí, lo hice

y lo aprendí"

Confucio

INDICE

Página

PROLOGO 1

Instrucciones Generales y medidas de Bioseguridad.

Práctica 1 . Identificación y manejo de materiales y equipos de Laboratorio 8

Práctica 2. Enlace Químico 19

Práctica 3. Reacciones químicas en disolución acuosa 28

Práctica 4. Preparación de Disoluciones 40

Práctica 5. Cinética y Equilibrio Químico 50

Práctica 6. Determinación de pH y pOH. Disoluciones amortiguadoras. 59

Práctica 7. Propiedades generales de los compuestos orgánicos. 75

Práctica 8. Propiedades químicas de los hidrocarburos. 86

Práctica 9. Propiedades químicas de alcoholes y fenoles. 96

Práctica 10. Propiedades químicas de aldehídos y cetonas. 106

Práctica 11. Propiedades químicas de los carbohidratos 114

Práctica 12. Propiedades químicas de aminoácidos y proteínas. 125


PROLOGO

La química es una ciencia activa y en continuo movimiento; tiene una importancia

fundamental para nuestro mundo, tanto en el ámbito de la naturaleza como de la

sociedad. Sus orígenes son muy antiguos, pero como se verá en este curso, es

también una ciencia moderna y en continua renovación.

La enseñanza de la Química equilibra el desarrollo teórico de sus conocimientos

con el trabajo experimental de Laboratorio como curso básico que se imparte a los

estudiantes de las diferentes Facultades de la Universidad Científica del Sur,

motivo por el cual la "GUIA DE LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL"

está orientada exclusivamente hacia el desarrollo de prácticas experimentales, con

la finalidad de que el alumno complemente conocimientos, genere habilidades y

destrezas en la manipulación de materiales, equipos e instrumental de Laboratorio,

incentivando así la adquisición de los hábitos del método científico - observando

los fenómenos que ocurren en los ensayos respectivos y tomando datos necesarios

para obtener resultados y conclusiones confiables.

A l t é r m i n o de c a d a p r á c t i c a s e p r o p o n e u n c u e s t i o n a r i o d e

p r e g u n t a s t e ó r i c a s y p r o b l e m a s v a r i a d o s , c o n e l o b j e t i v o d e

r e f o r z a r l o s c o n o c i m i e n t o s a d q u i r i d o s e n e l d e s a r r o l l o d e l a s

p r á c t i c a s d e L a b o r a t o r i o r e a l i z a d a s .

Los Autores

G u í a P r á c t i c a d e Q u í m i c a | 2

INSTRUCCIONES GENERALES y MEDIDAS de BIOSEGURIDAD

1. LABORATORIO DE QUÍMICA 1, 2, 3 y 4 UCSUR

El Laboratorio es un ambiente físico estratégico donde se desarrolla diferentes

experimentos, con la finalidad que el alumno complemente conocimientos,

genere habilidades y destrezas en la manipulación de materiales, equipos e

instrumental de laboratorio, incentivando así la adquisición de los hábitos del

método científico- observando los fenómenos que ocurren en los ensayos

respectivos y tomando datos necesarios para obtener resultados confiables.

2. INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO

Llegar puntual a las prácticas (tolerancia cinco minutos).

Leer con anticipación la Práctica a realizar.

Cada sesión de Laboratorio genera un Informe; el que será entregado en la

siguiente práctica en su respectivo horario. Es la única fecha y la entrega es

de carácter obligatorio. El informe se debe desarrollar de acuerdo a formato

que se encuentra en la Guía de Práctica.

La inasistencia injustificada a cualquier práctica impide al alumno la

presentación del informe correspondiente y por lo tanto tendrá la nota

mínima de cero.

El alumno con inasistencia justificada deberá recuperar la práctica durante

la misma semana para lo que recabará de su profesor de prácticas el

formato de autorización correspondiente.

3. MEDIDAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

DE LA HIGIENE PERSONAL

Queda prohibido fumar, comer y/o beber durante las prácticas en el

laboratorio. Así mismo el uso de celulares y otros equipos electrónicos.

Se debe lavar las manos al finalizar el trabajo de laboratorio y cada vez que

se sospecha que ha estado en contacto con algún material contaminado.


Al entrar en contacto la piel con ácidos o bases fuertes, lavarse

inmediatamente con abundante agua. Para el caso de ácidos aplicarse una

solución saturada de bicarbonato, para las bases utilice una solución al 5 %

de ácido acético (vinagre).

Para quemaduras leves el área afectada se debe aplicar inmediatamente una

crema de picrato de Butesín.

Mantener limpio el área de trabajo. Al derramar alguna sustancia limpiar

inmediatamente. Al final de la práctica dejar todo el material limpio y

ordenado.

DEL COMPORTAMIENTO DE LOS ALUMNOS DURANTE LAS

PRACTICAS

Está terminantemente prohibido ingresar al Laboratorio mochilas, carteras

o bolsos, teléfono celulares, animales domésticos, etc.

Una vez que el alumno haya ingresado al laboratorio no puede salir por

ningún motivo.

El trabajo con sustancias volátiles se debe realizar haciendo uso de la

campana extractora.

Para diluir ácidos, siempre se debe agregar los ácidos al agua, y no en

sentido contrario.

Cuidar como propio todo bien que encuentre o utilice en el laboratorio. El

alumno es responsable de los materiales asignados para el desarrollo de la

práctica, el deterioro implica su reposición obligatoria.

El manejo de materiales, reactivos y el desarrollo de los experimentos sólo

se realizan con autorización del profesor. Los experimentos no autorizados

están prohibidos.

Observar cuidadosamente que los frascos con reactivos estén etiquetados

indicando el contenido y la concentración respectiva, antes de ser usados.

Obtener las sustancias químicas de los frascos de reactivos, en un vaso de

precipitados o en un tubo de ensayos limpio, cuidando de no usar

cantidades mayores que las necesarias, está terminantemente prohibido

regresar sustancia alguna no utilizada al frasco original.

Al encender el mechero Bunsen, primero encender el fósforo y luego abrir

la llave de gas.

ELIMINACIÓN DE RESIDUOS

Los desechos sólidos, líquidos y las sales solubles, deben ser depositados en

los recipientes indicados por el profesor para su posterior tratamiento.


Todo desperdicio de papel o residuo sólido debe dirigirse al recipiente de

basura situados en ambas paredes laterales de cada Laboratorio

No se debe arrojar residuos sólidos al lavadero.

4. ELEMENTOS de PROTECCIÓN PERSONAL y de los EQUIPOS

MANDIL

Para cada sesión de prácticas el estudiante debe llevar un mandil

(guardapolvo), el cual es de carácter obligatorio. Cuando el experimento lo

amerite, los estudiantes usarán lentes de seguridad industrial tipo MERCK.

Los estudiantes vestirán sus mandiles antes de ingresar al Laboratorio y

dejarán de vestirlos a la finalización de las actividades correspondientes.

LENTES DE SEGURIDAD Y RESPIRADORES

Se debe usar lentes de seguridad cuando sea necesario proteger la cara de

salpicaduras y/o sustancias corrosivas. Igualmente se utilizará respiradores

cuando sea necesario. En ambos casos el estudiante tiene a su disposición

estos materiales y los solicitará al responsable del laboratorio.

En la parte lateral central del Laboratorio se encuentra la ducha española, la

que será usada para casos de salpicaduras o derrames en el cuerpo de la

víctima con sustancias ácidas, básicas o corrosivas. Así mismo a la entrada

parte izquierda se encuentra un kit lavador de ojos que se aplicará

directamente al ojo de la víctima en caso de salpicadura de alguna sustancia

dañina al ojo.

EXTINGUIDORES CONTRA INCENDIOS

El alumno debe conocer el uso y la ubicación de los extintores contra

incendios que en caso de emergencia se descolgará de la pared con

cuidado. El extintor, en la parte superior tiene una palanca circular que se

saca (se tira) para activar y se presiona la manija con la mano derecha y

con la mano izquierda se coge la manguera la cual se orientará hacia la

fuente de peligro.

En el caso de incendiarse la ropa de una persona, se deberá pedir ayuda

inmediatamente, se debe estirar en el piso y rodar sobre si mismo para

apagar las llamas. No se recomienda utilizar el extintor sobre el cuerpo o

rostro de una persona.


BOTIQUÍN DE PRIMEROS AUXILIOS

Existe botiquín identificado y de fácil acceso con elementos necesarios

para prestar primeros auxilios en el Laboratorio.

Será responsabilidad de todos los usuarios del Laboratorio conocer la

ubicación y el uso del botiquín y de los elementos de protección personal.

5. TOMA DE DATOS:

Manipular con habilidad, criterio y en forma adecuada los diferentes

materiales de laboratorio.

Desarrollar los experimentos en forma ordenada y con mucha

responsabilidad.

Observar con mucho cuidado los fenómenos que ocurren durante el

desarrollo de los experimentos.

Realizar las mediciones con precisión y efectuar las anotaciones

pertinentes, para obtener resultados satisfactorios disminuyendo el margen

de error. “un error mínimo al principio puede ser máximo al final”

(Aristóteles).

Todo alumno deberá contar con una calculadora personal que contenga

como mínimo funciones de potencia y logaritmo. No se permitirá usar

celulares como calculadora personal.

6. SISTEMA DE EVALUACION:

Evaluación Continua de laboratorio Número

de campos

Normal (%)

[Promedio de 10 pasos (Pasos cortos)(10%) + 10 10

Promedio de Informes (5%) + 12 5

Investigación en el laboratorio (5%)] 01 5

Primer examen parcial (cuarta semana) 10% 1 10

Examen final (séptima semana) 10% 1 10

Total Laboratorio

40

Los Exámenes Parcial y Final de laboratorio son de tipo práctico y tienden a

evaluar las actividades relacionadas con la ejecución de los experimentos, tales

como:

Identificar y manejar materiales y/o equipos de laboratorio.

Preparar soluciones ácidas, básicas, oxidantes o reductoras.

Titular o valorar soluciones. Calcular datos, analizar, graficar e inferir conclusiones.


7. CUADERNO DE ANOTACIONES Y EL CONTENIDO DEL

INFORME

Cada alumno debe tener un cuaderno para la toma de datos y la determinación

de los cálculos respectivos.

El cuaderno de anotaciones debe estar ordenado considerando la siguiente

secuencia:

Título de la práctica. Objetivo. Fundamento teórico. Datos experimentales.

Cálculos. Resultados. Observaciones importantes. Conclusiones.

El informe debe tener el siguiente contenido:

CARATULA.- Se presenta un formato de carátula en la página siguiente

TITULO.- Del experimento realizado

OBJETIVOS.-Indicar los objetivos de la práctica respectiva

FUNDAMENTO TEORICO. -Un resumen de información relacionada

acerca del título en textos, revistas, Internet, etc. Se adjuntan cuadros, gráficos,

diagramas, fotos, dibujos, etc.

MATERIAL y METODOS.- Comprende material diverso, reactivos y

procedimiento experimental.

CALCULOS Y RESULTADOS.- Desarrollar los cálculos matemáticos y

colocar los resultados en Cuadros

DISCUSION DE RESULTADOS.- Comparar los resultados obtenidos con

valores de fuentes de información (Libros, revistas especializadas, Internet,

etc).

CONCLUSIONES.- En base al objetivo planteado al inicio de la práctica y los

resultados obtenidos

RECOMENDACIONES.- Advertencias u observaciones importantes

FUENTES DE INFORMACION.- Autor. (Año de edición). Título del texto.

Editorial. Lugar de edición (Ciudad y País). Páginas consultadas.

ANEXO.- Solución del cuestionario de la práctica respectiva.


L I T E R A T U R A S U G E R I D A :

1. CHANG, Raymond (2010). Química. McGraw Hill. México DF. México

2. BROWN, T.L., LeMAY Jr. H.E., BURSTEN, B.E. y BURDGE, J.R.(2009). Química. La Ciencia Central. Pearson Educación. México DF.

México

3. BLOOMFIELD , Molly (2001). Química de los Organismos Vivos.

LIMUSA NORIEGA Editores. México DF. México.

4. ATKINS, Peter y JONES, Loretta (1998). Química. Moléculas. Materia y

cambio. Ediciones OMEGA S.A. Barcelona. España. 5. BLANCO, Antonio (2006). Química Biológica. Editorial El Ateneo. Buenos

Aires. Argentina.

6. HARRIS, D. (2007). Análisis Químico cuantitativo. Editorial REVERTE.

Barcelona. España.


UNIVERSIDAD CIENTIFICA DEL SUR

FACULTAD de :

LABORATORIO DE QUIMICA

CURSO: QUIMICA GENERAL

PROFESOR:

INFORME DE PRÁCTICAS

PRACTICA N°:

TITULO:

INTEGRANTES:

HORARIO de PRACTICAS

DIA :

HORA :

FECHA de REALIZACION de la PRÁCTICA:

FECHA de ENTREGA del INFORME:

LIMA - PERU


INTRODUCCIÓN

E l é x i t o d e l t r a b a j o e n e l l a b o r a t o r i o y l a s e g u r i d a d d e l

e s t u d i a n t e , d e p e n d e d e l u s o a d e c u a d o d e l o s r e a c t i v o s , m a t e r i a l e s

y e q u i p o s d i s p o n i b l e s p a r a r e a l i z a r l o s e x p e r i m e n t o s c o n l a

f i n a l i d a d d e p r o p o r c i o n a r l a s e v i d e n c i a s d e d e t e r m i n a d o s

f e n ó m e n o s , p e r m i t i e n d o u n a m e j o r c o m p r e n s i ó n d e l o s m i s m o s .

OBJETIVOS

1. Identificar y manejar materiales y equipos de Laboratorio de uso corriente en el

Laboratorio de Química.

2. Calcular el error experimental en la medición de volúmenes con materiales de

vidrio de uso corriente en el Laboratorio. 3. Manejo del mechero Bunsen.

4. Verificar el grado de peligrosidad de un reactivo mediante pictograma adjunto

FUNDAMENTO TEORICO

1. Sólidos amorfos

Los sólidos son más estables en forma cristalina. Sin embargo, sí un sólido se

forma rápidamente, por ejemplo, cuando un líquido se enfría muy rápido, sus

átomos o moléculas no tienen tiempo de alinearse por sí mismos y pueden quedar

fijos en posiciones distintas a las de un cristal ordenado. El sólido así formado se

llama amorfo. Los sólidos amorfos, como el vidrio, carecen de una distribución

tridimensional regular de átomos.

El vidrio es un producto de fusión de materiales inorgánicos óptimamente

transparente que se ha enfriado a un estado rígido sin cristalizar. En este caso, el

producto de fusión significa que el vidrio es una mezcla fundida de SiO2 , su

principal componente y otros compuestos como Na2O, B2O3 y ciertos óxidos de

metales de transición que le confieren color y otras propiedades.


Cuadro 1.1 Composición y propiedades de 3 tipos de vidrio

Nombre Composición Propiedades y usos Vidrio de cuarzo puro

100% SiO2 Expansión térmica baja, transparente en

un amplio margen de longitudes de onda. Usado en la investigación óptica

Vidrio Pyrex SiO2, 60-80%

B2O3, 10-25%

Al2O3, en mínima

cantidad

Expansión térmica baja; transparente a la

radiación e infrarroja pero no a la UV.

Utilizado principalmente en el

laboratorio y en utensilios para cocinar.

Vidrio de cal sodada

SiO2, 75%

Na2O, 15%

CaO, 10%

Es muy sensible a las sustancias químicas y a los choques térmicos.

Transmite la luz visible, pero absorbe la

radiación UV. Se emplea principalmente

en ventanas y botellas

Fuente: Chang (2010)

2. Mechero BUNSEN

Es un mechero de uso común en el laboratorio como fuente de calor. Funciona con

gas propano (C3H8) o gas natural, que al ser mezclado en proporciones adecuadas

con oxígeno (O2) del aire, combustiona generando energía calorífica y emitiendo

luz (flama).

TIPOS DE LLAMA

LUMINOSA.- Se produce cuando el oxígeno (O2) que ingresa al mechero a

través del aire es insuficiente, generando combustión incompleta. La combustión del propano produce pequeñas partículas de carbón (hollín) que se calientan a incandescencia, dando lugar a una llama de color amarilla.

NO LUMINOSA.- Se produce cuando el oxígeno (O2) que ingresa al mechero

a través del aire está en exceso, generando combustión completa. La combustión del propano no produce partículas sólidas, siendo el color de la llama azul, en la cual se distinguen tres zonas y 2 conos:

ZONAS Y CONOS

ZONA FRIA.- Formado por la mezcla de aire y propano sin quemar. Promedio

de 200ºC.


CONO INTERNO.- En la parte superior de este cono se encuentra la ZONA

REDUCTORA, donde se producen las reacciones iniciales formándose carbón (C)

y monóxido de carbono (CO) por efecto de la combustión incompleta. Promedio

900ºC

CONO EXTERNO.- La combustión es completa, la flama es menos luminosa

y la temperatura más elevada. El exceso del oxígeno del aire lo convierte en una

zona oxidante. Promedio 1300ºC. En el extremo superior de este cono se encuentra

la ZONA OXIDANTE, que es la zona de máxima temperatura y la que se

aprovecha en todos los experimentos que se requieren calor.

33.. SSuussttaanncciiaass qquuíímmiiccaass ppeelliiggrroossaass

LLaass ssuussttaanncciiaass qquuíímmiiccaass ssee ccllaassiiffiiccaann,, eenn ffuunncciióónn ddee ssuu ppeelliiggrroossiiddaadd,, eenn::

EExxpplloossiivvooss..

SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss qquuee ppuueeddeenn eexxpplloossiioonnaarr bbaajjoo eell eeffeeccttoo ddee uunnaa

llllaammaa..

CCoommbbuurreenntteess..

SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss qquuee,, eenn ccoonnttaaccttoo ccoonn oottrrooss,, ppaarrttiiccuullaarrmmeennttee ccoonn llooss

iinnffllaammaabblleess,, oorriiggiinnaann uunnaa rreeaacccciióónn ffuueerrtteemmeennttee eexxoottéérrmmiiccaa..

EExxttrreemmaaddaammeennttee iinnffllaammaabblleess..

SSuussttaanncciiaass yy pprroodduuccttooss qquuíímmiiccooss ccuuyyoo ppuunnttoo ddee iiggnniicciióónn sseeaa iinnffeerriioorr aa 00°°CC,,

yy ssuu ppuunnttoo ddee eebbuulllliicciióónn iinnffeerriioorr oo iigguuaall aa 3355°°CC..

FFáácciillmmeennttee iinnffllaammaabblleess..

SSee ddeeffiinneenn ccoommoo ttaalleess::

SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss qquuee,, aa llaa tteemmppeerraattuurraa aammbbiieennttee,, eenn eell aaiirree yy ssiinn

aappoorrttee ddee eenneerrggííaa,, ppuueeddaann ccaalleennttaarrssee ee iinncclluussoo iinnffllaammaarrssee..

SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss eenn eessttaaddoo llííqquuiiddoo ccoonn uunn ppuunnttoo ddee iiggnniicciióónn iigguuaall oo

ssuuppeerriioorr aa 00°°CC ee iinnffeerriioorr aa 2211°°CC..

SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss ssóólliiddooss qquuee ppuueeddaann iinnffllaammaarrssee ffáácciillmmeennttee ppoorr llaa

aacccciióónn bbrreevvee ddee uunnaa ffuueennttee ddee iiggnniicciióónn yy qquuee ccoonnttiinnúúeenn qquueemmáánnddoossee oo

ccoonnssuummiiéénnddoossee ddeessppuuééss ddeell aalleejjaammiieennttoo ddee llaa mmiissmmaa..

SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss ggaasseeoossooss qquuee sseeaann iinnffllaammaabblleess eenn eell aaiirree aa pprreessiióónn

nnoorrmmaall..


SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss qquuee,, eenn ccoonnttaaccttoo ccoonn eell aagguuaa yy eell aaiirree hhúúmmeeddoo,,

ddeesspprreennddaann ggaasseess iinnffllaammaabblleess eenn ccaannttiiddaaddeess ppeelliiggrroossaass..

IInnffllaammaabblleess..

SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss ccuuyyoo ppuunnttoo ddee iiggnniicciióónn sseeaa iigguuaall oo ssuuppeerriioorr aa 2211°°CC

ee iinnffeerriioorr aa 5555°°CC..

MMuuyy ttóóxxiiccooss..

SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss qquuee ppoorr iinnhhaallaacciióónn,, iinnggeessttiióónn oo ppeenneettrraacciióónn

ccuuttáánneeaa ppuueeddaann eennttrraaññaarr rriieessggooss ggrraavveess,, aagguuddooss oo ccrróónniiccooss,, ee iinncclluussoo llaa

mmuueerrttee..

NNoocciivvooss..


ccuuttáánneeaa ppuueeddaann eennttrraaññaarr rriieessggooss ddee ggrraavveeddaadd lliimmiittaaddaa..

CCoorrrroossiivvooss..

SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss qquuee eenn ccoonnttaaccttoo ccoonn llooss tteejjiiddooss vviivvooss ppuueeddaann

eejjeerrcceerr ssoobbrree eellllooss uunnaa aacccciióónn ddeessttrruuccttiivvaa..

IIrrrriittaanntteess..

SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss nnoo ccoorrrroossiivvooss qquuee ppoorr ccoonnttaaccttoo iinnmmeeddiiaattoo,,

pprroolloonnggaaddoo oo rreeppeettiiddoo ccoonn llaa ppiieell oo mmuuccoossaass ppuueeddeenn pprroovvooccaarr uunnaa rreeaacccciióónn

iinnffllaammaattoorriiaa..

PPeelliiggrroossooss ppaarraa eell mmeeddiioo aammbbiieennttee..

SSuussttaanncciiaass yy pprreeppaarraaddooss ccuuyyaa uuttiilliizzaacciióónn pprreesseennttee oo ppuueeddaa pprreesseennttaarr rriieessggooss

iinnmmeeddiiaattooss oo ddiiffeerriiddooss ppaarraa eell mmeeddiioo aammbbiieennttee..

CCaarrcciinnóóggeennooss..


ccuuttáánneeaa ppuueeddaann pprroodduucciirr ccáánncceerr oo aauummeennttoo ddee ssuu ffrreeccuueenncciiaa..


TTeerraattooggéénniiccooss..


ccuuttáánneeaa ppuueeddaann iinndduucciirr lleessiioonneess eenn eell ffeettoo dduurraannttee ssuu ddeessaarrrroolllloo

iinnttrraauutteerriinnoo..

MMuuttaaggéénniiccooss..


ccuuttáánneeaa ppuueeddaann pprroodduucciirr aalltteerraacciioonneess eenn eell mmaatteerriiaall ggeennééttiiccoo ddee llaass ccéélluullaass..

AAllgguunnaass ddee eessttaass ssuussttaanncciiaass ssee rreefflleejjaann eenn eell eettiiqquueettaaddoo ddee llooss pprroodduuccttooss qquuíímmiiccooss

mmeeddiiaannttee uunn ssíímmbboolloo oo ppiiccttooggrraammaa,, ddee mmaanneerraa qquuee ssee ccaappttee llaa aatteenncciióónn ddee llaa

ppeerrssoonnaa qquuee vvaa aa uuttiilliizzaarr llaa ssuussttaanncciiaa..


MATERIAL y METODOS

a) MATERIAL de VIDRIO y MATERIAL DIVERSO

Todo material de vidrio, de metal, de porcelana y equipos disponibles en el

Laboratorio de Química.

b) REACTIVOS

T o d o s l o s r e a c t i v o s s ó l i d o s y l í q u i d o s d i s p o n i b l e s e n l a s m e s a s

d e t r a b a j o d e l L a b o r a t o r i o d e Q u í m i c a .

c) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1. RECONOCIMIENTO de MATERIALES y EQUIPOS de LABORATORIO

Observar las figuras de materiales de vidrio, porcelana, plástico y material

diverso, y equipos que se presentan a continuación, con la finalidad de

identificarlos.

Identificar por comparación los materiales que se presentan en la práctica de

laboratorio.

Completar el Cuadro 2, 3 y 4, con los materiales y equipos que sen muestran en

las mesas de trabajo, los cuales son de uso corriente en los Laboratorios de

Química.

2. FUNCIONAMIENTO del MECHERO y CARACTERISTICAS de la Llama

Para encender el mechero, verificar que la llave reguladora de aire(collarín) del mechero esté cerrada.

Encender un fósforo y ubicarlo sobre la boquilla, abrir con cuidado la llave de

suministro de gas, controlar el flujo de gas necesario.

Girar el anillo regulador de aire(collarín) hasta obtener la combustión completa.

Para apagar el mechero, primero se debe cerrar la llave de gas que se encuentra en

la pared lateral. En seguida cerrar llave de suministro de gas del mechero en si.


Fig 1.1 Mechero Bunsen

3. MEDICION DE LIQUIDOS

Para la medición de líquidos se emplean diversos materiales de vidrio, de acuerdo a

la precisión que se quiere obtener. Los más usuales son: buretas, pipetas y probetas.

La graduación que se observa en los beakers, erlenmeyers, kitasatos, etc; son

meramente referenciales, ya que estos materiales no se usan para medir volúmenes.

3.1. SELECCIÓN DEL MATERIAL DE MEDICION

Para medir volúmenes mayores a 20 mL se usan las probetas graduadas. Para medir

volúmenes menores a 20 mL se usan pipetas graduadas y volumétricas. También se

usan buretas para medir líquidos en sistemas de titulación. Ensayar medida de

volúmenes con pipetas graduadas.

3.2. CALCULO del ERROR EXPERIMENTAL.

Medir de manera referencial100 mL de agua destilada en el erlenmeyer. Añadir

dicho contenido a probeta de 100 mL. Completar o quitar contenido en el caso que

falte o sobre volumen de agua. Finalmente añadir dicho volumen a la fiola de 100

mL. Agregar o quitar contenido de agua, usando una pipeta graduada de 1 mL, para

el caso que esté por encima o debajo de la línea de aforo. Completar el Cuadro 1.5.


Material Presentación Usos Beaker

Erlenmeyer

Fiola

Probeta

Pipeta graduada

Pipeta volumétrica

Micropipeta

Bureta

Kitasato

Pera de decantación

Desecadora

Tubo de ensayo

Tubo de centrífuga


Equipo Características/Presentación Usos Baño María

Equipo de destilación a presión atmosférica

Rotavapor (Evaporador rotatorio)

Estufa de aire forzado

Extractor Soxhlet

Plancha calentamiento +

agitador magnético

pH-metro o potenciómetro

Balanza analítica digital

Balanza de precisión

Conductímetro digital

Centrífuga refrigerada, control digital

Centrífuga mecánica


4. Reconocimiento de reactivos según peligrosidad

Observar los reactivos dispuestos sobre la mesa de trabajo y completar el Cuadro

1.6, de acuerdo a grado de peligrosidad.

CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS

CUADRO 1.2. Materiales de vidrio de uso corriente en Laboratorio

Material Presentación/

característica Usos

Gradilla

Trípode metal

Rejilla con centro cerámico

Soporte Universal

Mortero con pilón

Embudo Buchner

Cápsula de evaporación

Bombilla de succión

Pizeta p/agua destilada

CUADRO 1.3. Equipos de uso corriente en el Laboratorio de Química

CUADRO 1.4. Material diverso de uso común en Laboratorio.


CUADRO 1.5 Determinación del error experimental (%ERROR)

Material de vidrio Volumen Teórico

(mL) Volumen Observado

(mL) Error Experimental,

%

Erlenmeyer (250 mL)

Probeta(100 mL)

Fiola (100 mL)

Cuadro 1.6. Reactivos de uso común en el Laboratorio de Química

Reactivo Presentación Grado de peligrosidad CH3OH HNO3 NaOH NaCl NaHCO3 K2CrO4

CUESTIONARIO

1. Explicar en forma gráfica o escrita

a) Menisco. Tipos

b) Error de paralaje

c) Tipos de vidrio 2. Escribir las ecuaciones correspondientes a la combustión completa e

incompleta del gas propano (C3H8) y el gas de Camisea (CH4) .

3. Definir exactitud y precisión. ¿En qué se diferencian? Dar ejemplos.

4. Qué diferencias existen entre una hipótesis y una teoría? Dar un ejemplo de

cada una de ellas.


INTRODUCCIÓN

En la mayor parte de los materiales, los átomos están unidos con enlaces químicos.

Los enlaces químicos (o ligaduras químicas) son las fuerzas que mantienen unidos

a los átomos en las moléculas de los elementos, de compuestos y de metales. El

hecho de que una sustancia sea sólida, líquida o gaseosa depende principalmente

de sus enlaces químicos. Un material sólido puede ser duro y resistente, o suave y

de consistencia cerosa, según los tipos de enlaces que unen a sus átomos.

Se distinguen dos tipos de sustancias: iónicas y moleculares. Las sustancias

moleculares se forman por efecto del enlace covalente y las sustancias iónicas,

están conformadas por redes de iones, (cationes y aniones) que se atraen

electrostáticamente, predominando el enlace iónico.

OBJETIVOS 1. Diferenciar los compuestos iónicos de los compuestos covalentes.

2. Predecir la naturaleza polar o apolar de algunos compuestos covalentes.

FUNDAMENTO TEÓRICO

Enlace químico se refiere a las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los

átomos en los compuestos. Hay dos tipos principales de enlace:

1. ENLACE IONICO

El enlace iónico resulta de la interacción electrostática entre iones, que a menudo

resulta de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de

átomos a otro.

El enlace iónico es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en

grandes números para formar un sólido. Tal compuesto sólido se denomina un

sólido iónico.

Cuando la diferencia de electronegatividad, entre dos elementos es grande, es

probable que los elementos formen un compuesto por enlace iónico (transferencia

de electrones).

Los iones en un sólido iónico sólo pueden vibrar en torno a posiciones fijas, de

modo que los sólidos iónicos son malos conductores térmicos y eléctricos. Sin


embargo, los compuestos iónicos fundidos son excelentes conductores porqu e sus

iones se mueven libremente.

2. ENLACE COVALENTE o MOLECULAR

Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de

electrones. El enlace covalente ocurre cuando la diferencia de electronegatividades,

entre los elementos (átomos) es menor a 1.9, según la escala de

electronegatividades descrita por Linus Pauling.

En los compuestos predominantemente covalentes los enlaces entre átomos en una

molécula (enlaces intramoleculares) son relativamente fuertes, pero las fuerzas de

atracción entre moléculas (fuerzas intermoleculares) son relativamente débiles.

Como resultado, los compuestos covalentes tienen puntos de fusión y de ebullición

inferiores a los de los compuestos iónicos.


En el cuadro siguiente se indican las diferencias principales entre sustancias

moleculares y iónicas:

CUADRO 4.1. Diferencias entre sustancias moleculares (covalentes) y iónicas

SUSTANCIAS MOLECULARES

SUSTANCIAS IONICAS

1. Están conformadas por

moléculas y dichas moléculas

presentan sólo enlace covalente.

2. Son gases, líquidos o sólidos

con puntos de fusión bajos (por

lo general, menor de 300ºC).

3. La mayoría sufren descomposi-

ción por acción del calor

(termolábiles).

4. Algunos son solubles en

solventes polares (como el

agua) y otros son solubles en

solventes apolares (como el

benceno o hexano).

5. Sus soluciones acuosas

generalmente no conducen la

corriente eléctrica.

1. Están conformados por redes cristalinas de

cationes y aniones que se atraen

electrostáticamente(no forman moléculas).

2. Son sólidos con puntos de fusión altos (por lo

general mayor de 400ºC).

3. Difícilmente sufren descomposición térmica

a las mismas condiciones.

4. La mayoría son solubles en solventes polares

(como el agua) e insolubles en solvente

apolares (como el benceno o hexano).

5. Sus soluciones acuosas generalmente

conducen la corriente eléctrica.

MATERIAL y MÉTODOS

a) MATERIAL

Tubos de ensayo grandes

Pinzas para tubo de ensayo

Vasos de precipitados

Baguetas

Equipo de conductividad eléctrica


b) REACTIVOS

Agua destilada

Agua potable

Solución de cloruro de sodio (NaCl) al 5%

Solución de hidróxido de sodio (NaOH) al 5%

Solución de sulfato cúprico (CuSO4) al 5%

Solución de cloruro de magnesio (MgCl2) al 5%

Solución de sacarosa (C12 H22O11) al 5%

Solución de cloruro de calcio (CaCl2) al 5%

Solución de metanol (CH3OH) al 5%

Solución de etanol (C2H5OH) al 5%

Solución de acetona (CH3 – CO – CH3) al 5%

Acido acético (CH3COOH)

N-Hexano C6H14

2-Propanol (C3H7OH)

Tetracloruro de carbono (CCl4)

Ciclohexano (C6H12)

Parafina (C30H62)

Triglicérido (manteca).

Triglicérido (aceite vegetal)

Urea (NH2)2CO

Etanol absoluto

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

E X P E R I M E N T O 1 . P R O P I E D A D E S d e C O M P U E S T O S

I Ó N I C O S y M O L E C U L A R E S Disponer de 6 tubos de ensayo limpios y secos.

Añadir un poco de cloruro de sodio al primer tubo, sacarosa al segundo tubo y

grasa vegetal(manteca) al tercero.

Coger con una pinza cada tubo y someterlo a la llama del mechero Bunsen por

breves instantes, hasta observar la fusión de la sacarosa, y la parafina. Anotar

sus observaciones en el Cuadro 4.2.

Continuar el calentamiento por 5 minutos más. Observar la descomposición de

las sustancias y anotar en el Cuadro 4.2.

Añadir respectivamente al cuarto tubo una pizca de cloruro de sodio, al quinto

una pizca de sacarosa y al sexto un poco de grasa vegetal.

Agregar agua a cada tubo, agitar y observar la solubilidad de las sustancias.

Anotar en el Cuadro 4.2.


EXPERIMENTO 2. BUSCANDO el TIPO de ENLACE

Montar el sistema de conductividad eléctrica, siguiendo las indicaciones del

profesor.

Las muestras contenidas en cada beaker de 50 mL de capacidad poner en

contacto con los electrodos y observar si el foco se enciende.

Desconectar el equipo.

Después de cada prueba devolver la muestra al frasco respectivo.

Lavar los electrodos con agua destilada y secarlos cuidadosamente con papel

toalla.

Evaluar las muestras indicadas en el Cuadro 4.3 y completar dicho cuadro con

las observaciones realizadas.

EXPERIMENTO 3. PREDICCIÓN de la NATURALEZA POLAR o

APOLAR de COMPUESTOS COVALENTES

Disponer de un tubo de ensayo pequeño con 1 mL de agua destilada.

Agregar 1 mL de metanol (CH3OH). Agitar.

Si el metanol (CH3OH), se solubiliza, hacer la anotación en el cuadro 4.4.

Si no se solubiliza, tomar otro tubo de ensayo y probar la solubilidad del agua

agregando 1 mL de etanol (C2H5OH). Agitar, observar y anotar en el cuadro

4.4, y así sucesivamente.

Repetir el procedimiento anterior utilizando n-hexano con: metanol , acetona, cloroformo, C3H7OH, tetracloruro de carbono (CCl4), ciclohexano (C6H12),

ácido acético (CH3COOH); sacarosa (C12H22O11), Triglicérido (aceite vegetal),

etanol absoluto y urea (NH2)2CO.



CUADRO 4.2. Propiedades de los compuestos moleculares y iónicos

COMPUESTO

Punto de fusión

¿alto o bajo?

¿Sufre

descomposición

térmica ?

¿Se solubiliza en

agua?

Iónico

NaCl (s)

Molecular

C12H22O11 (s)

Molecular

Triglicérido

(manteca)

CUADRO 4.3. Tipo de enlace

SOLUCIONES

¿SE ENCIENDE

EL FOCO?

TIPO DE ENLACE IONES

COVALENTE IÓNICO CATIÓ

N

ANIÓN

Agua destilada

Agua de caño

NaCl(ac), 5%

NaOH(ac), 5%

CuSO4(ac), 5%

C12H22O11(ac), 5%


MgCl2(ac), 5%

CH3OH(ac), 5%

C2H5OH(ac), 5%

CH3COOH concent

CH3COOH(ac), 5%

CH3-CO-CH3(ac), 5%

CUADRO 4.4. Polaridad molecular

Compuesto molecular Miscible en: Tipo de molécula

Agua n-Hexano Polar Apolar

CH3OH (p.a.)

C2H5OH (p.a.)

CH3-CO-CH3 (p.a.)

CHCl3 p.a.

CH3COOH (p.a.)

C3H7OH (p.a.)

CCl4 (p.a.)

C6H12 (p.a.)

C12H22O11 (p.a.)

(NH2)2CO (p.a.)

Triglicérido(aceite vegetal)


CUESTIONARIO

1. Representar mediante la simbología de Lewis y la regla del octeto, 4

sustancias iónicas que determinó en la práctica.

2. Representar mediante la simbología de Lewis y la regla del octeto, 4

sustancias moleculares que determinó en la práctica. 3. ¿Por qué el NaOH acuoso conduce la corriente eléctrica y el CH3OH acuoso

no conduce la corriente eléctrica si ambos presentan el grupo hidroxilo (OH)1-

?.

4. Describa el funcionamiento de los hornos de microondas.

5. Explicar la naturaleza de la dinamita, el invento de Alfred Nobel.


INTRODUCCIÓN Una reacción química es una transformación química de reactantes en productos,

donde los átomos, moléculas o iones de una o más sustancias enlazadas de una

manera reaccionan y producen otros átomos, moléculas o iones pero ordenados de

otra manera formando nuevas sustancias con propiedades diferentes a las iniciales

(se cumple el principio de la conservación de los elementos, de la masa y la

energía).

En una reacción química ocurren atracciones de cargas positivas y negativas, se

transfieren electrones, se rompen enlaces y se forman nuevos, se comparten pares

electrónicos, etc., y en todo ello se absorbe y se libera energía. Algunos ejemplos

de reacciones químicas son:

La corrosión de los metales

La combustión de cualquier sustancia orgánica

La fotosíntesis.

La respiración celular

La precipitación de sales en los mares, océanos.

La neutralización de la acidez estomacal etc.

Con el objeto de comunicarse entre sí respecto de las reacciones químicas, los

químicos han desarrollado una forma estándar para representarlas, utilizando

ecuaciones químicas. Una ecuación química utiliza símbolos químicos para

mostrar que ocurre durante una reacción química

OBJETIVOS 1. Diferenciar reacciones químicas de precipitación, ácido-base, de óxido-

reducción y reacciones de formación de complejos.

2. Escribir y balancear ecuaciones iónicas y moleculares

FUNDAMENTO TEÓRICO

1. REACCION DE PRECIPITACION

La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en disolución acuosa

que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado (Chang,


2003). Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución. En las

reacciones de precipitación normalmente participan compuestos iónicos.

Dos ó mas iones en solución acuosa, por atracción electrostática, superan las

fuerzas de solvatación y puentes de hidrógeno de las moléculas de agua, se juntan y

forman moléculas o redes cristalinas insolubles en el medio acuoso y precipitan

formando una nueva fase, generalmente sólida que se separa del medio.

Ejemplos de ecuaciones iónicas netas de precipitación son:

Ag1+

(ac) + Cl1-

(ac) ==== AgCl(s)

Pb2+

(ac) + (CrO4)2-

(ac) ==== PbCrO4 (s)

Ca2+

(ac) + (CO3)2-

(ac) ==== CaCO3 (s)

2. REACCION ACIDO-BASE

A finales del Siglo XIX, el químico sueco Svante ARRHENIUS definió a los

ácidos como sustancias que se ionizan en agua para formar iones H+, y a las bases

como sustancias que se ionizan en agua para formar iones OH-, para clasificar a las

sustancias de las que se conocían bien sus propiedades en disolución acuosa. Las definiciones de Arrhenius de ácidos y bases son limitadas en el sentido de que

sólo se aplican a disoluciones acuosas. En 1932, el químico danés Johanes

BRONSTED propuso una definición más amplia de ácidos y bases que no requiere

que éstos estén en disolución acuosa. Un ácido de Bronsted es un donador de

protones, y una base de Bronsted es un aceptor de protones.

Según la teoría ácido-base de Bronsted y Lowry ; ácido se define como la

sustancia que APORTA o CEDE PROTONES (llamados también iones

hidrógenos, H+), y base se define como la sustancia que ACEPTA o RECIBE

PROTONES.


Todo ácido genera su base conjugada y toda base genera su ácido conjugado

respectivo en un equilibrio ácido-base.

Ejemplo:

NH3 + H2O ==== (NH4)1+

+ (OH)1-

base ácido ácido conj. base conj.

(CO3)2-

+ H2O ==== (HCO3)1-

+ (OH)1-

base ácido ácido conj. base conj.

3. REACCIONES DE OXIDO REDUCCION

Las reacciones de óxido reducción se caracterizan por presentar transferencia de

electrones:

La oxidación es un aumento algebraico del estado de oxidación y corresponde a la

pérdida, o aparente pérdida, de electrones.

La reducción es una disminución algebraica del estado de oxidación y corresponde

a la ganancia, o aparente ganancia, de electrones.

La capacidad de perder o ganar electrones que tiene una sustancia se mide por su

potencial de reducción (puede ser también por su potencial de oxidación).

Un agente oxidante (que oxida al otro reactivo) gana electrones y cambia su estado

de oxidación mientras que el otro reactivo, el agente reductor (que reduce al

oxidante) pierde electrones y también cambia su estado de oxidación.

Ejemplo:

Zn(s) + HCl(ac) ==== ZnCl2(ac) + H2

Las semirreacciones son:

Semirreacción de oxidación – corresponde al agente reductor


Zn ==== Zn2+

+ 2 e1-

Semirreacción de reducción – corresponde al agente oxidante

2 H

1+ + 2 e

1- ==== H2

El Zn

o se oxida a Zn

2+ y el (H)

1+ se reduce a H2

0 en medio ácido.

4. REACCIONES DE FORMACION DE COMPLEJOS La disponibilidad de pares de electrones libres en el átomo central de moléculas o

iones permiten generar enlaces covalentes coordinados con otras moléculas o iones,

formándose iones complejos que generalmente son solubles en agua. De acuerdo a

la teoría de los iones complejos, al receptor del par electrónico se le llama ión

central (que corresponde a un metal de transición) y al dador del par electrónico

que se le llama ligando (puede ser un ión o una molécula).

Un ión central (metal) y un ligando (ión o molécula) forman un ión complejo

mediante enlaces covalentes de coordinación.

Ejemplo:

Ag+

+ 2 NH3 → [Ag(NH3)2]+

Ión central Ligando Ión complejo

MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL

Tubos de ensayo

Gradillas


b) REACTIVOS

Solución de amoniaco concentrado, NH3, 6 M

Solución de amoniaco diluido, NH3, 0,5 M

Solución de ácido muriático diluido al 10%

Vinagre blanco comercial

Solución de cloruro de sodio, NaCl, 0,1 M

Solución de hidróxido de sodio, NaOH, 1 M

Solución de nitrato de plata, AgNO3, 0,1 M

Solución de cloruro de bario, BaCl2, 0,1 M

Solución de sulfato de sodio, Na2SO4, 0,1 M

Solución de nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2, 0,1 M

Solución de cromato de potasio, K2CrO4, 0,1 M

Solución de dicromato de potasio, K2Cr2O7, 0,1 M

Solución de ácido sulfúrico concentrado, H2SO4

Solución de ácido sulfúrico diluido, H2SO4, 0,25 M

Solución de sulfato ferroso, FeSO4, 0,5 M

Solución de permanganato de potasio, KMnO4, 0,1 M

Solución de peróxido de hidrógeno, H2O2, al 30%

Agua destilada, H2O

Indicador de fenolftaleina.

Solución de KSCN 0.1 M

Solución de CuSO4 0.1 M.


EXPERIMENTO 1. REACCIONES DE PRECIPITACION

Disponer de 4 tubos de ensayo pequeños y limpios.

En el primer tubo agregar 1 mL de NaCl 0,1 M y luego 2 ó 3 gotas de AgNO3

0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1.

En el segundo tubo agregar 1 mL de BaCl2 0,1 M y a continuación 1 mL de

Na2SO4 0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1.

En el tercer tubo echar 1 mL de FeCl3 0,1 M y luego 1mL de NaOH 0,1 M.

Agitar. Anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1.

En el cuarto tubo agregar 1 mL de Pb(NO3)2 0,1 M y a continuación 1 mL de

K2CrO4 0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1

EXPERIMENTO 2. REACCIONES ACIDO-BASE

Disponer de 2 tubos de ensayo grandes y limpios


En el primer tubo agregar 1 mL de vinagre blanco y 2 ó 3 gotas de indicador

fenolftaleina. Observar

Agregar al primer tubo 1 gota de NaOH 1 M. Agitar y observar que sucede. Si

no hay cambio aparente, seguir agregando solución de NaOH gota a gota

agitando después de cada gota agregada. La reacción de neutralización se

completa cuando el indicador cambia de coloración. Anotar sus observaciones

en el Cuadro 5.2.

En el segundo tubo agregar 1mL de ácido clorhídrico diluido y 2-3 gotas de

fenolftaleina. Al igual que en el caso anterior agregar gota a gota y con agitación permanente solución de NH4OH 0,5 M hasta que haya viraje del

indicador. Observar y anotar en el Cuadro 5.2.

EXPERIMENTO 3. REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION

Disponer de 2 tubos de ensayo pequeños y limpios

Al primer tubo agregar 1mL de K2Cr2O7 0,1 M, acidificar con 5 gotas de

H2SO4 concentrado y añadir 2 mL de FeSO4 0,5 M. Observar los cambios

producidos y completar el Cuadro 5.3.

En el segundo tubo agregar 1 mL de KMnO4 0,1 M, acidificar con 5 gotas de

H2SO4 concentrado y añadir gota a gota H2O2 al 30% hasta decoloración de la

solución. Observar los cambios producidos y anotar en el Cuadro 5.3.

EXPERIMENTO 4: REACCIONES de FORMACION de COMPEJOS

Disponer de 2 tubos de ensayo pequeños y limpios

Agregar al primer tubo 1 mL de FeCl3 0.1M y luego 3 gotas de KSCN 0.1M.

Agitar y anotar observaciones en el cuadro 5.4. En el segundo tubo agregar 1 mL de CuSO4 0.1M y luego 1 mL de NH3 6 M.

Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.4.



Completar y balancear las ecuaciones en cada uno de los siguientes Cuadros

CUADRO 5. 1. Reacciones de precipitación

REACCIONES

OBSERVA

CIONES

1

Ecuación general

NaCl(ac) + AgNO3(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac)

Ecuación iónica total

Ecuación iónica neta

Iones espectadores

2

Ecuación general BaCl2(ac) + Na2SO4(ac) BaSO4(s) + 2NaCl(ac)



Iones espectadores

3

Ecuación general

FeCl3(ac) +NaOH(ac) Fe(OH)3(s) + 3NaCl(ac)




Iones espectadores

4

Ecuación general

Pb(NO3)2(ac)+ K2CrO4(ac) PbCrO4(s) +

KNO3(ac)



Iones espectadores

CUADRO 5.2. REACCIONES ACIDO BASE

REACCIONES

OBSERVA

CIONES

1

Ecuación general

CH3COOH(ac) +NaOH CH3COONa(ac) + H2O(l)



Iones espectadores


2

Ecuación general

HCl(ac) + NH4OH(ac) NH4Cl(ac) + H2O(l)



Iones espectadores

3

Ecuación general Mg(OH)2(ac) + HCl(ac) MgCl2(ac) + H2O(l)



Iones espectadores

CUADRO 5.3.- REACCIONES DE ÓXIDO – REDUCCIÓN

REACCIONES

OBSERVACIONES

1

K2Cr2O7(ac)+H2SO4(ac)+FeSO4(ac)

Fe2(SO4)3(ac)+Cr2(SO4)3(ac)+K2SO4(ac)+ H2O(l)


Oxidación : Fe

2+ Fe

3+ + 1e

-

Reducción : Cr2O72-

+ 14H+

+ 6e-

2Cr3+

+ 7H2O

Agente Oxidante: .................... Agente Reductor: .................................

2

KMnO4(ac) + H2SO4(ac) + H2O2(ac) MnSO4(ac) + O2(g) +

K2SO4(ac) + H2O(l)

Oxidación : .....................................................................................

Reducción :

..............................................................................................

Agente Oxidante : ...................

Agente Reductor:..................................


REACCIONES

OBSERVACION

Ecuación general

FeCl3(ac) +KSCN(ac) K3[Fe(SCN)6](ac) + KCl(ac)

Rojo sangre

(Harris, 2007)


Ecuación iónica neta Fe3+

+ SCN-

→ (FeSCN)2+

Iones espectadores

Ecuación general

CuSO4(ac) + NH3 (ac) [Cu(NH3)4]SO4(ac)



Iones espectadores

CUADRO 5.4. REACCIONES DE FORMACION DE COMPLEJOS

ES

1

2


CUESTIONARIO

1. Balancear en medio ácido las siguientes ecuaciones, indicando las

semirreacciones de óxido-reducción. Así mismo, indicar el agente oxidante y el

agente reductor.

a) (Cr2O7)

2- (ac) +I

1- (ac) ==== Cr

3+(ac) + (IO3 )

1- (ac)

b) I2 (s) + (OCl)1-

(ac) (IO3 )1-

(ac) + Cl1-

(ac)

2. ¿Cuál es la reacción química por la cual el bicarbonato de sodio actúa como

antiácido de la acidez estomacal y qué tipo de reacción es?

3. Una foto muestra la reacción entre una disolución de Cd(NO3)2 y una de Na2S.

Determine la identidad del precipitado. Qué iones permanecen en disolución? Escriba la ecuación iónica neta de la reacción.

4. Determinar el número de oxidación del elemento indicado en cada una de las siguientes sustancias siguientes: a) S en SO3; b) C en COCl2 ; c) Mn en

MnO41-

; d) Br en HBrO; e) As en As4 ; f) O en K2O2


INTRODUCCIÓN

La mayor parte de los materiales con los que interactuamos en la vida cotidiana son

mezclas de sustancias puras. Muchas de esas mezclas son homogéneas; es decir,

sus componentes están entremezclados de manera uniforme en el nivel molecular.

Las mezclas homogéneas se denominan soluciones. Las soluciones pueden ser

gases, líquidos o sólidos. Muchos procesos químicos y biológicos ocurren en

soluciones, especialmente acuosas.

Una solución consta de un solvente o disolvente y uno, o más, solutos cuyas

proporciones pueden variar; la cantidad de soluto determina la concentración de la

solución.

OBJETIVOS

1. Preparar y formular soluciones de diferentes concentraciones.

2. Valorar soluciones preparadas en base de patrones de referencia.

FUNDAMENTO TEORICO

SOLUBILIDAD

La cantidad de soluto necesaria para formar una solución saturada en una cantidad

dada de solvente se conoce como solubilidad de ese soluto. Por ejemplo, la

solubilidad del NaCl en agua a 0°C es de 35,7 g por 100 mL de agua. Esta es la

cantidad máxima de NaCl que se puede disolver en agua para dar una solución

estable, en equilibrio, a esa temperatura.

La concentración de una solución es la cantidad de soluto disuelta en una

determinada cantidad de solvente o de solución. Una solución diluida sólo contiene

baja concentración de soluto. Una solución concentrada contiene una alta

concentración de soluto. Una solución que está en equilibrio con un soluto no

disuelto a determinada temperatura se describe como saturada.

En el caso de algunas sustancias es posible preparar una solución que contenga más

soluto que una solución saturada. A esto se llama solución sobresaturada. Las

soluciones sobresaturadas no son estables. El soluto precipita de la solución

sobresaturada – el sólido que se separa de una solución se llama precipitado


FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD

El grado en que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza tanto del

soluto como del disolvente, y también de la temperatura y, al menos en el caso de

los gases, la presión.

1. INTERACCIONES: SOLUTO – DISOLVENTE. Las sustancias con

fuerzas de atracción intermoleculares similares suelen ser mutuamente solubles.

Esta generalización suele expresarse simplemente como “lo similar disuelve a lo

similar”. Las sustancias no polares son solubles en disolventes no polares; los

solutos iónicos y polares son solubles en disolventes polares. Los sólidos de red

como el diamante y el cuarzo son insolubles en disolventes tanto polares como no

polares a causa de las intensas fuerzas de enlace dentro del sólido.

2. EFECTOS DE TEMPERATURA. La solubilidad de la mayor parte de los solutos sólidos en agua se incrementa al aumentar la temperatura de la solución. Sin embargo, hay unas cuantas excepciones a esta regla, como es el caso del Ce2(SO4)3, Na2SO4, etc. A diferencia de los solutos sólidos, la solubilidad de los

gases en agua disminuye al aumentar la temperatura. Si calentamos un vaso de agua fría, se observarán burbujas de aire en el interior del vaso. De forma similar, las bebidas carbonatadas pierden CO2 si se les permite calentarse; al aumentar la

temperatura de la solución, la solubilidad del CO2 disminuye y el CO2(g) escapa de

la solución. La menor solubilidad del O2 en agua al aumentar la temperatura es uno

de los efectos de la contaminación térmica de lagos y ríos. El efecto es particularmente grave en los lagos profundos porque el agua caliente es menos densa que el agua fría, y por ello tiende a permanecer sobre el agua fría, en la

superficie. Esta situación impide la disolución de oxígeno en las capas más profundas y afecta la respiración de todos los organismos acuáticos que necesitan oxígeno. Los peces pueden asfixiarse y morir en estas circunstancias.

3. EFECTOS DE PRESION. La solubilidad de un gas en cualquier

disolvente aumenta al incrementarse la presión del gas sobre el disolvente. En

cambio, las solubilidades de los sólidos y líquidos no acusan un efecto apreciable

de la presión.

La ley de Henry se aplica a los gases que no reaccionan con el disolvente en el que

se disuelven (o, en algunos casos, gases que reaccionan incompletamente). Se

define normalmente de la manera siguiente:

Ley de Henry .- A temperatura constante, la solubilidad de un gas es directamente

proporcional a la presión del gas sobre la solución. La ecuación es:

Cg = k . Pg


Donde Cg es la concentración del gas disuelto (por lo regular expresada como

molaridad), Pg es la presión parcial del gas sobre la solución y, k es una constante

de proporcionalidad llamada constante de la ley de Henry, diferente para cada par

soluto-disolvente.

La constante también varía con la temperatura. Por ejemplo, la solubilidad de N2

gaseoso en agua a 25°C y o,78 atm de presión es de 5,3 x 10-4

M. Entonces, la

constante de la ley de Henry para el N2 en agua está dado por (5,3 x 10-

4moles/L)(0,78 atm) = 6,8 x 10

-4 moles/L-atm. Si se duplica la presión parcial del

N2, la ley de Henry predice que la solubilidad en agua también se duplicará a 1,06 x

10-3

M.

UNIDADES DE CONCENTRACION

P O R C E N T A J E ( % ) y P A R T E S p o r M I L L Ó N ( p p m ) .

% SOLUTO (p/p) Wsoluto (g)

Wsolución (g)

x 100

Wsoluto (g)

MOLARIDAD (M) Y NORMALIDAD (N)

M soluto Vsolución (L)

m

" PM" V

N # eq - gsoluto

Vsolución (L)

m

" PM" V


TRANSFORMACIÓN DE UNIDADES

L a c o n c e n t r a c i ó n d e u n a s o l u c i ó n s e p u e d e e x p r e s a r d e d i v e r s a s

m a n e r a s . C o n o c i e n d o u n a u n i d a d d e c o n c e n t r a c i ó n s e p u e d e

c o n o c e r c u á l e s l a c o n c e n t r a c i ó n e n o t r a u n i d a d . P o r e j e m p l o s i

c o n o c e m o s l a m o l a r i d a d d e ( M ) d e u n a s o l u c i ó n p o d e m o s c o n o c e r

l a c o n c e n t r a c i ó n e n n o r m a l i d a d ( N ) u s a n d o l a s i g u i e n t e r e l a c i ó n :

N M x

D o n d e : Ø = F a c t o r d e C o r r e c c i ó n

P a r a u n á c i d o Ø = n ú m e r o d e H +

P a r a u n a b a s e Ø = n ú m e r o d e O H -

Si conocemos la pureza o el porcentaje en peso (% W) p/p de una solución, la

densidad de la misma y el peso fórmula (PM) del soluto, podemos calcular la

concentración molar (M) de la solución usando la siguiente relación:

M %Wsoluto (p/p) x densidad solución x 100

" PM "soluto

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS

Una solución se puede preparar de diversas maneras:

a) A partir de la disolución del soluto puro.

b) A partir de la disolución de otra solución concentrada del mismo soluto.

c) Por mezcla de dos o más soluciones del mismo soluto

Para el caso (a),usar las fórmulas de Molaridad y Normalidad según el interés.


Para el caso (b), usar la siguiente relación, denominada comúnmente como la

ecuación de Dilución:

Volumen 1 x Concentración 1 Volumen 2 x Concentración 2

donde:

Volumen 2 Volumen 1 Volumen del solvente agregado

Para el caso (c),cuando se mezclan 2 soluciones y se obtienen una tercera, se

cumple:

Volumen 1 x Concentración 1 Volumen 2 x Concentración 2 Volumen 3 x Concentración 3

MATERIAL y MÉTODOS

a) MATERIAL

Mechero de Bunsen.

Trípode con malla de asbesto

Gradilla

Tubos de ensayo

Pipetas graduadas de 10 y 25 mL

Vasos de precipitado de 50 mL


Fiolas de 100 mL

Piceta de agua destilada

b) REACTIVOS

Ácido clorhídrico, HCl, (concentrado).

Hidróxido de sodio, NaOH, (granular).

Cloruro de sodio, NaCl, (sólido).

Biftalato de potasio, C8H5O4K, (cristales desecados).

Fenolftaleína

Agua destilada


EXPERIMENTO 1. PREPARACION de una SOLUCION SATURADA de

NaCl

Pesar un erlenmeyer de 250 mL y agregar 100 g de agua.

Disolver el NaCl hasta obtener una solución saturada, a temperatura de trabajo.

Calentar la solución para observar la influencia de la temperatura en la solubilidad.

Completar los datos en el Cuadro 7.1.

EXPERIMENTO 2. PREPARAR 100 mL DE SOLUCION NaOH 2 N

Calcular la cantidad de NaOH (sólido) requerido.

Pesar la cantidad requerida de NaOH (s), seguir indicaciones del Profesor.

Disolver el NaOH en un vaso de precipitados con agua destilada

Enrasar en una fiola de 100 mL la solución de NaOH, homogenizar la mezcla.


EXPERIMENTO 3.- PREPARAR 100 mL DE SOLUCION NaOH 0,2 N

A partir de NaOH 2 N (solución concentrada), calcular el volumen requerido para

preparar la solución diluida de NaOH 0,2 N.

Con ayuda de una pipeta volumétrica agregar a una fiola el volumen requerido,

adicionar agua destilada hasta el enrase y homogenizar la mezcla.

EXPERIMENTO 4. VALORACION DE LA SOLUCION NaOH ± 0,2 N CON

BIFTALATO DE POTASIO

Pesar aproximadamente entre 0.100 y 0.200g de biftalato de potasio (PF =

204,22g/mol) y agregarlos a un erlenmeyer de 250 mL, disolver la sal con 30 mL

de agua destilada medida en probeta y adicionar 2 gotas de fenolftaleína. Agitar

Llenar la bureta de 25 mL con la solución de NaOH 0.2 N, enrasando a cero.

Colocar debajo de la bureta, el erlenmeyer con la solución de biftalato y dejar caer

lentamente la solución de NaOH de la bureta, agitar permanentemente con un

movimiento rotatorio.

Cuando aparecen los primeros indicios de coloración rosada agregar gota a gota.

El punto final se alcanza cuando una gota de NaOH proporcione a la solución un

color rosa pálido que se mantiene unos 15 segundos.

Anotar el volumen gastado de NaOH.

Repetir esta valoración 3 veces.

Calcular la concentración de la solución de NaOH en base a los datos obtenidos.

Escribir la ecuación química de neutralización en el Informe.

EXPERIMENTO 5. Preparación de 100 mL de una SOLUCION HCl 0,2 N a

partir de HCl Concentrado


Los datos del HCl concentrado son: densidad 1,36 g/mL, pureza 36 % (p/p).

Calcular el volumen requerido.

Medir un volumen del HCl conc.,con ayuda de una pipeta graduada y una bombilla

de succión.

Agregar sobre agua destilada contenida en una fiola de 100 mL, enrasar la fiola con

agua y homogenizar la solución.

CUADRO DE y RESULTADOS

CUADRO 7.1. Solución saturada de NaCl

MATERIAL

TEMPERATURA, ºC Peso (g) Error

experimental, %

Erlenmeyer + AGUA

N a C l a ñ a d i d o ( s i n

c a l e n t a m i e n t o ) , g

N a C l a ñ a d i d o ( c o n

c a l e n t a m i e n t o ) , g

CUADRO 7.2. Solución concentrada de NaOH

NaOH(s) SOLUCION de NaOH [NaOH]

Peso (g) xxxxxxxxxxxxxx

Volumen (mL) xxxxxxxx


CUADRO 7.3.- Solución diluida de NaOH

NaOH Concentrada NaOH Diluida

Volumen (mL)

NORMALIDAD

CUADRO 7.4. Valoración de la Solución diluida de NaOH

Biftalato de potasio

[NaOH]

Error

experimental,

%

Volumen Gastado (mL) XXXXXXXXXX XXXXXXX

Peso (g) XXXXXX XXXXXXX

NORMALIDAD XXXXXXXXXX

CUESTIONARIO

1. Definir: Soluto, Solvente, Solubilidad, Solución diluida, Solución

concentrada, Solución saturada, Solución sobre saturada, solución coloidal

e hidrato

2. ¿Qué es solvatación?. Dar ejemplos.

3. ¿Cuáles son los sistemas buffer o amortiguadores en el organismo

humano? 4. ¿Qué volumen de HCl 5N y de HCl 2.5N deben mezclarse para obtener 4 L

de una disolución 3.0 N? 5. ¿Qué es la osmosis inversa y para qué se usa?


INTRODUCCIÓN Para predecir si una reacción ocurrirá o no, es necesario saber si se lleva a cabo a

una velocidad conveniente y también hasta qué grado se transforman los reactivos

en productos durante el equilibrio.

Los estudios sobre velocidades de reacción constituyen una fuente importante de

información sobre los mecanismos de reacción. El mecanismo de reacción es una

descripción detallada a nivel molecular de cómo se verifica una reacción; la

ecuación de una reacción simplemente identifica los reactivos y productos . Los

mecanismos de reacción son teorías que explican observaciones experimentales.

Aunque las observaciones posteriores comprueben que son equivocadas, serán de

gran utilidad para organizar la gran cantidad de información sobre las reacciones

químicas.

La mayor parte de las reacciones químicas que se han observado en el Laboratorio

parecen completarse en su totalidad, es decir los reactivos se consumen

completamente al formar los productos. No se aprecia que los productos se

transformen otra vez en reactivos; pareciera más bien como si la reacción fuera en

un solo sentido. El Equilibrio químico es una situación de equilibrio dinámico; es

decir, las especies químicas individuales reaccionan en forma continua, pero la

concentración de los reactivos y productos en el equilibrio no cambia, es constante

en el tiempo.

OBJETIVOS: 1. Evaluar la velocidad de reacción en función de la concentración y la

temperatura.

2. Demostrar el Principio de Le Chatelier en un Sistema químico en equilibrio.

FUNDAMENTO TEORICO

CINÉTICA QUÍMICA

La cinética química es el área de la química que tiene relación con la rapidez, o

velocidad, con que ocurre una reacción. La rapidez de reacción es el cambio en la

concentración de un reactivo o un producto con respecto al tiempo.

En un nivel práctico, el conocimiento de la rapidez de la reacción es muy útil en el

diseño de fármacos, en el control de la contaminación y en el procesamiento de


alimentos. Con frecuencia los químicos ponen más énfasis en el aceleramiento de

la rapidez de una reacción que en mejorar su rendimiento.

Se sabe que cualquier reacción puede representarse por la ecuación general:

Reactante Productos

Esta ecuación expresa que durante el transcurso de un reacción los reactivos se

consumen mientras se forman los productos. Como resultado, se puede seguir el

progreso de una reacción al medir, ya sea la disminución en la concentración de los

reactivos, o el aumento en la concentración de los productos.

Para la siguiente reacción hipotética:

A B

Expresando la rapidez de reacción en términos del cambio en la concentración

respecto al tiempo, se puede expresar la velocidad de la siguiente manera:

A Rapidez

t

B o rapidez

t

Donde A y B son los cambios en la concentración en un determinado

periodo t. Debido a que la concentración de A disminuye durante el intervalo de

tiempo, A es una cantidad negativa. La rapidez de reacción es una cantidad

positiva, de modo que es necesario un signo menos en la expresión de velocidad

para que la velocidad sea positiva. Por otra parte, la rapidez de formación del

producto no requiere de un signo menos porque B es una cantidad positiva (la

concentración de B aumenta con el tiempo). Estas rapideces son rapideces

promedio porque representan el promedio en cierto periodo t.

En los Sistema Homogéneos (cuando la reacción se efectúa en una sola fase) la

rapidez de una reacción química es afectada por las variables: concentración de los

reactantes, estado de división de los mismos, naturaleza de las sustancias,

temperatura, catalizadores, energía de activación y presión en los gases


2

EQUILIBRIO QUIMICO

El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e

inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen

constantes. El equilibrio químico es un proceso dinámico.

En el equilibrio químico participan distintas sustancias como reactivos y

productos. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina

equilibrio físico debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos.

Ejemplo, la evaporación de agua en un recipiente cerrado a una temperatura

determinada.

El estudio del equilibrio físico proporciona información útil, como la presión de

vapor de equilibrio. Sin embargo, es de gran importancia los procesos de equilibrio

químico, como las reacciones reversibles que ocurren entre el dióxido de nitrógeno

y el tetróxido de dinitrógeno:

N2O4(g) 2 NO2(g)

La constante de equilibrio (K) es la expresión matemática de la ley de acción de

masas, la cual establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una

temperatura constante, una relación determinada de concentración de reactivos y

productos tiene un valor constante K ( la constante de equilibrio).

Para la reacción en equilibrio, N2O4(g) 2 NO2(g) a 25ºC, el

valor de K es:

K NO 2

N 2O4

4,63 x 10- 3

Existe una regla general que ayuda a predecir la dirección en la que se desplazará

una reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión,

volumen o temperatura. Esta regla, conocida como Principio de Le Chatelier,

establece que: Si se aplica una tensión externa a un sistema en equilibrio, el

sistema se ajusta de tal manera que se cancela parcialmente dicha tensión. El

término “Tensión” significa un cambio de concentración, presión, volumen o

temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema. El principio de Le

Chatelier se utiliza para valorar los efectos de tales cambios.


MATERIAL y MÉTODOS

a) MATERIAL

Tubos de ensayo

Bagueta de vidrio

Vasos de precipitado

Termómetro

Cronómetro

Plancha eléctrica

Pipetas de 5, 10 y 20 mL

Gradilla p/tubos.

b) REACTIVOS:

Solución de HCl 1M, HCl 2M y Concentrado

Solución de almidón

Solución de Na2 SO3 0,05 M, acidificado con H2SO4

Solución de KIO3 0,100 M

Solución de K2CrO4 0,1 M

Solución de K2Cr2O7 0,1 M

Solución de NaOH 1 M

Solución de Ba(NO3)2 0,1 M

Solución de H2SO4 0,1 M

Etanol absoluto



CINETICA QUIMICA

EXPERIMENTO 1. VELOCIDAD DE REACCION DEL ION YODATO

(IO3)1-

Disponer de 5 vasos de 100 mL de capacidad cada uno, numerados desde 1 al 5.

Agregar 10 mL de solución de KIO3 y 5 mL de solución de almidón, en cada uno

de los 5 vasos numerados.

Agregar 25 mL de Na2SO3 acidificado al vaso 1 y en ese instante poner en marcha

el cronómetro. Agitar rápidamente el sistema utilizando una bagueta limpia.

Detener la marcha del cronómetro en el instante en que aparece el cambio de color

en la solución del vaso respectivo

Anotar el tiempo de reacción en el Cuadro 10.1 y también la temperatura de

reacción; que será la misma para los 4 vasos restantes.

Repetir el procedimiento anterior agregando 25 mL de Na2SO3 al vaso 2, 3 y 4

respectivamente.

La ecuación que permite medir la velocidad de reacción del ion yodato es:

H2SO4

KIO3 + 3Na2SO3 KI + 3Na2SO4

KIO3 + 5KI + 3H2SO4 3 I2 + 3K2SO4 + 3H2O

I2 + Almidón (complejo de color azul intenso)

EXPERIMENTO 2. EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA

VELOCIDAD DE REACCION DEL ION YODATO

(IO3)1-

Disponer de 2 tubos de ensayo grandes y de un cronómetro

Tubo 1, agregar 5 mL de KIO3 y llevarlo a un baño de 30ºC. Agregar 2.5 mL de

almidón.


Sacar la muestra del baño maría e inmediatamente agregar 5 mL del Na2SO3 a

30°C, poner en marcha el cronómetro, agitar la mezcla previamente.

Detener la marcha del cronómetro en el instante en que aparece el cambio de color

en la solución contenida en el tubo de ensayo.

Tubo 2, repetir el experimento a 40ºC y completar el cuadro 10.2.

EQUILIBRIO QUIMICO

EXPERIMENTO 3. EQUILIBRIO ION CROMATO-DICROMATO

Colocar 1 mL de solución de K2CrO4 0.1M y 1 mL de solución de K2Cr2O7 0.1M

en dos tubos de ensayo separados. Anotar el color de cada solución.

Añadir gota a gota, alternativamente a cada solución, NaOH 1M, hasta que se

observe cambio de color en uno de los tubos. Anotar los colores observados y

guardar las soluciones.

Repetir el procedimiento indicado, pero en vez de NaOH agregar gota a gota HCl

1M alternativamente a cada tubo de ensayo hasta obervar cambio de color en

uno de ellos. Anotar los colores observados y guardar las soluciones.

Añadir gota a gota NaOH 1M, a los tubos que se adicionó HCl 1M. Observar y

anotar los cambios de color.

Añadir gota a gota HCl 1M, a los tubos que se adicionó NaOH 1M. Observar y

anotar los cambios de color. Anotar los resultados en el cuadro 10.3

EXPERIMENTO 4. EQUILIBRIO DEL CROMATO DE BARIO SOLIDO

Colocar 10 gotas de K2CrO4 0,1M en un tubo de ensayo 1, limpio. Añadir 2 gotas

de NaOH 1M y solución de Ba(NO3)2 0.1M gota a gota hasta observar algún

cambio. Anotar el resultado y guardar la solución.

Colocar 10 gotas de K2Cr2O7 0,1M en un tubo de ensayo 2, limpio. Añadir 2 gotas

de HCl 1M y 10 gotas de Ba(NO3)2 0.1M. Anotar el resultado y guardar la

solución.

Añadir HCl 1M gota a gota a la solución del tubo de ensayo 1 hasta observar algún

cambio. Anotar todas las observaciones.


Añadir NaOH 0.1M gota a gota a la solución del tubo de ensayo 2 hasta observar

algún cambio. Anotar las observaciones en el cuadro 10.4

La ecuación de equilibrio del cromato de bario sólido es:

BaCrO4(s) Ba2+

(ac) + (CrO4)2-

(ac)


CUADRO 10.1. Influencia de la concentración del KIO3 sobre la velocidad de

reacción

Item

Concentración molar al inicio de

la reacción Temperatura

ambiente (°C) Tiempo de

reacción (s) ln KIO3

KIO3 Na2SO3

1 0,100 0,050

2 0,080 0,050

3 0,070 0,050

4 0,060 0,050

5 0,050 0,050

CUADRO 10.2. Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción del

yodato (IO3)1-

TEMPERATURA

(°C) CONCENTRACION MOLAR AL

INICIO DE LA REACCION TIEMPO DE REACCION

(s)

KIO3 Na2SO3

T1 0,100 0,050

T2 0,100 0,050

T3 0,100 0,050


CUADRO 10.3. Equilibrio del ion Cromato -dicromato

CrO4

2- Cr2O72-

H+

OH-

CUADRO 10.4. EQUILIBRIO del CROMATO de BARIO

Tensión CrO42- Cr2O7

2-

OH-

Ba2+

XXXXXXXXXXXXXXXXXXXX

H+

Ba2+

XXXXXXXXXXXXXXXXXXXX

H+ XXXXXXXXXXXXXXXXXXXX

OH- XXXXXXXXXXXXXXXXXXXX

CUESTIONARIO

1. ¿Cuál es el significado del orden de una reacción?

2. Defina catálisis enzimática y dar un ejemplo.

3. Graficar ln KIO3 frente al tiempo de reacción y calcular la constante de

rapidez.

4. Definir y graficar la temperatura frente al tiempo de reacción.

5. Explicar por qué los habitantes de las zonas andinas tienen niveles altos de

hemoglobina en la sangre respecto a los pobladores de la zona urbana de

Lima. 6. ¿Qué es la fentoquímica y dónde se aplica?


INTRODUCCIÓN El pH es una expresión usada para indicar la concentración de iones hidrógeno

(H+). Es especialmente útil para expresar cuantitativamente la acidez o alcalinidad

(basicidad) en los sistemas biológicos.

La acidez o basicidad se expresa en una escala en que la neutralidad es pH 7. Los

valores de pH por debajo de 7 son ácidos y los mayores a 7 son alcalinos o básicos.

Es importante recordar que el pH es una función logarítmica, un cambio en una

unidad de pH representa 10 veces el cambio en la concentración de hidrogeniones o

iones hidrógeno.

OBJETIVOS 1. Utilizar el pH de una solución para calcular la concentración de iones hidrógeno

y iones hidroxilo.

2. Aplicar los valores de pH en el cálculo de las constantes de ionización de ácidos

y bases débiles.

FUNDAMENTO TEORICO

Dado que las concentraciones de los iones H+

y OH-

con frecuencia son números

muy pequeños y, por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Soren Sorensen

propuso, en 1909, una medida más práctica denominada pH. El pH de una solución

se define como el logarítmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en

mol/L):

pH - log H 3O log 1

H 3O

Así, a una concentración de ion hidrógeno de 1 x 10-1

le corresponde un pH de 1 y

a una concentración de ion hidrógeno de 1 x 10-13

un pH de 13. Estos números que

van de 0 o 1 hasta quizá 13 o 14, se grafican con comodidad en las curvas de

titulación.


Curvas de Titulación

Al examinar una reacción para determinar si se puede utilizar para una titulación,

es instructivo construir una curva de titulación . Para las titulaciones ácido-base,

una curva de titulación consiste en graficar el pH (o el pOH) contra los mililitros de

titulante (gasto). Estas curvas son muy útiles para juzgar la factibilidad de una

titulación y para seleccionar el indicador adecuado.

Para la Titulación ácido fuerte-base fuerte en solución acuosa, los ácidos y las

bases fuertes se encuentran totalmente disociados. Por lo tanto, el pH a lo largo de

la titulación se puede calcular directamente de las cantidades estequiométricas de

ácido y base que van reaccionando. En el punto de equivalencia el pH está

determinado por el grado de disociación del agua; 25ºC el pH del agua pura es de

7.00 (Agua neutra).

En el Laboratorio, el pH de una disolución se mide con un potenciómetro en forma

exacta o con papel indicador universal de manera aproximada.

Cuadro 11.1. Indicadores ácido-base y rango de acción

INDICADOR

ACIDO-BASE

COLOR INTERVALO DE pH

En medio ácido En medio básico

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4,2 – 6,3

Azul de bromotimol Amarillo Azul 6,0 – 7,6

Fenolftaleína Incoloro Rosa intenso 8,3 – 10,0

MATERIAL y MÉTODOS

a) MATERIAL

Potenciómetro o pH-metro de Laboratorio

Agitador magnético

Gradilla


Tubos de ensayo

Pipetas graduadas de 10 y 25 mL

Vasos de precipitado de 50 mL y 100mL

Pizeta.

Matraz erlenmeyer de 250 mL

Bureta de 25 mL

Mortero y pilón

Cuchillo y espátula

Colador de plástico

Tabla de picar verduras

Licuadora OSTER de 3 velocidades

b ) REACTIVOS

Acido clorhídrico, HCl, 1M

Hidróxido de sodio, NaOH, 1M

Buffer fosfáto

Buffer Acetato

Agua potable

Zumo de fresa.

Zumo de uva.

Zumo de tomate.

Zumo de camu camu

Pulpa de cocona roja


Zumo de naranja.

Zumo de limón.

Muestra de una bebida carbonatada (coca cola)

Leche de magnesia

Sal de Andrews

Fenolftaleína

Rojo de metilo

Azul de bromotimol

Agua destilada

Tiras de papel indicador universal y escala para comparación.


EXPERIMENTO 1. DETERMINACION del pH de DIFERENTES

MUESTRAS

Preparar las muestras de acuerdo a las indicaciones del profesor y completar el

Cuadro 11.2

Medir el pH con el potenciómetro y con las tiras del papel indicador universal y

completar el Cuadro 11.2.

EXPERIMENTO 2. VIRAJE DE INDICADORES DENTRO de un RANGO

de pH CONOCIDO.

Disponer de tubos de ensayo y numerarlos.

Agregar a cada tubo 2 mL de solución ácidas y básicas, según indica el profesor.


Adicionar 1 gota de indicador: rojo de metilo al tubo azúl de bromotimol y

fenolftaleína, tal como lo indica el profesor.

Observar los cambios de color, y anotar los resultados en el cuadro 11.3.

EXPERIMENTO 3. VALORACION de la SOLUCION de HCl 0,1M con

SOLUCION de NaOH 0,1M

Tomar 5 mL del ácido HCl 0,1M (medido con pipeta volumétrica) en un

Erlenmeyer de 250 mL , agregar 50 mL de agua destilada medido en probeta y 2-3

gotas de cada indicadore (rojo de metilo, azul de bromotimol y fenolftaleina).

Enrasar la bureta con el NaOH 0,1M.

Introducir el electrodo en la solución y acoplar la bureta de tal manera que no

choque con el electrodo.

Adecuar un sistema de agitación para homogenizar la solución (agitador magnético

o agitador manual) después de cada adición de valorante.

Primero medir el pH de la solución de HCl y anotar el valor en el Cuadro 11.4,

luego añadir 1 mL de NaOH homogenizar la solución y medir el pH, continuar

añadiendo de mL en mL el NaOH hasta que la variación de pH tener en cuenta que

cuando se alcance el rango de pH comprendido entre 4,2 y 6,2 se produce el viraje

del indicador rojo de metilo, cunado el rango de pH este comprendido entre 6 y 7,6

se produce el viraje del indicador azul de bromotimol y a pH comprendido entre 8

y 9,6 se produce el viraje dei indicador de fenolftaleina.

Agregar volúmenes pequeños de NaOH gota a gota cuando la variación del pH es

mínimo.


CUADRO de DATOS y RESULTADOS

Cuadro 11.2 DETERMINACION DEL pH DE DIFERENTES MUESTRAS

MUESTRA pH con papel Indicador Universal

pH CON PH-METRO [H1+] [OH1-]

Buffer acetato 0,1 M

Buffer acetato 0,025 M

Coca Cola

Pepsi Cola

Agua destilada

Agua potable

Zumo de camu-camu

Zumo de fresa

Zumo de uva

Zumo de tomate

Zumo de naranja

Zumo de limón

Pulpa de cocona roja

Sal de Andrews

Vinagre

HCl 1N


HCl 0.1N

Lejía

Leche de magnesia

NaOH 1N

NaOH 0,1 N

Cuadro 11.3.Indicadores ACIDO-BASE en muestras

Muestra Indicador

Rojo de metilo Azul de bromotimol Fenolftaleína


Cuadro 11.4. Valoración potenciométrica del HCl y punto de equivalencia

pH

pH

2 pH

VNaOH (mL)

VNaOH

( VNaOH)2

0 1 1

1 1 1

2 1 1

3 0,5 0,25

3,5

4.0

4.5

5

6

7


CUESTIONARIO

1. ¿Qué es un indicador ácido-base, dar un ejemplo, mencionando el cambio de

color correspondiente al pH respectivo..

2. Graficar en papel milimetrado o en excell for Windows, pH vs V NaOH en

mL y determinar el punto de equivalencia.

3. Graficar en papel milimetrado o en excell for Windows, ( pH / V) vs V

NaOH en mL y determinar el punto de equivalencia.

4. Graficar en papel milimetrado ( 2pH / V

2) vs V NaOH en mL y determinar el

punto de equivalencia.

5. Explicar cómo se logra el mantenimiento del pH de la sangre humana. Qué buffers intervienen?


INTRODUCCIÓN

Los amortiguadores conocidos como tampones o buffers son soluciones que se

caracterizan por impedir cambios bruscos de pH; dichos cambios se deben a la

adición de iones hidrógeno (ácidos) o por adición de iones hidróxido (bases). Las

soluciones amortiguadoras están formadas por un ácido o una base débil y su sal

conjugada. Todos los ácidos débiles en presencia de sus bases conjugadas

constituyen soluciones amortiguadoras y son sumamente importantes en la zona

próxima a la neutralidad que es donde se desarrollan la mayoría de las funciones de

las células vivas.

OBJETIVOS

1. Preparar soluciones amortiguadoras determinando el valor del pH experimental.

2. Comprobar experimentalmente la eficiencia de una solución amortiguadora

frente a los cambios de pH por adición de ácidos o bases.

FUNDAMENTO TEÓRICO

El poder amortiguador de los cambios de pH en un determinado sistema es una

expresión simple de reacciones fundamentales reversibles que se establecen en el

equilibrio y que se basan en la teoría ácido-base. Nuestro organismo cuenta con un

sistema amortiguador intracelular y un sistema amortiguador extracelular:

1.- El sistema amortiguador dentro de las células es el fosfato, está formado

por el par de iones, (H2PO4)1−

y (HP04)2−

. Se observa que el (H2PO4)1−

es

el ácido conjugado del (HP04)2−

, por lo tanto, el (H2PO4)1−

es la especie

química de este par que tiene mayor capacidad de neutralizar la base.

Cualquier adición de (OH)1−

la neutraliza el (H2PO4)1−

evitando que el pH

se incremente,


(H2PO4)1−

(ac) + (OH)1−

(ac) ====> (HP04)2−

(ac) + H2O

El receptor de protón o base en el fosfato es la base conjugada del

(H2PO4)1−

, el ion (HP04)2−

. Este puede neutralizar (H)1+

y de este modo

evitar que el pH disminuya.

(HP04)

2−(ac) + (H)

1+(ac) ====> (H2PO4)

1− (ac)

2.- El sistema amortiguador extracelular es el carbonato, está formado por el

par conjugado, H2CO3 y (HCO3)1−

, el ácido carbónico y el ion bicarbonato.

En realidad, el ácido carbónico en la sangre está casi enteramente en la

forma de CO2(ac). Pero cualquier demanda de H2CO3(ac) la satisface casi

instantáneamente la capacidad de la anhidrasa carbónica para desplazar el

equilibrio; dicha enzima cataliza las reacciones directa e inversa en el

siguiente equilibrio:

CO2(ac) + H2O <====> H2CO3(ac)

El ácido carbónico del amortiguador carbonato de la sangre neutraliza el

(OH)1−

, y así evita el incremento del pH. Si se tuviera algún problema

metabólico o respiratorio tendiente a aumentar el nivel de (OH)1−

de la

sangre, el H2CO3 neutralizaría el (OH)1−

y así evitaría la alcalosis.

H2CO3(ac) + (OH)

1−(ac) ====> (HCO3)

1−(ac) + H2O

El ion bicarbonato es la base del sistema amortiguador carbonato en la

sangre. Si en una situación metabólica o respiratoria particular, aumenta el

nivel de iones (H)1+

en la sangre, los (H)1+

son neutralizados por el

(HCO3)1−

y se evita la acidosis:


(HCO3)1−

(ac) + (H)1+

(ac) ====> H2CO3(ac)

3.- Ecuación de Henderson-Hasselbach

La ecuación de Henderson-Hasselbach, ha sido derivada de la Ley de

acción de masas de Gulberg y Waage, del concepto de constante de

equilibrio y de la ionización de ácidos y bases débiles. Se utiliza para

calcular el pH teórico de una mezcla de ácidos débiles y sus sales.

Para el siguiente sistema en equilibrio:

HA(ac) <====> (H)1+

(ac) + A1−

(ac) ; donde HA = ácido débil , B-

= base

conjugada

Calculando Ka para el ácido débil, HA:

H1 A 1

Ka HA

Despejando la concentración de iones hidrógeno se tiene:

H1 HA Ka A1-

Aplicando logaritmo y multiplicando por (-1), se obtiene:

log H1

- log Ka - log

HA

A1-

Reemplazando:

A1

pH = pKa + log HA

Expresión conocida como ecuación de Henderson-Hasselbach, para un

ácido débil.


MATERIAL y MÉTODOS

a) MATERIAL

Tubos de ensayo

Gradilla

Fiola

Pipetas de 5 y 10 mL

Vaso de precipitado de 50 mL

Frascos de vidrio de 50 mL

Papel indicador: Azul, amarillo y rojo

pH-metro

b) REACTIVOS

Indicadores (fenolftaleina, azul de timol, azul de bromofenol, rojo de metilo,

azul de bromotimol).

HCl 0,1 M y 0,01 M

NaOH 0,1 M y 0,01 M

CH3COOH 0,1 M

NH4OH 0,1 M

NH4Cl 0,1 M

Acido acético glacial

Acetato de sodio (en cristales)

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO 1.- Fuerza relativa de Acidos y baes

Determinar el valor del pH teórico según la fuerza de los ácidos y bases.

Tomar 10 mL de cada solución y determinar el pH experimental utilizando el

pH-metro.

Calcular el error experimental, % y completar el Cuadro 12.1.

EXPERIMENTO 2.- INFLUENCIA DEL pH EN LA SOLUBILIDAD DE

SUSTANCIAS ORGÁNICAS – SOLUBILIDAD DEL

BENZOATO DE SODIO

En un vaso de precipitados de 100 mL de capacidad disolver 100 mg de

benzoato de sodio con 10 mL de agua destilada, inmediatamente medir su pH,


luego adicionar 5 gotas de HCl concentrado agitar y observar. Medir nuevamente el

pH de la solución final.

EXPERIMENTO 3.- NATURALEZA AMORTIGUADORA de la

ALBÚMINA

Preparar 4 tubos de prueba con los siguientes reactivos:

Tubo 1.- 1 gota de HCl 0,1 M + 1 gota de anaranjado de metilo + 2 mL de H20

Tubo 2.- 1 gota de HCl 0,1 M + 1 gota de anaranjado de metilo + 2 mL de H20

Tubo 3.- 1 gota de NaOH 0,1 M + 1 gota de fenolftaleina + 2 mL de H20

Tubo 4.- 1 gota de NaOH 0,1 M + 1 gota de fenolftaleina + 2 mL de H20.

Medir El pH a los 4 tubos de ensayo

A los tubos 1 y 3 agregar 3 mL de solución de albúmina, agitar y observar.

A los tubos 2 y 4 agregar 3 mL de H2O, agitar y observar.

Medir nuevamente el pH y anotar los resultados en el cuadro 12.2

EXPERIMENTO 4.- PREPARACION DE UN BUFFER ACETATO 0,1 M

A partir del ácido acético glacial (PF = 60.05g/mol y 99.8% pureza), preparar

100 mL de CH3COOH 0,2M.

A partir del acetato de sodio, preparar 100 mL de solución 0,2M.

Mezclar ambas soluciones y medir el pH experimental.

Sabiendo que el pKa del ácido acético es 4.74, calcular el pH teórico

aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbach.

Diluir el buffer 0.1 M al décimo hasta obtener un buffer 0,01 M.

Colocar en un beaker de 100 mL, aproximadamente 20 mL del buffer 0,1M, en otro beaker 20 mL del buffer 01 M y en un tercer beaker 20 mL de H2O

destilada. Añadir a cada beaker 10 gotas de HCl 0,1M y medir el pH.

Colocar en otros tres beakers de 100 mL los dos buffers y el H2O destilada

respectivamente. Añadir 10 gotas de NaOH 0.1 M y medir el pH.

Completar el cuadro 12.3.



Cuadro 12.1. pH teórico y experimental de soluciones

SOLUCIÓN Ka/Kb pH -

Teórico

pH -

Experimental

Error, %

HCl 0,01 M ---

NaOH 0.01M ---

CH3COOH 0,1 M Ka

NH4OH 0,1 M Kb

NH4Cl 0,1 M Ka

Cuadro 12.2 Naturaleza amortiguadora de la albúmina

Sustancia Tubo de ensayo

1 2 3 4

HCl 0.1M

NaOH 0.1M

H2O destil.

Anaranjado metilo

Fenolftaleina

Albúmina

pH

OBSERVACIONES


Cuadro 12.3. Preparación del buffer acetato 0.1 M

Soluciones pH Observaciones

HCl 0.1M NaOH 0.1M

Tampón acetato 0.1M

Tampón acetato

0.01M

H2O

CUESTIONARIO

1.- ¿Cuál es el tipo de amortiguador predominante en el sistema intracelular?.

2.- ¿Cuál es el sistema amortiguador que utiliza la sangre para mantener el pH en

7,35 aproximadamente?.

3.- ¿Cuál es el pH de un ácido débil: ácido acético 0,01 M (Ka = 1,8 x 10−5

)?.

4.- ¿Cuál es el pH de una base débil 0,01 M (Kb = 2,3 x 10−5

)?.


Cuadro Cationes y aniones comunes

Cationes Aniones

Nombre Fórmula Nombre Fórmula

Aluminio Al3+

Bromuro Br-

Amonio NH4+

Carbonato CO32-

Bario Ba2+

Bicarbonato HCO3-

Berilio Be2+

Cianuro CN-

Cadmio Cd2+

Clorato ClO3-

Calcio Ca2+

Clorito ClO4-

Cesio Cs+

Cloruro Cll-

Cinc Zn2+

Cromato CrO42-

Cobalto (II) Co2+

Dicromato Cr2O72-

Cobre (I) Cu+

Fosfato PO43-

Cobre (II) Cu2+

Fosfato ácido HPO42-

Cromo (III) Cr3+

Fosfato diácido H2PO4-

Escandio (II) Sc2+

Fluoruro F-

Estaño (II) Sn2+

Hidróxido OH-

Estroncio Sr2+

Hidruro H-

Galio (III) Ga3+

Hipoclorito ClO-

Hierro (II) Fe2+

Nitrato NO3-

Hierro (III) Fe3+

Nitrito NO2-

Lantano (III) La3+

Nitruro N3-

Litio Li+

Óxido O2-

Magnesio Mg2+

Perclorato ClO4-

Manganeso (II) Mn2+

Permanganato MnO4-

Mercurio (I) Hg22+

Peróxido O22-

Níquel (II) Ni2+

Sulfato SO42-

Osmio (II) Os2+

Bisulfato HSO4-

Plata Ag+

Sulfito SO32-

Plomo (II) Pb2+

Sulfuro S2-

Potasio K+

Tiocianato SCN-

Sodio Na+

Yoduro I-


INTRODUCCIÓN

La química orgánica es la ciencia que estudia las estructuras, nomenclaturas,

reacciones y propiedades de los compuestos del carbono. Inicialmente se pensaba

que los compuestos orgánicos deberían proceder de los organismos de plantas y

animales y se creyó que los sistemas vivos poseían una fuerza especial que actuaba

sobre el proceso de la producción de compuestos orgánicos, es decir de una fuente

vital, hasta que en 1828, el Químico alemán Friedrich Whöler demostró que esa

teoría era falsa, al sintetizar la urea a partir del cianato de amonio.

NH4CNO NH2CONH2

Cianato de amonio Urea

Asimismo, Whöler (1862) preparó el acetileno a partir del carburo de calcio

CaC2 + H2O C2H2 + Ca(OH)2

Carburo de calcio Acetileno

Las características de los compuestos no iónicos están determinadas por su

polaridad. Existe una regla empírica que compuestos similares en polaridad se

disuelven en solventes de las mismas características. El propano es soluble en

solventes no polares como el tetracloruro de carbono. Y el tetracloruro de carbono

no es miscible en agua (polar).

Una cantidad apreciable de compuestos orgánicos son insolubles en agua, y en

menor número son solubles en solventes polares, como el agua y para que suceda

esto deben tener grupos polares como OH, C=O, COOH, etc. y de cadena

carbonada corta de carbono. En cambio un mayor porcentaje de compuestos

inorgánicos son solubles en agua.

Otra de las características que diferencian un compuesto orgánicos de los

inorgánicos, es en el tipo de enlace, en los compuestos orgánicos predominan los

enlaces covalentes. Es por ello que la gran mayoría de las soluciones acuosas de los

compuestos orgánicos son pobres conductores de la electricidad, en cambio las

soluciones de los compuestos orgánicos son pobres conductores de la electricidad:

una solución acuosa de alcohol etílico, el compuesto orgánico se encuentra

disociado en un bajo porcentaje. La ecuación es reversible.


La mayoría de las reacciones con compuestos orgánicos son lentas y necesitan de

catalizadores; en los compuestos inorgánicos, en su gran mayoría, son más rápidas

y fáciles de cuantificar.

1. Análisis elemental orgánico Identificación de carbono e hidrógeno

En una muestra pura, frecuentemente, es necesario determinar los elementos

presentes en el compuesto. En forma cualitativa, se realiza calentando el compuesto

para ver si se carboniza o arde con llama de diferentes coloraciones. Es decir, es

suficiente calentar el compuesto orgánico, para ello se coloca unos miligramos de

compuestos en una cápsula o crisol limpio sobre una llama de un mechero. Y se

realiza la observación. Aquí existen dos posibilidades, una que deje un residuo

negro (presencia de carbono).

Combustión completa:

(*)

C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O Combustión incompleta (deficiencia en oxígeno)

C3H8 + 3,5 O2 3 CO + 4 H2O

C3H8 + 2 O2 3 C + 4 H2O y la otra que, si es una sustancia orgánica volátil o inorgánica, no dejan residuos. y

por lo tanto es necesario agregarle un compuesto que ayude a la combustión para

que se produzca el CO2.

Para este último caso, es necesario realizar una prueba confirmatoria y para ello se

coloca en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de muestra y se le adiciona

óxido cúprico. En la boca de salida del tubo se le conecta un tubo de vidrio cuya

salida se sumerge en una solución de hidróxido de bario. Si la muestra es orgánica,

libera dióxido de carbono, éste reaccionará con el hidróxido de bario formando

carbonato de bario, que en un medio acuosa se notara una turbidez por su baja

solubilidad del carbonato en agua.

La aparición de gotas agua en el interior del tubo de ensayo indicará la presencia

de hidrógeno en el compuesto.


En una combustión completa: Esta combustión hace que libere CO2 que se combinará con el hidróxido de bario

para dar carbonato de bario.

Muestra orgánica + CuO CO2 + Cu

CO2 + Ba(OH)2 BaCO3 + H2O

Es necesario anotar, que si la combustión no es completa libera CO y carbón.

PARTE EXPERIMENTAL

A. Reconocimiento de la presencia de carbono e hidrógeno

1. Prueba preliminar de la presencia de carbono En una cápsula o crisol de porcelana se coloca una pequeña cantidad de una pastilla

de aspirina o ácido acetil salicílico o antalgina u otro compuesto orgánico,

previamente molida en un mortero, y se somete al calor del mechero. Después de

unos minutos de calentamiento, observe y llene el cuadro correspondiente.

Nota: en esta prueba preliminar no se agrega el CuO (color negro) que se

confundiría con la presencia de carbono.

Cápsula

Figura.1.1. Prueba preliminar


2. Prueba definitiva

Colocar en un tubo de ensayo seco, pequeña cantidad ( 0.5 g ) de la muestra y

añada 0,5 g de óxido de cobre (II) en polvo muy fino.

Coloque en la boca del tubo de ensayo un tapón con un tubo de desprendimiento,

cuya salida va sumergida en una solución de hidróxido de bario. Someterlo a la

acción de la llama de un mechero.

Si después de unos minutos la solución de hidróxido de bario (transparente), se

enturbia o existe la formación de un precipitado de color blanco nos indicará la

presencia de carbonato, que indirectamente nos indicará que el compuesto orgánico

tiene carbono.

Asimismo, si observa la presencia de gotas de líquido en la parte superior fría del

tubo, indicará la presencia de hidrógeno en la muestra.

Nota: La presencia de un residuo negro, en esta prueba confirmatoria, no indica

la presencia de carbono, debido a que el óxido de cobre añadido es de ese color.

CO2 Tubo con solución de

hidróxido bario

muestra

Figura.1.2 Equipo de

combustión para la

prueba definitiva del

compuesto orgánico

BaCO3

CO2 + Ba(OH)2


B. COMBUSTIÓN

Coloque 15 gotas de muestra (indicada por el profesor) en una cápsula y llevar a

ignición, con un fósforo. No utilice mechero. Reporte los resultados: color de la

llama y residuo.

Figura .1. 3 Combustión de un

compuesto orgánico

C. SOLUBILIDAD O MISCIBILIDAD

Miscibilidad en Agua

Coloque 10 a 15 gotas (1mL) de muestra orgánica y añada 3 mL de agua. Agite y

observe si se forma una sola fase. En el caso de formar dos fases o si la "solución"

se torna lechosa nos indicará que es inmiscible. Nota: observe que si se forman dos

fases, la más voluminosa corresponde al agua (depende de la densidad del líquido

orgánico)

Agua

A B

Figura 1. 4. Esquema representativo de dos líquidos inmiscibles A) El solvente

orgánico es más denso B) El solvente orgánico es menos denso

Miscibilidad del n-hexano en diferentes solventes orgánicos Coloque en tres tubos de ensayo, 10 a 15 gotas de hexano y añada igual cantidad de

los solventes señalados por el profesor. Agite y observe.

Solubilidad de sólidos en agua Coloque, por separado, aproximadamente una pequeña cantidad de sacarosa y urea

en tubos de ensayo y agregue a cada uno de ellos 20 gotas de agua. Agite y

observe. En el caso de no disolverse, calentar en baño maría (b.m.).


UNIVERSIDAD CIENTÍFICA DEL SUR

FACULTAD DE ..........................................

Nombre del laboratorio: Química CURSO: QUÍMICA ORGÁNICA

Mesa N° PROFESOR:

Integrantes: 1) 2)

3) 4)

PRÁCTICA N° 1: CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS

ORGÁNICOS

COMPETENCIA: Verificación de las características de los compuestos

orgánicos

COMPETENCIA ESPECÍFICA: Reconocimiento de los compuestos orgánicos

Visualización de las características más importantes de los compuestos orgánicos.

Diseñar un protocolo de determinación del compuesto del carbono.

A. Reconocimiento de la presencia de carbono e hidrógeno

1. Prueba preliminar de la presencia de carbono

Muestra Prueba preliminar

(Residuo carbonoso) Observación

Antalgina

Muestra problema N°

Conclusión sobre

la muestra problema


2. Prueba definitiva (con la muestra problema)

Muestra Confirmatoria

Observación CO2

(Formación de BaCO3)

agua


Conclusión

Evaluación

Plantear las ecuaciones químicas de: combustión completa y la reacción del

dióxido de carbono con hidróxido de bario.

¿Todos los compuestos orgánicos tienen carbono?

¿La ausencia de residuos carbonosos es indicativo que una muestra sea

inorgánica?. ¿Por qué?.

Plantear un procedimiento (diseño de un método) para comprobar que una

muestra de piel o uña es orgánica.


B. COMBUSTIÓN

Muestras Orgánicas Color de la llama Color del residuo

1.

2.

3.

4.

Evaluación

¿Todos los compuestos orgánicos son combustibles?

¿Qué indica el color de la llama?

C. SOLUBILIDAD O MISCIBILIDAD

Miscibilidad en Agua (Solvente polar)

Muestra orgànica Miscibilidad en agua Observación

(formación de fases) 1.

2.

3.

4.


Miscibilidad en n-hexano (solvente no polar)

Solventes

Orgánicos

Miscibilidad en n-

hexano (sì o no)

Observaciones

1.

2.

3.

Solubilidad de compuestos orgánicos sólidos en agua

Sustancia

orgánica

Solubilidad en agua Observaciòn

Frìo Caliente

Sacarosa

Acetanilida

Ùrea

Evaluación

¿A qué atribuye las diferentes solubilidades de los compuestos

orgánicos?.

Sin utilizar las tablas de solubilidad y miscibilidad de los

compuestos orgánicos, ¿puede determinar, solo con las

fórmulas estructurales, si estos compuestos son solubles en

determinados solventes ?. Comente


CUESTIONARIO

1. Haga un cuadro comparativo de las características de compuestos orgánicos e

inorgánicos. 2. Plantear las ecuaciones químicas de: combustión completa e incompleta del 2-

Metil pentano y del pentano.

3. ¿A qué se debe que los compuestos orgánicos tengan un amplio rango de

solubilidad? 4. ¿Por qué algunos los compuestos orgánicos arden con llama de color azul?

5. ¿Por qué el n-heptano no es soluble en el agua?

6. ¿ Es el ácido acético es soluble en el agua?

7. ¿Es necesario conocer la geometría de la molécula para predecir la solubilidad

de los compuestos orgánicos?. 8. ¿Qué tipos de solventes se utilizan en un lavado en seco? 9. ¿Qué tipos de cambios (físicos /químicos) ocurren en la combustión?

10. Explique a qué se debe la solubilidad, en todas las proporciones, del alcohol

etílico en agua.


INTRODUCCIÓN

La familia más simple de los compuestos orgánicos son los hidrocarburos.

Estos se encuentran constituidos por átomos de carbono e hidrógeno.

Los ALCANOS, son prácticamente inertes y generalmente insolubles no sólo

en disolventes polares corrientes (agua) sino también en ácido sulfúrico

concentrado en frío. En condiciones específicas estos hidrocarburos sufren

algunas reacciones, la mayoría de las cuales no son de carácter preparativo en

el laboratorio.

En los ALQUENOS y ALQUINOS, el doble y triple enlace respectivamente,

hace que las moléculas sean mucho más reactivas que un alcano y capaces de

dar reacciones de ADICION antes que de SUSTITUCION.

En el caso de los hidrocarburos AROMÁTICOS, se diferencian de los

hidrocarburos NO SATURADOS porque generalmente no sufren las

reacciones de ADICIÓN sino de SUSTITUCIÓN.

ALCANOS Y ALQUENOS

Las siguientes pruebas sirven para distinguir las propiedades características de

los hidrocarburos SATURADOS y NO SATURADOS, y con ellas poder

diferenciarlos. En esta primera parte se hará uso del bromo disuelto en

tetracloruro de carbono y permanganato de potasio en medio acuoso, reactivos

con los cuales se podrá visualizar la ausencia o presencia de insaturaciones en

la cadena hidrocarbonada, sea por desprendimiento del bromuro de hidrógeno

(HBr) o por cambio de coloración.

Ejemplo: bromación de un hidrocarburo saturado (sustitución):

CH3CH2CH2 CH2Br + HBr (SR)

1-Bromobutano

CH3 CH2 CH2CH3 + Br2/CCl4 Luz Br

|

CH3 CH CH2CH3 + HBr (SR)

2-Bromobutano

El doble enlace en un alqueno hace que la molécula sea más reactiva y

presente reacciones de ADICIÓN. Frente al bromo disuelto en tetracloruro

de carbono, da derivados dihalogenados adyacentes.

Ejemplo: reacción de un alqueno con bromo (Adición):


CH3CH2CH = CH2 + Br2 CH3CH2CHBr – CH2Br (Ad)

1-Buteno 1,2-dibromobutano

Otro ensayo de reconocimiento de un doble enlace es la PRUEBA DE

BAEYER que consiste en agregarle permanganato de potasio acuoso (color

púrpura) al compuesto insaturado. Una vez producida la reacción se forma

un precipitado de color marrón, desapareciendo el color púrpura. Con los

compuestos saturados y aromáticos no se produce esta reacción y la

coloración del permanganato se mantiene (púrpura).

Ejemplos de la reacción de Baeyer

a) 3 CH2=CH2 + 2KMnO4+ 4 H2O 3 CH2-CH2 + 2 MnO2 +2KOH

| | Púrpura OH OH (Marrón)

Eteno 1,2-Etanodiol

KMnO4

b) CH3CH2CH2CH2 CH2CH3 No hay reacción H2O

n-Hexano

KMnO4

c) No hay reacción

H2O Benceno

Otro ensayo para doble enlace C = C, es la reacción con ácido sulfúrico (H2SO4).

Los hidrocarburos saturados y aromáticos al medio ambiente no reaccionan, mientras que los instaurados adicionan H2SO4.

Ejemplo de reacción con H2SO4

HO O

RCH = CHR + S R - CH - CH2R (Ad)

| HO O O O

S

HO O


HIDROCARBUROS AROMÁTICOS

En ausencia de energía y catalizadores el bromo no ataca a los compuestos

aromáticos (el anillo básico), pero cuando se le añade limaduras de fierro

(catalizador) y se calienta suavemente tiene lugar la reacción produciéndose

derivados bromados con desprendimiento del bromuro de hidrógeno (HBr).

Obsérvese que resulta una reacción de SUSTITUCIÓN y no de ADICIÓN.

Ejemplo de bromación del benceno

Br

+ Br2 + HBr

Benceno Bromobenceno

También reaccionan con el ácido nítrico dando un aceite amarillo de olor

característico.

Ejemplo de nitración Calor

+ HNO3 - NO2 + H2O

PARTE EXPERIMENTAL

1. Ensayo con solución de bromo en tetracloruro de carbono (Br2/CCl4)

Tome 5 tubos de ensayo y numérelos. A los tubos Nº 1 y 2 colocarle 15 gotas

de n-Hexano, al Nº 3 15 gotas de un alqueno, al Nº4, 15 gotas de benceno, al

Nº 5, 15 gotas de la muestra problema.

A cada uno de los tubos agréguele 4 gotas de Br2/CCl4. Guardar el tubo Nº1 en

un cajón (oscuridad).

Observe las diferencias en la coloración. Después de 10’ retirar el tubo N°1 del cajón y comparar con el tubo N°2. Explique

2. Ensayo de Baeyer (Solución acuosa de KMnO4)

Tome 4 tubos de ensayo y numérelos. Agregue 15 gotas de cada tipo de

hidrocarburo antes mencionado y la muestra problema. Adicione a cada tubo 5


gotas de KMnO4 acuoso. Observe y anote, si se produce cambio de color

púrpura y formación de un p.p. marrón (reacción positiva).

3. Ensayo con ácido sulfúrico

Adicionar en cada uno de los 4 tubos de ensayos 10 gotas de hidrocarburos

saturados, insaturados, aromáticos y la muestra problema y adicionarle 10

gotas de ácido sulfúrico concentrado (no calentar). Observe y anote.

4. Ensayo con ácido nítrico

Mezcle 10 gotas de benceno y 10 gotas de HNO3 concentrado en un tubo de

prueba. Hacer hervir la mezcla por 5 minutos. Verter la solución sobre hielo molido o picado en un vaso de precipitado. La formación de un líquido

aceitoso amarillento de olor aromático determina la reacción positiva de nitración.



FACULTAD DE …………………………..

Nombre del laboratorio: CURSO: QUÍMICA ORGÁNICA

Mesa N° PROFESOR:

Integrantes: 1) 2)

3) 4)

PRÁCTICAS N° 6: REACCIONES GENERALES CON

HIDROCARBUROS

COMPETENCIA: Verificación y diferenciación de la diferente reactividad

química de los tipos de enlace y la influencia de las condiciones del medio de

reacción.

COMPETENCIA ESPECÍFICA: Verificación de la reactividad de los

compuestos hidrocarbonados y los factores que influyen una reacción mediante la

visualización en el cambio de color, formación de precipitado u otros parámetros

de medida tangibles que demuestren que la reacción se ha llevado a cabo, de

manera que se puedan diferenciar los tipos de hidrocarburos.

1. ENSAYO CON SOLUCIÓN DE BROMO EN TETRACLORURO

DE CARBONO (Br2/CCl4)

Reactivos

Hidrocarburos

Bromo/CCl4

Observación Luz O scuridad

Alcanos

(enlaces simples)

Alquenos (enlaces dobles)

Aromáticos



Evaluación:

¿Es necesaria la presencia de luz, en la reacción de halogenación, para que

reaccionen los alcanos?. ¿Cómo verificó la necesidad de luz en la reacción?

¿De qué manera comprobó que la velocidad de reacción en los alquenos fue

superior a los otros hidrocarburos?

¿El compuesto aromático tiene el mismo comportamiento que los insaturados?

¿A qué conclusión llegó con su muestra problema?

2. ENSAYO DE BAEYER (Solución acuosa de KMnO4)

Reactivo

Hidrocarburos

KMnO4 / H2O

Observación

Alcanos (enlaces simples)


Aromáticos

Muestra Problema N°


Evaluación:

¿Cómo verificó que la reacción se llevó a cabo?

Plantear una ecuación general para esta reacción.

¿A qué se debe la formación de un precipitado de color marrón?


3. ENSAYO CON ACIDO SULFÚRICO

Reactivos

Hidrocarburos

H2SO4

Observación



Aromáticos



Evaluación:

¿Cómo visualizó que la reacción ha procedido?

¿Por qué se formó una sola fase?

¿ Es la reacción exotérmica?


4. ENSAYO CON ACIDO NÍTRICO

Reactivos

Hidrocarburos

HNO3

Observación



Aromáticos



CUESTIONARIO

1. Se tiene cuatro frascos con muestra de hidrocarburos (saturados,

insaturados y aromáticos) y de cada uno de los frascos se toman muestras

para realizar las pruebas químicas para identificarlos. El siguiente cuadro

muestra los resultados de las pruebas.

En la columna de “identificación” coloque el tipo de hidrocarburos

Muestras Bromo/CCl4 Baeyer H2SO4 Identificación

1 - - - 2 ++++ +++ +++ 3 + - -

(a mayor número de cruces “+” es más rápida la reacción . El signo “–“ no

reacciona)

2. ¿Qué productos monobromados se producen, si el neohexano reacciona con

el bromo? ¿Cuál es la explicación del por qué uno de ellos se producirá en

mayor porcentaje?

3. Complete (con estructuras y nombres) las siguientes ecuaciones químicas de

reacción (si es que producen en cada uno de ellos, más de un producto, señale

cuál de ellos es el principal):

a) Isopentano + Br2 /CCl4

Luz

b) 1-penteno + KMnO4 + H2O

c) CH3 CH2 CH=CH CH3 + KMnO4 + H2O

d) Fenantreno + H2SO4

e) 2-Buteno + Ácido sulfúrico

4. ¿Proponga dos métodos para determinar la presencia de insaturaciones en

una muestra de lípidos?

5. Si 60 gramos de un compuesto (peso molecular 240), consume 40 gramos

de bromo, ¿cuántos enlaces dobles tiene 1 mol del compuesto?

6. Haga un breve resumen sobre el índice de octanaje.


INTRODUCCIÓN

Los alcoholes son compuestos orgánicos que tienen el grupo hidroxilo unido

directamente a un carbono saturado y los fenoles a un anillo aromático.

CH3 CH3

CH3 - CH2 - OH CH – OH CH3 C - OH

CH3 CH3 Alcohol etílico

(Primario) Alcohol isopropílico

(Secundario) Alcohol t-butílico

(Terciario)

OH OH OH

Fenol

1-Naftol

2-Naftol

( -Naftol) ( -Naftol)

Los alcoholes son menos ácidos que los fenoles. La diferencia de la acidez relativa

entre el alcohol y fenol se debe a: por el efecto inductivo de los grupos alquilos

que refuerza el enlace O-H y por estabilidad por resonancia del anillo aromático,

que debilita el enlace O-H en los fenoles.

Los ensayos experimentales que realizaremos para alcoholes están orientados a

reconocer el grupo funcional HIDROXILO y a la vez diferenciar su reactividad.

Así, utilizaremos sodio metálico (Naº) para diferenciar los alcoholes:

2R - OH + Naº 2R - O - Na+

+ H2

Alcohol alcóxido Hidrógeno (gas)

Los alcoholes tienen diferente reactividad o velocidad de reacción, siendo los

alcoholes primarios los que reaccionan más velozmente en esta reacción. EL ENSAYO DE LUCAS, diferencia los alcoholes terciarios, secundarios y primarios por la velocidad de reacción. El reactivo es una solución de ZnCl2 en

HCl concentrado.


Se forman cloruros de alquilo, enturbiamiento u opacidad en forma inmediata

(terciarios), luego de varios minutos o algunas horas (secundarios) o en varias

horas (primarios).

ZnCl2

Reacción con R. de Lucas: R - OH + HCl R - Cl + H2O Reactividad o velocidad de reacción: 3 ° > 2 ° > 1°

La oxidación de alcoholes permite obtener aldehídos, cetonas o ácidos carboxílicos.

Así, los alcoholes primarios pueden oxidarse a aldehídos y éstos son muy

fácilmente oxidables a ácidos.

[O] [O]

R - CH2OH R - CHO R - COOH

[H] [H]

Alcohol primario aldehído ácido

Los alcoholes secundarios son fácilmente oxidables a cetonas y éstas normalmente

no sufren oxidaciones posteriores. Los alcoholes terciarios no son fácilmente oxidables, a menos que se usen

oxidantes enérgicos que rompan enlaces carbono-carbono.

OXI

R- CHOH - R´ R - CO - R´

RED

El ensayo de Bordwell-Wellman o de oxidación con ácido crómico, también sirve para diferenciar los alcoholes. El reactivo es CrO3 en H2SO4 diluido (color naranja

rojizo). La oxidación de los alcoholes (1rio ó 2rio) produce la simultánea reducción

del reactivo a Cr+3

que es de color verde azulado.

OXI

Alcohol 1° R - CH2OH RCOOH Ácido carboxílico

OXI Alcohol 2° R2CHOH R2C = 0 Cetona

OXI

Alcohol 3° R3COH No reacciona

Reacción de fenoles con tricloruro de fierro

Los fenoles los reconoceremos con el ensayo de cloruro férrico, con el cual dan

colores violeta o azulado.


PARTE EXPERIMENTAL

1. Ensayo de Lucas

Colocar a c/u de 3 tubos de prueba 15 gotas de reactivo de Lucas

Agregar 5 gotas de alcohol a ensayar

Agitar y medir el tiempo que demora en enturbiarse la solución

Ensayar: Alcohol primario, secundario, terciario y muestra problema.

2. Ensayo con sodio metálico

Colocar 10 gotas de alcohol primario, secundario y terciario en 3 tubos de

ensayo.

Agregue un pequeño trozo de sodio metálico a cada tubo y observe lo que

sucede.

Adicione algunas gotas de fenolftaleína a la solución final

3. Ensayo de Bordwell-Wellman

Agregue 10 gotas de alcohol a estudiar (primario, secundario y terciario)

Adicionar 10 gotas de reactivo. Observe los resultados.

4. Ensayo con cloruro férrico

Agregar a cada uno de 2 tubos de ensayo 10 gotas de solución al 0.1 % de

Resorcinol u otro fenol y un alcohol, respectivamente.

Adicionar a cada tubo 1 o 2 gotas de una solución de cloruro férrico.

Agitar, observar y anotar los resultados

Efectuar el ensayo con su muestra problema, simultáneamente.



FACULTAD DE……………………………


Mesa N° PROFESOR:

Integrantes: 1) 2)

3) )

PRÁCTICAS N° 7: REACCIONES GENERALES CON ALCOHOLES Y

FENOLES

COMPETENCIA: Reconoce el grupo hidroxilo en compuestos orgánicos y

Su reactividad en los tipos de alcoholes.

COMPETENCIA ESPECÍFICA: Verifica la reactividad de los grupos hidroxilo

mediante ensayos experimentales. Identifica en forma rápida los fenoles mediante

reacciones simples y visualizables.

1. ENSAYO CON SODIO METÁLICO

Reactivos

Compuestos

Sodio

Observación

Alcohol primario

Alcohol secundario

Alcohol terciario

Fenol



Evaluación

¿Cómo verificó que los compuestos reaccionaban con el sodio metálico?

¿ Cuál de los alcoholes reaccionó rápidamente?

¿Cómo fue el comportamiento del fenol?

¿ Cómo comprobó la basicidad del producto formado?

¿ Cuál fue el comportamiento de su muestra problema?


2. ENSAYO DE LUCAS

Reactivos

ZnCl2/HCl

Compuestos

Observación

Alcohol primario

Alcohol secundario

Alcohol terciario


Evaluación:

¿Cómo verificó que se produjo la reacción?

¿De los tres alcoholes, cuál de ellos reaccionó rápidamente?

¿Cuál sería el orden de reactividad decreciente de los alcoholes frente al

reactivo de Lucas?

¿Cómo fue el comportamiento de su muestra problema?


3. ENSAYO DE BORDWELL-WELLMAN

Reactivos

Compuestos

H2SO4/CrO3

Observación

Alcohol primario

Alcohol secundario

Alcohol terciario


Evaluación:

¿ Cómo reconoció que hubo reacción?

¿Cuál o cuáles de los tres alcoholes reaccionaron con el reactivo de Bordwell-

Wellman?

¿ Cuál fue el comportamiento de su muestra problema?

¿Qué esperaría Usted, si al 2-metil-2-pentanol se le somete a la misma

reacción?


4. ENSAYO CON CLORURO FÉRRICO

Reactivos

Compuestos

FeCl3

Observación

Alcohol primario

Alcohol secundario

Alcohol terciario

Fenol


Evaluación:

¿Cómo verificó que solamente los fenoles reaccionan con el reactivo?

¿Cuál fue el comportamiento de su muestra problema?

¿Qué esperaría si el siguiente flavonoide se le somete a la reacción con el

FeCl3?

OH


CUESTIONARIO

1. ¿Proponga, al menos dos reacciones químicas que demuestren el

comportamiento diferenciados entre los alcoholes y los fenoles?

2. ¿Que utilidad tiene la reacción de los alcoholes con el reactivo de Bordell-

Wellman con los alcoholes?. Explique

3. ¿Cómo comprobar, mediante reacciones químicas, que la muestra recibida es

un fenol o derivado de éste?.

4. Dibuje las estructuras de los alcoholes y los reactivos que se necesitan para

producir:

a) Cloruro de t-butilo b) 2-buteno

Incluya las reacciones para producir estos compuestos a partir del alcohol que

eligió.

5. Se tienen 3 muestras de compuestos orgánicos hidroxilados: “X”, “Y” y “Z” y

se realizan las siguientes pruebas:

Compuesto “X”: Reacciona muy lentamente con el reactivo de Lucas

(horas) y rápidamente con el CrO3/H+

(producto orgánico

formado ácido carboxílico) y no reacciona con FeCl3.

Compuesto “Y”: Reacciona lentamente con el sodio metálico.

Reacciona rápidamente con el R. de Lucas

Compuesto “Z”: Reacciona lentamente con el reactivo de Lucas y con el CrO3/H

+,

(Producto formado una cetona).

Indicar el tipo de compuestos hidroxilados.

6. ¿Con cuál de los reactivos utilizados en esta práctica , podemos afirmar que una

infusión de té tiene derivados fenólicos.


INTRODUCCIÓN

El grupo carbonilo es un grupo polar. Así los aldehídos y cetonas tienen el punto de

ebullición más alto que los hidrocarburos de similar peso molecular.

CH3CH2CH3 CH3CH2CHO CH3COCH3 CH3CH2CH2OH Propano

p.e. (ºC) -44 Propanal

48 Acetona

56 Propanol 97,1

Aldehídos

H R Ar

C = O C = O C = O

H H H

Cetonas R R Ar

C = O C = O C = O

R Ar Ar

Los aldehídos y cetonas por tener el mismo grupo funcional presentan numerosas

reacciones químicas comunes. Entre ellas tenemos las de adición (Bisulfito de

sodio), condensación (formación de fenilhidrazonas, 2-4-dinitrofenilhidrazonas)

etc.

Sin embargo, otras reacciones permiten diferenciarlos por ejemplo las cetonas se

caracterizan por ser muy estables y son oxidadas solamente en condiciones

enérgicas mientras que los aldehídos son oxidados fácilmente a ácidos. Es por ello

que los aldehídos reducen el licor de Fehling y la solución de nitrato de plata

amoniacal (ensayo Tollens) con formación de óxido cuproso y plata metálica,

respectivamente. Estas dos primeras pruebas nos permiten diferenciar los aldehídos

de las cetonas (ensayos de diferenciación).

Ecuación de reacción con el reactivo de Fehling

_ _

R - CHO + 2 Cu+2

+ 5OH R - COO + Cu2O + 3H2O

Aldehído R. de Fehling p.p. Rojo ladrillo


Ecuación de reacción con el reactivo de Tollens

R - CHO + 2Ag(NH3)2OH R - COONH4 + 3 NH3 + 2 Agº + H2O

Aldehído R. de Tollens Plata Metálica (Espejo)

Otros ensayos se basan en la formación de derivados sólidos a partir de aldehídos y

cetonas líquidas. Son importantes la formación de fenil-hidrazonas y 2,4-

dinitrofenilhidrazonas. Estos derivados son de gran importancia para purificar e

identificar dichas sustancias ya que se caracterizan por ser sólidos de punto de

fusión definidos (Ensayo de identificación).

Ecuación de reacción con la fenilhidracina

R - C=O + H2N - NH R - C = N - NH + H2O

| | H H

Aldehído Fenilhidracina Fenilhidrazona (sólido)

(de aldehído o cetona)

Ecuación de reacción con 2,4-dinitro-fenilhidracina

C = O + H2N- NH - - NO2 C = N - NH - - NO2 + H20

NO2 NO2 Aldehído o

Cetona 2,4-D.N.F.Hidracina 2,4-D.N.F. Hidrazona del Aldehído o

Cetona (sólido)

Algunos aldehídos pueden ser obtenidos por oxidación de alcoholes primarios,

aunque este método es poco útil, por la facilidad con que se oxidan los aldehídos a

ácidos: Ej.

[O]

CH3 - CH2 - CH2 OH CH3 - CH2 – CHO CH3 - CH2 - COOH

Alcohol n-propílico propionaldehído

Las cetonas son fácilmente obtenidas por oxidación del correspondiente alcohol

secundario por ej.


OH O

[O]

Ciclohexanol Ciclohexanona

La reducción de ácidos para producir aldehídos es poco utilizada como método de

preparación ya que los pocos reactivos capaces de reducir ácidos los reducen al

alcohol primario correspondiente.

PARTE EXPERIMENTAL

1. Ensayo de Fehling

En cada uno de 3 tubos de ensayo colocar 10 gotas de solución de Fehling A y

10 gotas de Fehling B, adicionar 5-6 gotas de las muestras a ensayar (Aldehído,

cetona y muestra problema). Calentar los tubos en b.m. por 5 minutos. Se

considera la reacción positiva en todos aquellos tubos en donde se haya

formado un p.p. rojo ladrillo (por el exceso de reactivo de Fehling que se usa,

también queda en los tubos una solución azul).

2. Formación de 2,4-dinitrofenilhidrazonas.

Colocar 10 gotas del aldehído, cetona y muestra problema en 3 tubos de prueba

y adicionar 10 gotas del reactivo. Observar si se forma un precipitado. Si el

precipitado no se forma inmediatamente se debe calentar a b.m. por 5 minutos.

Enfriar y observar si se forma un p.p. amarillo naranja.

3. Reconocimiento de aldehídos . Ensayo de Schiff

En cada uno de tres tubos colocar 15 gotas de aldehído, cetona y su muestra

problemas y luego adicionar 5 gotas del reactivo Schiff decolorada y luego

agregarle 3 gotas ácido clorhídrico concentrado y si es un aldehído se torna de

color violeta.





Mesa N° PROFESOR:

Integrantes: 1) 2)

3) 4)

PRÁCTICAS N° 8: REACCIONES GENERALES CON ALDEHÍDOS

Y CETONAS

COMPETENCIA: Identificar y caracterizar a los compuestos carbonílicos.

COMPETENCIA ESPECÍFICA: Reconocer a los grupos carbonílicos mediante

reacciones químicas fácilmente visualizables. Diferenciar mediante la reactividad

los grupos formilo y cetónico.

Reconocimiento del grupo carbonilo

2,4-Dinitrofenil

Discusión

Aldehído

Cetona

Muestra

N°


Evaluación:

¿Cómo verificó la presencia de los grupos carbonílicos de aldehídos y cetonas?

¿Cuál fue el comportamiento de su muestra problema frente al reactivo?

Proponga una reacción general de los compuestos carbonílicos y el 2,4-

Dinitro fenilhidracina.

2. Ensayo de diferenciación entre aldehídos y cetonas

Obsevación

Fehling

Tollens

Aldehído

Cetona

Muestra N°

Evaluación:

¿Cómo verificó que la reacción de Fehling dio positiva?

¿ Es necesario que el medio sea básico?



3. Ensayo con el reactivo de Schiff

Evaluación:

¿Cómo verificó que la reacción fue positiva?.

¿Con esta reacción pudo verificar que su muestra problema es un aldehído?

Schiff Observación

Aldehído

Cetona

Muestra Problema No


CUESTIONARIO

1. Marque con una “X” los compuestos que se pueden oxidar con el reactivo de

Tollens

( ) Gliceraldehído ( ) Pelargonaldehído ( ) Dietilcetona

( ) 2- metil pentano ( ) Formol ( )Valeraldehído

2. Se tiene una muestra "M" con grupo carbonilo, a la cual se le ha realizado las

siguientes pruebas:

Reactivos Fehling Tollens

2,4-DNF

Hidracina

Resultado

-

-

+

Señalar a qué familia pertenece la muestra "M" ¿Y por qué?

3. ¿Por qué es necesario agregarle tartrato de sodio y potasio al reactivo de

Fehling?.

4. ¿Por qué el reactivo de Fehling se debe preparar en el momento de la reacción?.


INTRODUCCIÓN Los carbohidratos, glúcidos o azúcares, son los componentes más abundantes de la

mayoría de las plantas, siendo los producto naturales más oxigenados. Como

azúcares simples proveen de una rápida y suplementaria fuente de energía para

animales y plantas.

Los de mayor peso molecular (polisacáridos, polímeros naturales) cumplen

importante rol en los organismos vivos, sea como almacén de energía (almidón y

glucógeno) o formando el material estructural de las paredes celulares, cumpliendo

la función de sostén del vegetal (celulosa).

ENSAYO DE MOLISH Es una prueba que nos permite reconocer azúcares de otras sustancias. Los

monosacáridos por acción de un ácido fuerte se deshidratan produciendo furfural o

derivados del furfural, que por acción del -naftol forma un complejo coloreado

(Azul). Los di y polisacáridos son hidrolizados a monosacáridos, por acción del

ácido fuerte y luego son convertidos a furfural o derivados del furfural.

CHO CHO

| |

CHOH C | ||

CHOH CH

| H+ | O

CHOH CH | ||

CHOH C

HOCH2 o CHO + 3 H2O

| | 5-hidroximetilfurfural CH2OH CH2OH

PODER REDUCTOR: ENSAYO DE FEHLING Y TOLLENS La presencia del grupo aldehído en las aldosas les proporciona poder reductor. El

grupo cetona (usualmente no reductor) también será reductor si presenta un grupo

hidroxilo en su carbono adyacente (alfa) como ocurre en las cetosas. Esto hace que

las Reacciones de Fehling y Tollens no sean útiles para diferenciar aldosas de

cetosas.


El carácter reductor de las cetosas ha sido explicado como un efecto del medio

alcalino en que se encuentran estos reactivos. Se ha encontrado que los álcalis

diluidos producen en estas moléculas una parcial ISOMERIZACIÓN que

transforma moléculas de cetosa en aldosa.

CH2OH

|

C = O Cetosa

|

H - C - OH

CHO CHOH CHO

HO - C - H C - OH H - C - OH | | |

H - C - OH H - C - OH H - C - OH

(A) "ENO-DIOL" (A´)

(A) y (A´) = ALDOSAS Epímeras en C-2

Son estas aldosas las causantes del poder reductor. Los azúcares no reductores

serán aquellos cuyo grupo carbonilo está enlazado (formando acetales) y no

contienen grupo carbonilo libre ni potencial.

FENILOSAZONAS

Los azúcares reductores en solución reaccionan con la Fenilhidracina formando

sólidos cristalinos que por tener forma definida y punto de fusión característicos,

son muy utilizados en la identificación de un azúcar desconocido.

CHO CH = N - NH -

N - NH -

H2N - NH NH2

+ 3 + + NH3 + 2H2O

CH2OH CH2OH

D-Glucosa Glucosazona Anilina


HIDRÓLISIS DE Di Y POLISACÁRIDOS Los di, oligo y polisacáridos pueden ser degradados o hidrolizados hasta

transformarlos en las unidades - monosacáridos - que los constituyen. La hidrólisis

puede realizarse por métodos químicos (en el laboratorio) o mediante enzimas (en

los organismos vivos). La hidrólisis química requiere, generalmente, de

catalizadores (por ej. ácidos minerales) y calor. La hidrólisis enzimática tiene

carácter selectivo.

La hidrólisis de un disacárido como la sacarosa, puede representarse así:

C12H22O11 + H2O C6H12O6 + C6H12O6 Sacarosa D-Glucosa D-Fructosa

La Hidrólisis de un polisacárido como el almidón produce azúcares de peso

molecular cada vez menor, hasta convertirse íntegramente en monosacárido:

PARTE EXPERIMENTAL

1. Ensayo de Molish: Reconocimiento de Glúcidos

Este ensayo es positivo con todos los carbohidratos solubles.

Colocar en un tubo de ensayo 15 gotas de glucosa al 0.1% y añada 2 gotas de

solución de -naftol. Agregar cuidadosamente H2SO4 concentrado de tal

manera que resbale lentamente por la pared interna del tubo de ensayo (adición

"en zona"). La formación de un anillo de color púrpura en la interfase nos

indica que la reacción es positiva. Repita con la sacarosa, solución de almidón

y muestra problema.

2. Ensayo de Fehling: Determinación del Poder reductor

Muestras: Soluciones acuosas al 10% de: Glucosa, Fructosa, Sacarosa, y

Almidón.

En cada uno de los cinco tubos de ensayo mezcle 15 gotas de solución Fehlig A

con 15 gotas de solución Fehling B. Adicionarle 15 gotas de solución de los

azúcares indicados y la muestra problema. Agite para homogenizar. Introduzca

los tubos en un baño previamente calentado, y continúe el calentamiento.

Observe si hay cambios de color y formación de precipitado rojizo caliente un

máximo de 5 minutos.


3. Formación de osazonas

Aproximadamente 0.2g de glucosa y 0.4g de clorhidrato de fenilhidracina y 0.6

g de acetato de sodio y añada 5 cc de agua. Sumérjalo en un baño de agua

caliente por 1.5 ,́ saque y agite. Continúe calentando. Después de los 20´de

calentamiento aparecen los cristales de osazona.

4. Hidrólisis de la sacarosa

Colocar en 2 tubos de ensayo 20 gotas de sacarosa al 5% a uno de ellos

agregarle 3 gotas gotas de HCl concentrado, caliente ambos tubos en b.m. por 5 .́ Enfríe y agregue una solución saturada de carbonato de sodio hasta

neutralizar. Hacer prueba de Fehling en los 2 tubos de ensayo. Anote y

explique lo ocurrido.

5. Hidrólisis de almidón

Agite 1 g de almidón en unos 10 mL de agua fría y vierta esta suspensión

lechosa en 150 mL de agua a ebullición. Se formará una solución coloidal.

Saque 1 mL de esta solución, enfríela y adicione 1 ó 2 gotas de Lugol, observar

la coloración intensamente azul característica del almidón con este reactivo

(guarde el tubo en su gradilla).

Al resto de la solución adiciónele 30 gotas de ácido clorhídrico concentrado y

manténgala a ebullición con llama baja. Cada 3 minutos tome dos muestras de la solución (de 1 cc c/u) en tubos de prueba: En uno de ellos realice el ensayo

de Fehling y al otro tubo enfriarlo y agréguele 1 gota de LUGOL. Coloque los

2 tubos en su gradilla, observe y anote la coloración con Lugol y si hay

precipitado rojo en el ensayo de Fehling.

Estos ensayos deben realizarse hasta que la coloración con el lugol y el ensayo

de Fehling nos indiquen que todo el almidón se ha transformado en glucosa.



FACULTAD DE


Mesa N° PROFESOR:

Integrantes: 1) 2)

3) 4)

PRÁCTICAS N° 10: Propiedades generales de los carbohidratos o glúcidos

COMPETENCIA: Dar a conocer las características más importantes de los

glúcidos o carbohidratos.

COMPETENCIA ESPECÍFICA : Reconocimiento de los glúcidos en general.

Mostrar el poder reductor de algunos azúcares. Verificar por métodos químicos la

hidrólisis de la sacarosa y almidón.

1. Reconocimiento de los glúcidos. Ensayo de Molish

Molish Observación

Glucosa

Fructosa

Sacarosa

Almidón



Evaluación:

¿Cómo verifica que los compuestos dados son carbohidratos o glúcidos?.

Proponga una reacción general de identificación de glúcidos utilizando un

polisacárido.

¿A qué conclusión llegó con su muestra problema, por qué?

2. Poder reductor: ensayo de Fehling y Tollens. Formación de osazonas

Fehling Fenilihidracina Observación

Glucosa

Fructosa

Sacarosa

Almidón



Evaluación:

¿Cómo se comprueba el poder reductor de un glúcido?.

¿Por qué se dice que un glúcido es reductor?

¿ A qué se debe que un glúcido no tiene poder reductor?

¿ Su muestra problema es un glúcido reductor?.. Explique

¿Existe alguna correlación entre la formación de osazonas y el poder

reductor?.


3. Hidrólisis de la sacarosa

R. Fehling

Observación

Sacarosa

Sacarosa hidrolizada

Evaluación :

¿Cómo comprobó que la sacarosa se encuentra hidrolizada?.

¿Existirá algún cambio en sus propiedades físicas y químicas en la

sacarosa hidrolizada?.

Hidrólisis de almidón

Tiempo

(min) 0 3 6 9 12 15 18 21

Lugol

Fehling


Evaluación

¿Cómo visualizas la hidrólisis del almidón?.

¿Cómo es el comportamiento del reactivo de Lugol durante el proceso de

hidrólisis?.

¿Cuáles fueron las condiciones de hidrólisis?.


CUESTIONARIO

1. Indique cuáles de los siguientes glúcidos son reductores

a) D-Alosa e) Lactosa b)

c)

d)

D-Arabinosa

Glucógeno

Celulosa

f) Maltosa

g) Sacarosa

h) D-Ribosa

2. ¿Cuál es la principal utilidad de los siguientes ensayos?

a) Reacción de Fehling

b) Reacción de Schiff

c) Formación de osazonas d) Determinación de la rotación óptica

3. Dibujar las estructuras de los glúcidos que dan la misma osazona que la

D-Ribosa.

4 . E x p l i q u e p o r q u é l a s c e t o s a s d a n r e a c c i ó n p o s i t i v a c o n e l

r e a c t i v o d e F e h l i n g .

5. Dar las nomenclaturas y estructuras de los productos orgánicos de la reacción

entre el reactivo de Fehling y los siguientes glúcidos:

a) D-Arabinosa c) D-Altrosa

b) D-manosa d) D- Sacarosa

6 . E x p l i q u e , a l m e n o s t r e s r e a c t i v o s , q u e s e u t i l i z a n p a r a

r e c o n o c e r a l o s a z ú c a r e s r e d u c t o r e s .


INTRODUCCIÓN

Las proteínas, junto con los carbohidratos y los lípidos constituyen los 3 grupos de

compuestos de mayor importancia en los sistemas biológicos. Químicamente las proteínas, son polímeros naturales (su peso molecular puede ser

de varios millones) cuyas unidades (monómeros) son los aminoácidos. Son mucho

más complejos que los polisacáridos porque, a diferencia de éstos, las unidades

que forman las proteínas no son idénticas.

Se diferencian casi siempre por la estructura diferente del grupo -R, el que puede

ser alifático, alicíclico, aromático, heterocíclico, etc., pudiendo además contener

otros grupos funcionales o grupos amino o carboxilo adicionales.

Los aminoácidos se unen mediante un enlace tipo amida (conocido como ENLACE

PEPTÍDICO) entre el carboxilo de una unidad y el grupo amino de la otra,

formando así los: dipéptidos, tripéptidos, etc., cuando el peso molecular es mayor

se llaman polipéptidos (PM hasta unos 10,000). Si la cadena es aún más grande,

toman el nombre de proteínas.

R O R´ O H R O H R´ O

H | || H | || -H2O | | || | | ||

N-CH-C-OH + N - CH - C - OH -N-CH -C-N-CH-C- H H

Enlace peptídico

R - CH - COOH

|

NH2

-OH H+

R - CH - COO-

R - CH - COO-

R - CH - COOH

| | |

NH2 H+

+NH3 -OH +NH3

Forma Sal interna Forma

Aniónica "Zwitterion" Catiónica

o básica o ácida


Desnaturalización de proteínas Se da este nombre a todo proceso que, sin ruptura o formación de enlaces químicos

o de valencia, determina una modificación en las propiedades de la proteína nativa;

es decir, en este proceso no se alteran los enlaces peptídicos, manteniéndose

también la secuencia u orden en que están unidos los aminoácidos. Se modifican

únicamente el ordenamiento espacial de la cadena por destrucción (principalmente)

de los numerosos puentes de hidrógeno que mantienen esta disposición geométrica.

Las proteínas desnaturalizadas son químicamente más reactivas y más fácilmente

hidrolizadas por enzimas. Si se trata de proteínas con actividad biológica, ésta

desaparece por la desnaturalización. Para muchas proteínas, el aspecto más visible

de su desnaturalización es la disminución de su solubilidad en agua produciéndose

la coagulación.

La desnaturalización puede realizarse por acción del calor y al colocar la proteína a

un pH muy alto (mayor que 10) o muy bajo (menos que 3) por adición de ácidos o

álcalis concentrados.

También puede ser producida por algunos solventes orgánicos como alcohol o

cetona. Si la acción de estos agentes es prolongada, el proceso se hace irreversible,

no pudiendo la proteína volver a su estado primitivo.

REACCIONES DE COLORACIÓN

Reacción con ninhidrina

Los aminoácidos en solución acuosa, calentados con ninhidrina (Hidrato de

tricetohidrindeno) dan un producto de condensación de color violeta o violeta

azulado. Con esta reacción podemos identificar grupos aminos libre en posición .

Reacción xantoproteica

Esta reacción se debe a la presencia de grupos bencénicos en ciertos aminoácidos.

El ácido nítrico en presencia de esos grupos aromáticos da lugar a la formación de

derivados nitrados de color amarillo que por alcalinización intensifican su color.

Prueba de Millon

Es una prueba característica para restos fenólicos, dando una coloración rosa

salmón: el reactivo de Millón es una mezcla de mercurio y ácido nítrico (nitrato

mercurioso y mercúrico)


Prueba para aminoácidos azufrados Todos los aminoácidos azufrados o proteínas que tengan restos de estos

aminoácidos reaccionan con el acetato de plomo en medio alcalino formándose el

sulfuro de plomo, tomando la solución un color marrón o gris oscuro. Esto se debe a que el azufre se

libera en medio alcalino y a ebullición, formando la sal de plomo.

Reacción de Biuret

Las proteínas y péptidos que contienen por lo menos 3 unidades aminoácidos (2

enlaces peptídicos) dan una coloración violeta característica al reaccionar (en

medio alcalino) con una solución de sulfato cúprico.

Esta prueba es muy sensible, utilizada para detectar la presencia de enlaces

peptídicos y también en la determinación cuantitativa de proteínas. Es negativa con

los dipéptidos y con los aminoácidos libres.

PARTE EXPERIMENTAL

1. Reacción de ninhidrina

Tomar 3 tubos de ensayo y agregar por separado 15 gotas de Glicina , albúmina y muestra problema agregar a cada uno de ellos 2 gotas de la

solución de ninhidrina al 0.3%. Calentar a baño maría, unos minutos y

observar. Se considera positiva la reacción si la solución toma un color violeta.

2. Reacción xantoproteica

En 4 tubos de ensayo colocar 15 goitas de tirosina, glicina, albúmina y

muestra problema. Añadir 1 mL de ácido nítrico concentrado. Calentar por

unos minutos y observar. Agregue a cada uno de los tubos 1 cc de hidróxido

de sodio al 20%, observe.

3. Prueba de Millon

En cuatro tubos de prueba colocar 15 gotas de glicina, tirosin, albúmina y de

muestra problema y agregar a cada uno de ellos 5 gotas del reactivo de Millón,

calentar por unos minutos y observar. La aparición de un color rosa salmón o

rojo nos indica que la prueba es positiva.


4. Prueba para aminoácidos azufrados

En 4 tubos de prueba colocar 15 gotas de glicina, cisteína, albúmina y su

muestra problema. Luego agregar VIII gotas de NaOH al 40% y calentar.

Añadir V gotas de acetato de plomo al 10%. Observar si cambia de color.

5. Reacción de Biuret

En cada uno de 4 tubos ensayos se le adiciona por separado 15 gotas de

glicina, cisteína de solución de albúmina y la muestra problema. Añadir 10

gotas de

hidróxido de sodio al 10%, luego dos gotas de solución de sulfato de cobre al

1%. Observar el color que se forma. Repetir el ensayo con un aminoácido y su

muestra problema.

6. Desnaturalización de la albúmina

En cada uno de 5 tubos de ensayo colocar 20 gotas de solución de albúmina.

Uno se calienta poco a poco observando la temperatura aproximada a la que

tiene lugar de la coagulación.

Al segundo tubo se adiciona 30 gotas de alcohol (etílico)

Al tercer tubo adicionar unas gotas de ácido clorhídrico concentrado

Al cuarto tubo añadir ácido nítrico concentrado

Al quinto tubo, solución concentrada de hidróxido de sodio

Anotar en qué casos se produce la coagulación

7. Precipitación de proteínas mediante cationes

A seis tubos adicionar las siguientes soluciones:

a) 20 gotas de agua

b) 20 gotas de solución de albúmina

c) 20 gotas de agua más 3 gotas de ácido clorhídrico 10%

d) 20 gotas de solución de albúmina más 3 gotas de ácido clorhídrico al 10%

e) 20 gotas de agua más 3 gotas de solución de NaOH al 10%

f) 20 gotas de solución de albúmina más 3 gotas de de NaOH al 10%.

Observe que los 6 tubos constituyen 3 parejas: a con b; c con d y e con f. Los

miembros de cada pareja se diferencian únicamente en que mientras un tubo

tiene solución de proteína, en el otro ésta se ha sustituido por agua destilada.

Los tubos con agua (a,c y e) constituyen el "blanco" o patrón de comparación

de aquellos que tienen proteína. Una de las parejas están en medio neutro, la

otra en medio alcalino y la otra en medio ácido. Los ensayos en blanco (sin

proteína) son necesarios para determinar si el efecto observado se debe


realmente a la precipitación de la proteína o es el hidróxido metálico el que

está precipitando.

A continuación, adicione a cada tubo 2 mL de solución de sulfato de cobre al

10%, agite los tubos y observe los resultados, haciendo las comparaciones por

parejas. Anote los tubos en los que hubo precipitación de la proteína.

8. Precipitación de proteínas mediante aniones

En este ensayo no se necesita preparar o hacer pruebas con blancos o patrones,

porque acá no hay las interferencias del caso anterior. Por ello, se prepara

únicamente 3 tubos idénticos a los tubos b,d y f del ensayo anterior. A cada

uno se adiciona 2 gotas de solución de Ferricianuro de potasio, observe el tubo

que presente precipitado de proteína.





Mesa N° PROFESOR:

Integrantes: 1) 2)

3) 4)

PRÁCTICAS N° 11: Propiedades generales de los aminoácidos y

proteínas

COMPETENCIA: Dar a conocer las características más importantes de los

aminoácidos y proteínas

COMPETENCIA ESPECÍFICA : Reconocimiento de los -aminoácidos.

Determinación de los grupos R en aminoácidos y proteínas. Mostrar el carácter

anfotérico mediante reacciones químicas.

1. Identificación de - aminoácidos libres. Reacción de ninhidrina

Ninhidrina Observación -Aminóacido

Albúmina Muestra Problema N°

Evaluación:

¿Cómo verificó la presencia de α-aminoácidos libres?.

¿Por qué la albúmina , no tuvo el mismo comportamiento?.


Millon Observación

Tirosina

Glicina

Albúmina


2- Reconocimiento de R: anillos aromáticos. Reacción Xantoproteica

Xantoproteica Observación

Tirosina

Glicina

Albúmina


Evaluación:

¿De qué manera identificó que el aminoácido y la proteína cuenta con restos

bencénicos?.

¿La albúmina tiene restos bencénicos?

¿A qué conclusión llegó con su muestra problema?.

2. Reconocimiento de restos fenólicos. Prueba de Millon


Evaluación:

¿Cómo verificó la presencia de restos fenólicos?

¿Si en la prueba xantoproteica dio positiva la reacción,

necesariamente la misma muestra tiene que dar positiva la prueba de Millon?

¿Si una muestra da positiva la prueba de Millon, necesariamente tiene que dar

positiva la prueba Xantoproteica?


4. Prueba para aminoácidos azufrados

Acetato de plomo/

NaOH Observación

Cisteína

Glicina

Albúmina



Evaluación:

¿De qué manera verificó la presencia de restos azufrados en aminoácidos y proteínas?.

¿A qué se debe el color marrón-gris característico de esta prueba?.

¿A qué conclusión llegó con su muestra problema?.

5. Reconocimiento de enlaces peptídico. Reacción de Biuret

Biuret Observación

Cisteína

Glicina

Albúmina



Evaluación:

¿En las pruebas realizadas con el reactivo de Biuret, encontró alguna

diferencia con cada una de las muestras ensayadas?. ¿Cómo lo diferenció?.

¿Su muestra problema tiene enlaces peptídico?.

Desnaturalización de la albúmina

Temperatura (°C)

Alcohol etílico

Ácido clorhídrico

(concentrado)

Ác. Nítrico (Concentrado)

Soluc. Conc. de NaOH

Precipitación de proteínas mediante cationes y aniones

2

2

2

2

2

2

Cu2+

[Fe(CN)6]3-

0 gotas de agua

0 gotas de sol. de albúmina

0 gotas de agua más 3 gotas de HCl (10%)

0 gotas de sol. de albúmina más 3 gotas de HCl (10%)

0 gotas de agua más 3 gotas de NaOH (10%)

0 gotas de sol. de albúmina + 3 gotas de NaOH (10%.)


Evaluación:

s.

¿En cuál de los tubo precipitó la proteína con : el Cu2+

?

¿En tubo precipitó la proteína con el anión ferricianuro?

¿Qué ocurrió en el quinto tubo de ensayo?.

Formule una ecuación química, para cada uno, que explique estas reaccione


CUESTIONARIO

1. ¿Con cuál de los reactivos empleados en la práctica se utiliza para verificar la

presencia de -aminoácidos en una hidrólisis de la proteína?. 2. ¿Cuál es el grupo responsable de la reacción positiva con la prueba

Xantoproteica?

3. ¿Cómo comprobaría que la albúmina de huevo contiene aminoácidos con

restos fenólicos? 4. ¿Cuál o cuáles de los siguientes aminoácidos dan positiva con el reactivo de

Xantoproteica?

a) Triptófano d) Fenilalanina

b) Tirosina e)Metionina

c) Histidina f) Glicina

5. ¿Con qué prueba reconocería, los enlaces peptídicos de una proteína?

6. Si se tiene una solución neutra de proteína y se le añade algunos mL de soda al

10%. Indicar si precipita la proteína al añadir unos mL de: a) Ferricianuro de

potasio b) Sulfato de cobre (II)

7. Explique a qué se debe el fenómeno de la desnaturalización de las proteínas.

8. ¿Porqué el ácido nítrico produce una coloración amarilla cuando se pone en

contacto con un pedazo de cabello o piel?

9. ¿Cómo separaría Ud. a los aminoácidos contenidos en una mezcla?

10. Aplicación de la reacción con la ninhidrina en la cromatografía. Explique.


Bibliografía

1. Holum J. Química Orgánica: Curso breve. Ed. LIMUSA. México. 1997. 2. Cueva , J. León. J y Fukusaki .,A. Laboratoriod eQuímica Orgánica . Ed.

Juam Gutemerg Lima Perú- 2008

3. Mc Murray, John Química Orgánica. Ed. IBEROAMÉRICA. México.

2007

4. Morrison R, Boyd R. Química Orgánica. Ed. ADDISON-

WESLEY IBEROAMERICANA. EUA. .2006.

5. Solomons, T.W. Química Orgánica. Ed. LIMUSA. México. 2000

6. Brown T, LeMay H, Eugene B, Bruce E, Burdge J. Química: la ciencia

central. 2009. Ed. Prentice Hall. Hispanoamérica. México DF. México

guã a de prã ctica quimica

Documents