OR · Escuela de Kinesiología Química y Bioquímica AUTORES: Alejandra Moreno O.; Roberto Bravo M.; Gabriela Cornejo B. ... (la boca del tubo de ensayo) hacia un lugar, lejos de

UNIVERSIDAD MAYOR

Facultad de Medicina

Escuela de Kinesiología

Química y Bioquímica

AUTORES: Alejandra Moreno O.; Roberto Bravo M.; Gabriela Cornejo B.

UNIVERSIDAD MAYOR FACULTAD DE MEDICINA

ESCUELA DE KINESIOLOGÍA

QUÍMICA Y BIOQUÍMICA

LABORATORIO DE QUÍMICA Y BIOQUÍMICA

2013

Profesores de Laboratorio:

Alejandra Moreno O.

Mayama Francia A.

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INSTRUCCIONES GENERALES El trabajo en el laboratorio requiere que los alumnos dominen el tema que se va a desarrollar en

la práctica.

Los alumnos deben leer cuidadosamente todas las instrucciones antes de ingresar al laboratorio

y prepararse para el desarrollo de cualquier práctica. Esta actividad implica conocer teóricamente la

experiencia que se va a realizar y los posibles resultados.

Exigencia:

El porcentaje de exigencia del laboratorio será de un 60%.

Asistencia:

Se exigirá asistencia del 100 %. Se justificará la inasistencia sólo de un laboratorio en aquellos

casos que presenten certificados médicos directamente al profesor encargado del laboratorio,

cumpliendo un plazo máximo de 48 horas. La inasistencia a más de un laboratorio, es causal de

reprobación de la asignatura pues el alumno con cumple con los requisitos del 100% de asistencia.

Quienes tengan justificaciones aceptadas por el Docente, podrán recuperar las evaluaciones

perdidas en una fecha asignada por el profesor sin realizar la recuperación del paso práctico.

Los alumnos que lleguen atrasados a algún paso práctico solo podrán hacer ingreso al laboratorio

una vez terminado el control de entrada, y tendrán una nota 1.0 en tal evaluación. Quienes lleguen

después de esta evaluación no podrán ingresar al laboratorio y serán consignados como ausentes, no

pudiendo entrar a otro grupo de laboratorio posterior.

Presentación:

Cada alumno debe presentarse puntualmente al laboratorio llevando:

Guía de laboratorio individual

Delantal blanco

Zapatos cerrados

Pantalón o vestido largo

Normas:

Es obligatorio, que cada alumno:

Trabaje sólo en presencia de profesores.

Aplique las normas mínimas de seguridad.

Mantenga las balanzas limpias y descargadas.

Mantenga los frascos de reactivos tapados y en lugares asignados por el

profesor.

Consigne el material sucio en el lugar asignado por el profesor, al término de

cada sesión.

Evaluaciones:

Controles de entrada: contempla un control de desarrollo individual de aspectos teóricos de la

guía a desarrollar, el promedio de estos controles tendrá una ponderación de un 60% de la nota del

laboratorio.

Informes de salida: contempla un informe teórico práctico grupal para medir la aplicación de los

conocimientos adquiridos por los alumnos, el promedio de estos informes tendrá una ponderación de un

40% de la nota del laboratorio.

“La nota final del Laboratorio corresponde a la suma de las ponderaciones de los controles

de entrada y los informes de salida. Esta nota tiene una ponderación de 20% del ramo de Química

y Bioquímica.”

Prueba de Competencia Experimental N° 1: Prueba práctica de laboratorio, la cual evalúa

todos los laboratorios realizados durante el primer semestre y que tendrá una ponderación de un 10%

del ramo de Química y Bioquímica.

Prueba de Competencia Experimental N° 2: Prueba práctica de laboratorio, la cual evalúa

todos los laboratorios realizados durante el segundo semestre y que tendrá una ponderación de un 15%

del ramo de Química y Bioquímica.

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FECHAS LABORATORIOS

2013

Práctico N° GRUPO 1

GRUPO 2 GRUPO 3 GRUPO 4

1

15 / Marzo 22 / Marzo 04 / Abril 12 / Abril

2

19 / Abril 26 / Abril 03 / Mayo 10 / Mayo

3

17 / Mayo 24 / Mayo 31 / Mayo 07 / Junio

Prueba de Comp.

Exp. N° 1

14 / Junio 14 / Junio 14 / Junio 14 / Junio

4

21 / Junio 28 / Junio 09 / Agosto 16 / Agosto

5

23 / Agosto 06 / Septiembre 13 / Septiembre 27 / Septiembre

6

04 / Octubre 18 / Octubre 25 / Octubre 08 / Noviembre

Prueba de Comp.

Exp. N° 2

15 / Noviembre

15 / Noviembre 15 / Noviembre 15 / Noviembre

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LABORATORIO N°1

MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO

I.- INTRODUCCIÓN

A) Exactitud y precisión

Al analizar mediciones y cifras significativas, es útil distinguir entre dos términos: exactitud y

precisión.

La exactitud nos indica cuan cerca esta una medida del valor real de la cantidad medida, por lo

tanto, está relacionado con la sensibilidad del instrumento en la medición (cuantas cifras significativas

entrega).

La precisión se refiere a cuanto concuerdan dos o más medidas de una misma cantidad utilizando

un instrumento, por lo tanto, está relacionado con la reproducibilidad de la medida, es decir, el error del

instrumento.

Supóngase que se pide a tres alumnos que determinen la masa de una pieza de alambre de cobre

cuya masa real es 2,000 g. Los resultados de dos pesadas sucesivas hechas por cada estudiante son:

Estudiante A Estudiante B Estudiante C

1,991 2,000 2,000

1,995 1,968 2,001

Valor promedio 1,993 1,984 2,001

Los resultados del estudiante A son más precisos (error = 0,007) que los del estudiante B (error =

0,016), pero menos precisos que los del estudiante C (error = 0,001). Sin embargo el estudiante C

tiene valores más cercanos al valor real, por lo tanto el estudiante C utilizó una balanza de mayor

exactitud y precisión que los otros estudiantes. Las medidas muy exactas deben necesariamente ser

más precisas, por otro lado, una medida precisa no necesariamente garantiza resultados exactos

(estudiante A).

B) Normas Generales de Seguridad

1. Conozca y practique las normas mínimas de seguridad.

2. Frente a cualquier accidente, por mínimo que este sea, informe de inmediato al profesor.

3. Lea con calma las instrucciones para el desarrollo del trabajo práctico y no se distraiga durante el

desarrollo de éste.

4. Use el delantal siempre abotonado.

5. Mantenga limpio su lugar de trabajo.

6. Tenga cuidado con la barba, pelo largo suelto, ya que puedes enredarte fácilmente, inflamarte o

absorber sustancias químicas peligrosas.

7. Se prohíbe beber, comer y fumar durante el desarrollo del práctico.

8. No lleve sus manos a la boca durante el desarrollo de un práctico.

9. No pruebe el sabor de ninguna sustancia o solución química.

10. Jamás caliente material de vidrio graduado directamente a la llama del mechero, utilice la estufa

para secar.

11. Cuando caliente alguna sustancia en un tubo de ensayo, tome éste con una pinza adecuada y dirija

su extremo abierto (la boca del tubo de ensayo) hacia un lugar, lejos de usted y de otras personas,

donde eventuales salpicaduras no puedan producir daño a ninguna persona.

12. No encienda mecheros de gas cerca de frascos o recipientes que contengan sustancias inflamables.

13. Etiquete siempre los reactivos y el material que esté utilizando en el práctico.

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14. No succione un reactivo con la boca usando la pipeta, siempre utilice una propipeta.

15. Lea siempre la etiqueta del reactivo.

16. No huela los reactivos directamente.

17. Mantenga siempre las sustancias químicas tapadas.

18. Los líquidos inflamables y tóxicos deben ser utilizados siempre bajo campana.

19. Diluya o neutralice las sustancias antes de botarlas al resumidero.

20. No bote reactivos sólidos al resumidero.

21. Si se derrama algún reactivo sobre la piel, lave inmediatamente con abundante agua e informe a su

profesor lo ocurrido.

C) Materiales Volumétricos

El material volumétrico se diferencia en:

I. No clasificado: No se conoce su precisión, la medición con él implica errores muy grandes.

II.Clasificados: Material calibrado individualmente; en general, traen una banda de color

blanca con líneas azules que facilita su empleo. Son de alta precisión y exactitud y de

acuerdo al margen de error se clasifican en:

Clase A: muy exactos e indican tiempo de escurrimiento.

Clase B: 2 a 3 % de error.

1) Instrucciones generales para el uso del material volumétrico

Cuando un líquido está contenido en algún material volumétrico exhibe una curvatura denominada

menisco, en general, se utiliza la parte inferior del menisco para la medición y lectura.

En la lectura del material volumétrico, el ojo del observador debe estar a nivel del líquido de

otro modo existirá un error de paralaje (ver figura). Ajuste el menisco con la línea de graduación y

registre la medida.

2) Material volumétrico de uso más frecuente

Vasos precipitados: Son de amplio uso, entre ellos, para contener

volúmenes de líquidos, para evaporar líquidos por calentamiento, para

realizar reacciones químicas, etc. Existen de 10, 50, 100, 250, 600, 1000 y

2000 mL.

Matraz erlenmeyer: Se utiliza para realizar reacciones químicas, como por

ejemplo, reacciones de neutralización (titulación). Existen de 10, 100, 125, 250,

500 y 1000 mL

Matraces aforados: Son recipientes de fondo plano y cuello estrecho, en los

cuales pequeñas variaciones de volumen del líquido se traducen en cambios

visibles en la marca en el cuello (aforo). Los matraces aforados se utilizan

solamente para preparar soluciones, no para almacenar por largos períodos de

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tiempo; para esto se usa el frasco de reactivo. Deben permanecer tapados, ya que la evaporación del

líquido que contienen se traduce posteriormente en una alteración de la concentración de la solución.

Existen de 5, 10, 25, 50, 100, 250, 500, 1000 y 2000 mL.

Matraz kitazato: se parece al matraz erlenmeyer, pero este tiene una salida

lateral. Se utiliza en la filtración al vacío, en done la salida lateral es conectada a la

bomba de vacío para producir la succión y arrastrar los líquidos que son recogidos

en este recipiente. Existen de 100, 250 y 500 mL

Probetas: Son recipientes cilíndricos provistos de una base, presentan una escala

graduada y las hay de diferentes capacidades. Las probetas no son muy precisas y

sólo se emplean para medir volúmenes de líquidos en forma aproximada. Existen de 5,

10, 25, 50, 100, 250, 500 y 1000 mL. Para vaciar la probeta debe inclinarse

ligeramente hasta que haya salido todo el líquido, manteniendo esta posición algunos

segundos.

Pipetas graduadas: Presentan una escala graduada y son instrumentos

diseñados para entregar un volumen conocido de líquido, transfiriéndolo de

un recipiente a otro. Tienen la ventaja de que se pueden medir volúmenes

intermedios de la escala de graduación. Por ejemplo, en una pipeta graduada

de 10 mL se pueden medir 7,2 mL. Existen pipetas graduadas de 1, 2, 5, 10 y

25 mL.

Para medir un volumen se debe llenar la pipeta sobre la graduación,

recuerde que los líquidos se introducen en la pipeta por capilaridad, si es

necesario hacer que el líquido ascienda debe utilizarse una propipeta

evitando succionar con la boca para evitar una ingestión accidental, y la

contaminación de la muestra con saliva.

Pipetas volumétricas: Estas pipetas al igual que las graduadas, sirven

para medir volúmenes, pero en este caso los volúmenes son únicos o fijos.

Es decir, si la pipeta es de 5 mL sólo sirve para medir 5 mL y no otro

volumen. La medición de volúmenes con este tipo de pipeta es más exacta

que con las pipetas graduadas. Para medir una cantidad de líquido se

procede de la misma forma señalada para la pipeta graduada.

Propipeta

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Buretas: Consiste de un tubo calibrado provisto de

una llave por la cual se controla el flujo del líquido.

Poseen una precisión y exactitud superior a las

pipetas y siempre se utiliza en forma vertical,

sostenida por un soporte universal mediante una pinza

para bureta ubicada en su tercio inferior.

Para medir un volumen llene la bureta por

sobre la graduación con ayuda de un embudo analítico

de vástago corto y un vaso de precipitado. Abra la

llave y deje escurrir el líquido de tal manera que se

llene esta zona con líquido. Verifique que no haya

burbujas de aire en el extremo inferior retire el

embudo y ajuste el nivel del líquido al punto cero.

Ubique su mano izquierda en la llave y manipule utilizando los dedos

índice y pulgar. Deje escurrir el líquido paulatinamente hasta la medida

deseada. No olvide mantener sus ojos a nivel del líquido para registrar la

medida.

E) Material de filtración

La filtración es la separación de un sólido del líquido, el cual se encuentra en suspensión, para

ello se usan medios porosos que permiten sólo el paso de líquido o solución y retienen el sólido. Como

material filtrante con frecuencia se utiliza el papel filtro.

Papel filtro: Se fabrica de celulosa que es un material económico, químicamente inerte, flexible,

incinerable, desintegrable, liviano, fácil de almacenar y retener las partículas más finas del precipitado.

El tipo de papel filtro y la velocidad de filtración dependen del tamaño de las partículas que se desean

separar.

Los factores que afectan una filtración son: el tamaño de los poros del medio filtrante, la

temperatura, el área de filtración y la presión del sistema.

El tamaño del medio filtrante se escoge de acuerdo con la cantidad de sólido a ser retenido y no

con respecto a la cantidad de líquido a filtrar.

Existen dos tipos de filtración: la filtración simple y la filtración a presión reducida.

Filtración simple: Los materiales requeridos consisten en: un embudo corriente (A), un porta

embudo o argolla (B), papel filtro (C) y un recipiente colector (D).

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El papel filtro debe doblarse de modo que se adapte al embudo, para lo cual se procede como se

señala a continuación:

Se ubica el papel filtro en el embudo, se humedece con el solvente y se presiona cuidadosamente

contra las paredes del embudo para eliminar burbujas de aire. El extremo inferior del embudo (vástago)

debe tocar la pared interior del recipiente colector, con el fin de que el líquido escurra por la pared,

evitando pérdidas por salpicaduras.

La filtración es más rápida si primero se deja decantar el

sólido en el vaso contenedor, luego se filtra el sobrenadante y al

final se vacía el sólido sobre el filtro.

Se recomienda utilizar una varilla de vidrio (bagueta), ojalá

con un trozo de goma o caucho en uno de sus extremos. La bagueta

se adosa al pico del vaso, orientando hacia el centro del embudo, sin

apoyarla. El líquido debe escurrir lentamente sin que tenga pérdida

por derramamiento.

Para arrastrar del vaso contenedor la totalidad del líquido y

partículas de la suspención a filtrar, se usa la pizeta con agua

destilada. La goma o caucho de la bagueta permite desprender el

precipitado adherido a las paredes del vaso, sin rayarlo. El

precipitado debe ser lavado inmediatamente después que la solución

sobrenadante ha sido removida. Se recomienda usar varias

porciones pequeñas de solución lavadora, en vez de uno o dos

volúmenes mayores. En general, la solución elegida para lavar el

precipitado depende de varios factores: solubilidad del precipitado,

naturaleza de los contaminantes ha ser removidos y facilidad de

remoción del solvente en la etapa final del secado de cristales.

A

B C

D

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Filtración a presión reducida: El equipo usado consiste en: un embudo Büchner (A), unido a un matraz

Kitazato (B) a través de un tapón de goma taladrado; el Kitazato se conecta con una manguera a un

frasco o trampa de seguridad (C), el cual esta comunicado con la trampa de agua o bomba de vacío (D).

El papel filtro debe ser del diámetro del embudo Büchner de modo que se adapte a éste. Se

ubica el papel filtro en el embudo y se humedece con el solvente. Se activa la bomba de vacío, la bagueta

se adosa al vaso de precipitado y se orienta hacia el centro del embudo, sin apoyarla. El líquido debe

escurrir lentamente sin que tenga pérdida por derramamiento a través de la bagueta. Para arrastrar del

vaso contenedor la totalidad del líquido y partículas de la suspención a filtrar, se usa la pizeta con agua

destilada. La goma o caucho de la bagueta permite desprender el precipitado adherido a las paredes del

vaso, sin rayarlo.

El precipitado debe ser lavado inmediatamente después que la solución sobrenadante ha sido

removida. Se recomienda usar varias porciones pequeñas de solución lavadora, en vez de uno o dos

volúmenes mayores.

Una vez termina la filtración, el matraz Kitazato se desconecta de la bomba de vacío y luego se

apaga la bomba.

F) Material de Calentamiento

Mecheros: Existe gran variedad de mecheros, siendo el

de uso común el Bunsen. Éstos aprovechan el poder

calorífico del gas para combustionarse con el aire.

Mechero Bunsen: Posee una base metálica en el cual se encuentra el

inyector de gas y una salida lateral para la conexión del gas. Atornillada a

su base tiene una chimenea con orificios regulares para la entrada del

aire.

Como se puede observar, cada mechero tiene pequeñas

diferencias entre ellos, pero existen elementos básicos que son comunes:

chimenea, entrada de aire, conexión de gas, inyector de gas y base.

Si la entrada de aire se encuentra tapada, se produce una llama amarilla de bajo poder

calorífico; debido a la presencia de gases reductores, tales como hidrógeno y monóxido de carbono esta

se conoce como llama Reductora. Al colocar un objeto frío en contacto con esta llama, se deposita una

capa de hollín debido a la combustión incompleta.

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Si la entrada de aire se encuentra abierta, se produce una llama de color azul de alto poder

calorífico, ésta es la llama Oxidante. Al colocar un objeto frío en contacto con esta llama, no se

deposita una capa de hollín debido a que la combustión es completa. Esta llama presenta diferentes

zonas de temperatura.

Si el paso de gas es insuficiente o bien hay exceso de aire, puede ocurrir que la llama descienda

por el interior de la chimenea y se pose finalmente en el inyector de gas, provocando calentamiento

excesivo del tubo. Cuando ocurre esto, se dice que el mechero está calado y se debe cortar

inmediatamente el paso de gas, cerrar el paso del aire a la mitad y luego volver a encender. Si el

mechero continúa calado, se le debe dar un golpe seco a la goma para que la llama ascienda a la boca del

tubo donde debe quedar.

Siempre debe encenderse el mechero teniendo

la entrada de aire cerrada

Baño de agua termorregulado: Es un recipiente lleno de agua, el

cual se calienta mediante una

resistencia eléctrica. Es más

fácil el control de la

temperatura en ellos debido a

que poseen un regulador del paso

de corriente.

Calefactores eléctricos: Se usan en síntesis de

compuestos y ciertas titulaciones donde es

necesario un calentamiento y/o agitación

controlada.

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G) Material de medición de temperatura

Existen dos conceptos que se confunden con frecuencia: Cantidad de calor y temperatura.

Cantidad de calor

Se mide en calorías (cal), kilocalorías (Kcal) y British Thermal Unity (BTU). Una caloría es la

cantidad de calor que es capaz de incrementar en un grado Celsius la temperatura de un gramo de agua

pura, desde 14,5 a 15,5 °C.

2) Temperatura

Es el resultado del aporte o sustracción de calor a un cuerpo dado; se puede expresar en grados

Celsius (grados centígrados), grados Fahrenheit o Kelvin.

La escala Centígrado: Toma como 0°C la temperatura del hielo fundente (agua-hielo) y como 100°C

la temperatura de ebullición del agua pura, cuando la presión es de una atmósfera. La temperatura

expresada en esta escala se designa como ºC, por ejemplo, la temperatura normal del cuerpo humano

es 37 ºC.

La escala Fahrenheit: La temperatura del hielo fúndente corresponde a 32°F y la de ebullición del

agua a 212°F. Por lo tanto, la relación existente entre la escala centígrado y Fahrenheit es:

°F = (1,8 x ºC) + 32

Por lo tanto, los 37ºC corresponden a 98,6 ºF.

La escala Kelvin: Se diferencia de la escala centígrado en que el cero Kelvin corresponde a 273,15

grados Celsius bajo cero (-273,15 ºC). La temperatura expresada en esta escala se designa con la

letra “K”. La relación existente entre ambas escalas es:

T = ºC + 273,15

Por lo tanto, los 37ºC corresponden a 310,15 K.

3) Termómetro de mercurio

Sirven para medir temperaturas entre -30°C y +300°C, límites impuestos por la temperatura de

solidificación del mercurio (-38,8°C) y la temperatura de ebullición de éste elemento (+357 °C).

Este termómetro es un cilindro que posee un depósito o bulbo de mercurio, unido a un capilar,

para poder advertir claramente las pequeñas variaciones de volumen generadas por la dilatación o

contracción del líquido.

Para medir temperaturas bajas se utilizan termómetros con otros líquidos que generalmente se

colorean. Por ejemplo para medir temperaturas entre -110°C y +40°C se usa alcohol etílico.

Las causas de error en la medición de temperatura con termómetros de contenido líquido son:

Falta de tiempo para que la columna llegue a adquirir la temperatura del ambiente en que se

hace la medida

Error de paralaje del observador.

Debido a que el vidrio se contrae por envejecimiento y puede provocar la variación del cero

hasta un par de grados, los termómetros deben calibrarse periódicamente.

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H) Material de medición de masa

Existen varios tipos de balanzas, que son los instrumentos que permiten medir masa. Los más

utilizados en los laboratorios son: balanza granataria, balanza de precisión y la balanza analítica.

Balanza analítica: Es un instrumento de alta exactitud y

precisión, utilizada para medir cantidades pequeñas de masa

con exactitud de 0,1 miligramo (mg). Presenta un sistema

oscilante, que a través de un mecanismo interno determina el

peso. Una balanza analítica debe cumplir los siguientes

requisitos: ser exacta, estable, sensible y tener un período de

oscilación corto.

Se detallará el procedimiento de pesada de la balanza Mettler AC100, aunque los pasos son muy

similares con cualquier otra balanza. Para ejecutar una pesada sin error, es necesario seguir

secuencialmente el procedimiento que se describe a continuación:

a) Posar la balanza en una cubierta horizontal sin movimiento cerca de una fuente de energía.

b) Nivelar la balanza y conectar a la corriente eléctrica.

c) Encender y presionar la tecla de lectura (TARE) para llevar la cifra a 0,0000 gramos.

d) Si desea pesar un objeto, abra la puerta lateral, coloque el objeto a pesar, cierre la puerta y

registre la medida.

e) Si desea pesar una cantidad determinada de sustancia, primero hay que tarar el recipiente en

el que se depositará la sustancia a pesar. Coloque el recipiente en el interior de la balanza

cierre la puerta lateral y presione la tecla de lectura (TARE) de manera de tarar el

recipiente. Agregue la cantidad sustancia deseada cierre las puertas y lea la medida.

f) Retirar el recipiente con la sustancia pesada y vuelva a tarar.

g) Limpie la balanza una vez que haya terminado de usarla.

I) Material de medición de densidad

La densidad es una propiedad física que depende de la temperatura debido a la dilatación que

sufren los cuerpos; su valor numérico es característico de la sustancia y ayuda a identificarla.

La densidad de líquidos y sólidos se expresa normalmente en gramos por mililitro (g/mL),

mientras que la densidad de los gases se expresa en gramos por litro (g/L). Su valor corresponde a la

razón entre su masa y el volumen que ocupa dicha masa:

masa de la sustancia

densidad = ----------------------

Volumen de la sustancia

w d = densidad

d = --------------- w = masa

V V = volumen

Como la densidad del agua no varía apreciablemente con la temperatura entre 0°C y 30°C, se

puede utilizar el valor aproximado de 1,00 g/mL para los cálculos.

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Densímetro: Sirve para determinar la densidad de líquidos. Es

un cilindro de vidrio hueco, herméticamente cerrado que

presenta, en su parte superior, una escala graduada en su

interior y en su parte inferior contiene municiones que sirven

de lastre, de modo que al sumergirlo en el líquido se hunda

hasta cierto nivel y permita determinar la densidad del líquido.

La sensibilidad de un densímetro depende del diámetro de su

vástago; como éste no puede ser muy largo, estos instrumentos

se fabrican para medir intervalos de densidad, razón por la

cual, existen juegos de densímetros, los cuales poseen

graduación creciente.

Para medir la densidad de un líquido, se debe seguir el siguiente

procedimiento:

a) Tomar una probeta de 500 mL y llene las ¾ partes con el

líquido cuya densidad se desea conocer (aproximadamente 400

mL).

b) Siempre se debe partir con el densímetro de menor escala

para seleccionar el densímetro que corresponda al rango de

densidad que espera medir.

c) Introduzca el densímetro en el líquido de modo que flote sin

tocar las paredes del recipiente donde se realiza la

determinación. En caso de que persista el contacto con las

paredes gire el densímetro muy suavemente, repita la

operación hasta lograr el efecto deseado.

d) En la posición de equilibrio la densidad se lee directamente en

la escala graduada que se encuentra en la parte superior de

éste. La escala graduada da directamente la densidad del

líquido en la unidad g/mL.

e) Registre la temperatura a la cual se realizó la medida.

II.- OBJETIVOS

Manejar las normas de seguridad correctamente en el laboratorio.

Conocer y manipular adecuadamente el material de laboratorio de uso más frecuente.

III.- PARTE EXPERIMENTAL

1) Material de medición de masa

a) Proceda a masar en Balanza Analítica como se indicada en la siguiente tabla. Registre los valores con

todos los decimales y repita el procedimiento para obtener una segunda medida. Calcule el promedio de

las medidas.

Porción

Masa (g) Masa (g) Promedio Masa (g)

1/4 fruta

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b) Con el promedio en gramos de las medidas realizadas, transforme el promedio a:

microgramos (g), miligramos (mg) y kilogramos (kg).

Porción

microgramos

(g)

miligramos (mg) kilogramos

(kg)

1/4 fruta

2) Material volumétrico

a) Enumere y mase en balanza analítica tres vasos precipitados de 50 mL (no olvide registrar las masas

con todos los decimales). Agregue luego a cada uno de los vasos 10 ml de agua destilada utilizando

distintos materiales volumétricos. Para agregar el agua destilada en el primer vaso una pipeta graduada,

en el segundo vaso una probeta y en el tercer vaso una jeringa. Pese enseguida los vasos con el agua

destilada y registre todos los valores obtenidos en la siguiente tabla

Vaso Material

volumétrico

Masa vaso seco

(g)

Masa vaso con los

10 mL de agua

vertida (g)

Masa de agua

destilada vertida

(g)

Volumen de agua

destilada vertida

(ml)

1 pipeta graduada

2 probeta

3 jeringa

b) Asumiendo que el volumen vertido es exacto, determine el error asociado a cada material

volumétrico, restando al valor requerido (10 mL) el valor realmente vertido por cada material utilizado.

Material volumétrico Volumen vertido (mL) Error

(10 mL - volumen vertido)

pipeta graduada

probeta

jeringa

c) Ordene el material volumétrico de mayor a menor exactitud (de menor a mayor error).

1.- ____________________

2.- ____________________

3.- ____________________

d) Transforme los valores de masa de agua agregada a: microlitros (μL) y litros (L) de agua, recuerde

que la densidad del agua es 1g/mL.

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Microlitros

(L)

Litros

(L)

pipeta graduada

probeta

jeringa

3) Material de medición de temperatura

a) Mediante un termómetro de mercurio mida la temperatura del agua destilada a temperatura

ambiente, del agua destilada en ebullición y de una mezcla agua destilada - hielo. Para este experimento

necesitará un mechero, siga los siguientes pasos para su correcto encendido:

Cierre la entrada de aire en el mechero, encienda un fósforo y en seguida abra la llave de gas.

De vuelta lentamente el anillo que regula el suministro de aire para regular la llama que va a

usar.

b) En un vaso precipitado de 100 mL agregue aproximadamente 50 ml de agua destilada, con un

termómetro mida la temperatura ambiente del agua; luego caliéntelo a ebullición con ayuda de un

mechero y mida nuevamente la temperatura del agua.

c) En otro vaso precipitado de 100 mL agregue aproximadamente la mitad del volumen del vaso

en hielo molido o un cubo de hielo y un poco de agua destilada hasta cubrir el hielo, agite, deje

reposar por dos minutos y mida la temperatura de la mezcla.

Temperatura en grados

Celsius (ºC)

Agua destilada - hielo

Agua destilada a temperatura

ambiente

Agua destilada a ebullición

d) Para cada medida realizada transforme los valores de grados Celsius (ºC) a: grados Kelvin (K) y

grados Fahrenheit (ºF).

Grados Kelvin

(K)

Grados Fahrenheit

(ºF)

Agua hielo

Agua a temperatura ambiente

Agua a ebullición

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4) Material de medición de densidad.

Densidad de un sólido:

a) Mase, en una balanza analítica, un tapón de goma proporcionado por el profesor.

b) Tome una probeta de 250 mL y añada agua potable hasta aproximadamente 100 mL y registre

este volumen inicial.

c) Introduzca cuidadosamente el tapón dentro de la probeta de manera que se sumerja y no

salpique agua. Lea y anote el volumen final lo más exacto posible.

d) Determine el volumen desplazado (volumen del tapón), restando al volumen final el volumen

inicial.

Masa del tapón Volumen inicial Volumen final Volumen desplazado

e) Calcule la densidad aproximada del tapón de goma, dividiendo la masa del tapón por el volumen

desplazado, a través de la siguiente ecuación. Exprese su resultado utilizando dos decimales.

masa del tapón

densidad = -------------------

Volumen desplazado

Densidad del tapón de goma =

f) Transforme la unidad de densidad de g/mL a: mg/mL, g/L, Kg/L y g/mL

mg / mL g / L Kg / L g / mL

TRANSFORMACIÓN DE UNIDADES:

A) MASA:

1Kg = 1000 g = 1000000 mg = 1000000000 g

o bien,

1Kg = 1*103 g = 1*106 mg = 1*109g

B) VOLUMEN:

1L = 1000 mL = 1000000 L

o bien,

1 L = 1*103 mL = 1*106 L

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IV.- EJERCICIOS

1) Si 100 g de carne contienen 22,3 g de proteína. Determine la masa de la masa de proteínas

contenidas en 0,5 kg de carne.

2) Una taza de leche equivale aproximadamente a 200 mL. Determine el volumen de leche, en L,

que hay en dos tazas de leche.

3) Sabiendo que 128 g de etanol ocupan un volumen de 160 mL, ¿cuál es la densidad del etanol?

4) Si la densidad del ácido clorhídrico es 1,19 g/mL, ¿cuál es la masa contenida en 20 mL de este

ácido?

5) Si se disuelven 15,3 g de hidróxido de sodio en 67,9 g de agua, obteniéndose 103 mL de solución.

¿Cuál es la densidad de la solución?

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LABORATORIO N°2

SOLUCIONES Y PRESIÓN OSMÓTICA

I.- INTRODUCCIÓN

A) Soluciones

La materia puede presentarse en forma de mezclas o sustancias puras. Cuando una mezcla tiene

una composición uniforme, en cualquier punto del volumen que ella ocupa, decimos que ésta es una mezcla

homogénea. En el lenguaje químico una mezcla homogénea es una solución. Las soluciones pueden ser

sólidas, líquidas o gaseosas.

Tipos de solución Ejemplos Componentes

Sólida Bronce

oro de 18 quilates

cobre y estaño

oro y cobre o plata

Líquida Infusión de té

Gasolina

cafeína, taninos, pigmentos y agua (entre

otros)

mezcla de más de 200 hidrocarburos

Gaseosa aire

gas licuado

nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono,

argón, agua, etc.

propano y butano principalmente

En una solución se denomina solvente al componente que está presente en mayor proporción. El

resto de los componentes son los solutos. Para caracterizar una solución debe expresarse la cantidad de

cada componente en relación al total de la solución. Esta noción de cantidad de un componente dado

relativa al total es lo que se denomina concentración. La concentración de una solución hipotética,

constituida por un soluto A y un solvente B, se expresa de diversas formas según se describe a

continuación:

Unidades de Concentración

1) Porcentaje en Peso (% p/p)

También se le conoce como porcentaje peso-peso y determina la masa de soluto, en gramos,

contenida en 100 gramos de masa de solución. Se trata de una unidad de amplio uso en la venta de

reactivos químicos.

masa de soluto (g)

%p/p = x 100

masa de solución (g)

Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl) en 90 g de agua. La solución es al 10% en peso

2) Porcentaje Peso-Volumen (% p/v)

Se refiere a la masa de soluto, en gramos, disuelta por cada 100 mL de solución. Es la unidad

preferida en la información de análisis de laboratorios clínicos.

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masa de soluto (g)

%p/v = x 100

Volumen de solución (mL)

Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl) en 100 mL de solución. La solución es al 10% p/v

3) Molaridad (M):

Indica el número de moles de soluto contenido en cada litro (L) de solución, y se calcula por

medio de la expresión:

moles de soluto

Molaridad = o bien,

Volumen de solución (L)

moles de soluto

Molaridad = x 1000


Ejemplos:

a) Una solución que contiene 34 g de amoniaco (2,0 moles de NH3) en 1,0 L de solución, es una

solución 2,0 M (se lee 2,0 molar) de amoniaco.

b) Otra solución de amoniaco que contenga 17 g de este soluto en 500 mL de solución, también es

una solución 2,0 M de amoniaco.

4) Partes por Millón (ppm):

Para soluciones muy diluidas, es decir aquellas que presentan una muy pequeña cantidad de soluto

disuelto, se utiliza esta unidad de concentración que se expresa como:

masa de soluto (mg)

ppm = o bien,

Volumen de solución (L)

masa de soluto (g)

ppm = x 106


Ejemplos:

a) Una solución que contiene 6,0 x10-5 g de óxido de calcio en 1,0 L de solución, es una solución

0,06 ppm (se lee 0,06 partes por millón) de óxido de calcio.

b) Otra solución de óxido de calcio que contenga 3,0 x10-5 g de este soluto en 500 mL de

solución, también es una solución 0,06 ppm de óxido de calcio.

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Preparación de soluciones

Las soluciones se pueden preparar por pesada o por dilución. Cuando se dispone de un soluto

sólido, la solución se prepara pesando una masa dada de soluto, para luego añadir suficiente solvente

para enrasar hasta el aforo del matraz volumétrico. Sin embargo, también es posible preparar

soluciones por dilución cuando se dispone de una solución concentrada, a partir de la cual se han de

preparar soluciones de menor concentración.

Ejemplo 1: Preparación de solución por pesada

Se desea preparar 250 mL de una solución de carbonato de sodio 0,1 M. Indique como hacerlo, si

dispone de carbonato de sodio sólido como materia prima. (Masa molar del carbonato de sodio es 106

g/mol).

Solución:

Paso 1: Determinar la masa necesaria

0,1 molar significa que tengo 0,1 mol de carbonato de sodio en 1,0 L (1000 mL) de solución.

0,1 mol 1000 mL

x 250 mL x = 0,025 mol. Por lo tanto, para preparar 250 mL se requieren 0,025

moles de carbonato de sodio.

Si la masa molar es 106 g/mol. Entonces,

106 g 1 mol

x 0,025 mol x = 2,65 g. Por lo tanto, se requiere 2,65 g de carbonato de sodio.

Paso 2: Preparación

Pesar 2,65 g de carbonato de sodio en un vaso precipitado.

Disolver en un poco de agua destilada y vaciar a un matraz aforado de 250 mL.

Enjuagar el vaso precipitado con dos porciones de agua destilada y vaciar al matraz aforado.

Enrasar hasta el aforo, agitar para homogeneizar y trasvasijar a una botella de

almacenamiento.

Etiquetar señalando el nombre de la solución, la concentración, la fecha de preparación y el

nombre de la persona responsable de la preparación.

Ejemplo 2: Preparación de solución por dilución

Se desea preparar 250 mL de una solución de ácido nítrico 0,5 M. Indique como hacerlo, si dispone de

una solución de ácido nítrico al 43% en peso y densidad 1,27 g/mL como materia prima. (Masa molar del

ácido nítrico es 63 g/mol).

Solución:

Paso 1: Determinar el volumen necesario

0,5 molar significa que tengo 0,5 mol de ácido nítrico en 1,0 L (1000 mL) de solución.

0,5 mol 1000 mL

x 250 mL x = 0,125 mol. Por lo tanto, para preparar 250 mL se requieren 0,125

moles de ácido nítrico.

Si la masa molar es 106 g/mol, entonces

63 g 1 mol

x 0,125 mol x = 7,88 g. Por lo tanto, se requiere 7,88 g de ácido nítrico

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Como la solución de la cual se dispone (solución madre) es al 43% en peso, entonces

43 g 100 g de solución

7,88 x x = 18,3 g de solución. Por lo tanto, se requiere 18,3 g de la solución

madre

Como se dispone de la densidad (1,27 g/mL), se calcula el volumen correspondiente a ésta masa

1,27 g 1 mL de solución

18,3 g x x = 14,4 mL de solución. Por lo tanto, se requiere 14,4 mL de la

solución madre

Dilución de soluciones (utilización del factor de dilución)

Una forma de trabajar la preparación de soluciones diluidas a partir de soluciones concentradas

es a través del factor de dilución. Este se define de la siguiente manera:

Concentración de la solución madre

Factor de dilución (fd) =

Concentración de la solución diluida

Primero se debe determinar la Molaridad de la solución madre, para lo cual se utiliza la siguiente

ecuación

%p/p x densidad de la solución x 10

Molaridad de la =

Solución madre Masa molar del soluto

43 x 1,27 x 10

M madre = = 8,67 molar

63

Ahora se puede aplicar el factor de dilución, como M madre = 8,67 y M diluida = 0,5 entonces:

8,67

Factor de dilución = = 17,3

0,5

Luego, si V diluida = 250 mL

Vdiluida

Vmadre =

Factor de dilución

250 mL

Vmadre = = 14,4 mL

17,3

Por lo tanto, se requiere 14,4 mL de la solución madre.

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B) Propiedades Coligativas

Si analizamos distintos líquidos, en las mismas condiciones de temperatura y presión

atmosférica, se puede apreciar que sus propiedades físicas varían de unos a otros. Algunas de estas

propiedades son densidad, punto de ebullición, punto de congelación, presión de vapor, etc. Así por

ejemplo

Líquido Presión de vapor a 25°C Punto de ebullición a 1 atm

Agua 23,8 mmHg 100,0°C

Benceno 94,4 mmHg 80,1°C

Por lo tanto, los líquidos puros tienen propiedades físicas características.

Cuando un soluto y un solvente dan origen a una solución, ésta presenta propiedades físicas que

difieren de las correspondientes a los componentes puros. Así por ejemplo, a una presión de una

atmósfera el agua hierve a 100°C, si al agua le agregamos un soluto podemos observar que el punto de

ebullición se eleva.

Muchas propiedades importantes de las soluciones dependen del número de partículas de soluto

en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. Estas propiedades se denominan

propiedades coligativas, porque tienen un mismo origen; esto es, todas ellas dependen del número de

partículas de soluto presentes, independiente de que las partículas sean átomos, iones o moléculas.

Las propiedades coligativas son: el aumento del punto de ebullición (ascenso ebulloscópico), el

descenso del punto de congelación (descenso crioscópico), disminución de la presión de vapor y la

presión osmótica .En este trabajo se verificará la presión osmótica

Presión Osmótica

Si dos soluciones líquidas de un soluto cualquiera, no volátil, de diferente concentración, se

ponen en contacto a través de una membrana semipermeable, estas soluciones tienden a igualar sus

concentraciones mediante el paso de solvente a través de la membrana; este proceso se denomina

Osmosis. En consecuencia, la osmosis es el proceso por el cual una membrana semipermeable permite el

paso de solvente a través de ella con el objetivo de igualar la concentración a ambos lados de la

membrana.

La presión que se debe ejercer sobre la solución para evitar la osmosis, corresponde a la presión

osmótica. La presión osmótica (), se puede determinar por medio de la siguiente relación:

= M x R x T

En esta ecuación, M es la concentración molar de un soluto, R es la constante universal de los

gases (0,082 atm*L/K*mol) y T la temperatura absoluta (K). La presión osmótica es directamente

proporcional a la concentración de la disolución.

Si se tienen dos soluciones de igual concentración y, por ende, con la misma presión osmótica, se

dice que son isotónicas o isoosmóticas. Si dos soluciones tienen presiones osmóticas diferentes, se dice

que la más concentrada es hipertónica o hiperosmótica y la más diluida se describe como hipotónica o

hipoosmótica.

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NaOH 0,1 N

Fecha: ..............

Mesón: ..............

Sección: ..............

Integrantes: .......................

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

II.- OBJETIVOS

Preparar una solución acuosa de concentración dada, si dispone de un soluto sólido o de una solución

más concentrada del mismo u otro soluto.

Verificar y predecir la dirección en fluye un solvente a través de una membrana semipermeable.


Preparación de soluciones

1) Preparación de una solución por pesada: Prepare 100 mL de solución acuosa 0,1 N de hidróxido de

sodio (NaOH).

a) Para este fin, calcule la masa requerida de NaOH (masa molar 40 g/mol y # = 1).

b) Utilizando un vaso precipitado de 50 mL, mase la cantidad de sólido calculado en la balanza analítica

y registre el valor con todos los dígitos:

______________________

c) Disuelva el sólido añadiendo agua destilada (aproximadamente 20 mL) en forma cuidadosa (evite

salpicaduras) y con agitación constante (ayúdese de una bagueta).

d) Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución, con ayuda de un embudo, a un matraz aforado

de 100 mL, enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua añadiendo cada enjuague al

matraz.

e) Enrase hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final

con un gotario o pipeta Pasteur.

f) Agite suavemente el matraz por inversión, para homogenizar la solución.

g) Transfiera la solución a un frasco de reactivo plástico.

h) Etiquete el frasco de reactivo como se muestra en el recuadro.

i) Asumiendo que su solución de hidróxido de sodio, está correctamente preparada es decir tiene una

concentración igual a 0,1 N, transforme esta concentración a Molaridad y % p/v

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2) Preparación de una solución por dilución: Prepare 100 mL de una solución acuosa 0,1 N de ácido

acético (CH3COOH)

a) Para este fin determine el volumen de una solución a 3N que necesita para preparar los 100 mL de

una solución 0,1 N. Utilice la fórmula C1 x V1 = C2 x V2

Recuerde que para usar dicha fórmula las unidades de concentración y volumen deben ser las

mismas.

b) Mida el volumen con una pipeta graduada provista de una propipeta. Por ningún motivo succione el

líquido con la boca!!!.

c) Vacíe el líquido directamente a un matraz aforado de 100 mL.

d) Agregue, con una pizeta, agua destilada hasta una altura 0,5-1 cm por debajo del aforo.

e) Complete, con agua destilada, el volumen restante con un gotario o pipeta Pasteur hasta la línea de

aforo.

f) Agite el matraz para homogeneizar la solución.

g) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso.

3) Propiedades coligativas (Presión Osmótica)

a) Saque cuidadosamente 2 huevos de un recipiente con vinagre, en forma suave para no romperlos.

Siga las instrucciones de su profesor de cómo debe limpiarlos, luego de esto séquelos tocándolos

suavemente con una toalla de papel.

b) Rotule 2 vidrios de reloj con papel engomado.

c) En cada uno de ellos coloque un huevo (secado previamente con toalla de papel) y máselos en una

balanza de precisión (recuerde tarar previamente el vidrio de reloj). Registre sus valores en la

tabla correspondiente.

d) Tome 2 vasos de precipitado de 600 mL y márquelos A y B.

En el vaso A agregue 400 mL de una solución de azul de metileno.

En el vaso B agregue 350 mL de agua destilada y adicione 85 de azúcar de mesa (agite hasta

obtener una solución o mezcla homogénea).

e) Deposite un huevo en cada vaso, siguiendo la pista de cada huevo con su correspondiente masa

inicial. Anote la hora de inicio de su experimento.

Hora de inicio: _________________

f) Después de 1 hora, saque los huevos (de uno a la vez), séquelos suavemente con una toalla de

papel, máselos nuevamente en la balanza de precisión y anote la masa en la tabla

correspondiente.

Vaso Huevo Descripción Masa inicial del

huevo

Masa final del huevo

Después de 1 hora

A 1 400 mL de

solución de azul

de metileno

B 2 85 g de azúcar

en 350 mL de

agua

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IV.- EJERCICIOS

Cálculos de unidades de concentración

1. ¿Qué masa, en gramos, de NaOH (masa molar 40 g/mol), se necesita para preparar 100 mL de NaOH

0,6 M?

2. ¿Que volumen, en mililitros, de HCl 0,7 M son necesarios para preparar 500 mL una solución de HCl

0,25 M?

3. Determine la molaridad de las siguientes soluciones:

a) NH3 (Masa Molar = 17 g/mol) al 18,5 % p/v

b) Ca (Masa Molar = 40 g/mol) a 300 ppm

7. Esquematice, a través de flechas, la dirección del traspaso de solvente en de cada uno de los

experimentos de Osmosis que se llevaron a cabo durante el laboratorio.

Vaso Huevo Descripción Después de 1 hora

A

1

Huevo sumergido en 400

mL de azul de metileno

B

2

Huevo sumergido en una

solución de 85 g de

azúcar en 350 mL de

agua destilada

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LABORATORIO N°3

SOLUCIONES ACIDO-BASE Y BUFFER

1.- INTRODUCCIÓN

A) Soluciones Ácido-Base

Los solutos disueltos en agua pueden clasificarse como electrolitos y no electrolitos en función

de su capacidad de conducir la corriente eléctrica. En relación a esta propiedad, se denomina electrolito

a una sustancia que disuelta en agua conduce la corriente eléctrica, mientras que un no electrolito es

una sustancia que disuelta en agua no conduce la corriente eléctrica.

Los electrolitos pueden disociarse total o parcialmente en iones, según lo cual se clasifican a su

vez en electrolitos fuertes a aquellos que se disocian completamente en iones (100 %) en solución

acuosa y electrolitos débiles a los que se disocian parcialmente en iones en estas condiciones. Un tipo

especial de electrolitos son los ácidos y las bases.

Según la Teoría de Arrhenius “un ácido es una sustancia que libera uno o más iones hidrógeno

(H+) por cada molécula, y una base es una sustancia que libera uno o más iones hidroxilos (OH-) por cada

molécula, como uno de los productos de disociación iónica, en contacto con el agua”. Estos conceptos se

limitaron solamente a soluciones acuosas, porque están basadas en la liberación de iones H+ y OH-.

La Teoría de Brönsted-Lowry define un ácido como cualquier especie que tiene tendencia a

ceder un ion hidrógeno a otra especie, y una base como una sustancia que tiende a aceptar un ion

hidrógeno de otra sustancia. Estos conceptos no sólo se pueden aplicar a los ácidos y bases de

Arrhenius, sino que a otras especies, como por ejemplo agua (H2O) y amoniaco (NH3).

Finalmente, la Teoría de Lewis define un ácido como una sustancia que puede aceptar un par de

electrones para formar un nuevo enlace y una base como una sustancia capaz de entregar un par de

electrones para formar un enlace nuevo.

Fuerza relativa de los ácidos y bases

En solución acuosa, algunos ácidos entregan protones más fácilmente y algunas bases los reciben

con mayor facilidad que otras, esto es lo que llamamos fuerza relativa de ácidos y bases.

Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se disocia totalmente liberando iones hidrógeno

(por tanto es un electrolito fuerte). Ejemplo: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4, entre otros.

Un ácido débil es aquel que en solución acuosa se disocia parcialmente liberando iones hidrógeno

(por lo tanto, es un electrolito débil). Ejemplo: CH3COOH, H3PO4, HCN, H2S, etc.

El grado en el que un ácido se ioniza en un medio acuoso se puede expresar por la constante de

equilibrio para la reacción de ionización. En general, podemos representar cualquier ácido por el símbolo

HX, donde el equilibrio de ionización está dado por:

HX(ac) H+(ac) + X

-(ac)

La expresión de la constante de equilibrio correspondiente es:

[H+] · [X-]

Ka = , [ ] = Concentración

[HX] Molar

La constante de equilibrio se indica con el símbolo Ka, y se llama constante de disociación ácida.

Cuanto más pequeño sea su valor más débil es el ácido, menos disociado se encuentra.

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Una base fuerte es aquella que en solución acuosa disocia totalmente liberando iones hidroxilos

(por lo tanto, es un electrolito fuerte). Ejemplo: NaOH, KOH.

Una base débil es aquella que en solución acuosa disocia parcialmente liberando iones hidroxilos

(por lo tanto, es un electrolito débil). La constante de equilibrio, Kb, se llama constante de disociación

básica. Cuanto más pequeño sea el valor de Kb más débil es la base, situación similar para el ácido.

Ionización del agua y escala de pH

El agua puede aceptar o donar un protón, dependiendo de las circunstancias. La transferencia de

un protón entre dos moléculas de agua es llamada Autoionización.

2H2O (l) H3O+ (ac) + OH-

(ac)

o bien

H2O(l) H+(ac) + OH-

(ac)

La constante correspondiente al equilibrio de Autoionización, Kw, constante de autoionización

del agua, tiene la forma:

Kw = [H+] · [OH-] = 1,0 · 10-14 (a 25 °C)

Este valor es importante ya que establece que en agua pura, la concentración de ion H+ y ion OH-

son muy pequeñas (1,0 · 10-7 molar) y no varía en forma independiente, sino que están reguladas por la

constante Kw. Si una de estas concentraciones aumenta, la otra necesariamente deberá disminuir para

que el producto de las concentraciones de estos iones mantenga el valor de dicha constante.

Por cuanto la concentración de H+ en una solución acuosa suele ser muy pequeña y varía en varios

órdenes de magnitud, se expresa en términos de un parámetro denominado pH. El pH se define como el

logaritmo negativo en base diez de la concentración molar de iones hidrógeno, es decir:

pH = - log [H+]

Debido al signo negativo, el pH disminuye a medida que aumenta la concentración de iones

hidrógeno de modo tal que:

Soluciones ácidas pH 7,0 [H+] > [OH-]

Soluciones neutras pH = 7,0 [H+] = [OH-]

Soluciones básicas pH 7,0 [H+] < [OH-]

El logaritmo negativo también es una forma de expresar las magnitudes de otras cantidades

pequeñas. Por ejemplo, se puede expresar la concentración de ion hidroxilo como pOH y definirlo según:

pOH = - log [OH-]

Usando esta notación pude demostrarse que en una solución acuosa, a 25 °C, siempre debe

cumplirse que:

pH + pOH = 14

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Volumetría Acido-Base

No existe otra forma de una reacción tan importante como las reacciones de Neutralización.

Las reacciones de neutralización corresponden a la reacción química entre un ácido y una base, dando

como únicos productos sal y agua.

Una de sus aplicaciones es realizar análisis volumétrico ácido-base que constituye uno de los

numerosos tipos de análisis químicos realizados en laboratorios e industrias químicas. La forma

experimental de realizar este tipo de análisis se conoce como valoración o titulación ácido-base y

corresponde al “proceso en el cual se determina la concentración o masa de una base en una

solución, por medición del volumen gastado de una solución de ácido de concentración conocida”

(también puede usarse una solución de concentración conocida de base para determinar la concentración

o masa de un ácido). Este análisis da origen a cuatro situaciones posibles:

a) Combinación de un ácido fuerte con una base fuerte.

b) Combinación de un ácido fuerte con una base débil.

c) Combinación de ácido débil con una base fuerte.

d) Combinación de un ácido débil con una base débil.

Si la titulación se realiza de modo que la solución de concentración conocida es la base, la cual se

agrega en forma controlada desde una bureta sobre un matraz erlenmeyer que contiene la solución

ácida cuya concentración se va a determinar, a medida que se agrega la base, la concentración de ion

H+(ac) en el matraz comienza a disminuir (y el pH a aumentar), hasta que se alcanza el punto final de una

titulación o punto de equivalencia, el cual se define como el volumen al cual el número de moles de OH-

(ac) agregado “neutralizan” a todos los moles de ácido presentes, es decir, son iguales.

Para apreciar la variación del pH y el punto de equivalencia se usan indicadores, que son

sustancias químicas que cambian de color dependiendo del pH en el que se encuentran. Los indicadores

utilizados en titulaciones ácido-base, son ácidos orgánicos débiles (indicadores ácidos) y bases orgánicas

débiles (indicadores básicos), cuya forma ácida tiene un color diferente de la forma básica. El cambio de

color que experimenta el indicador por causa de un cambio en la acidez de una solución se llama viraje

del indicador y ocurre en un rango de pH que es propio de cada indicador. La siguiente tabla muestra

algunos ejemplos de indicadores:

Indicador Zona de viraje pH Cambio de color

Azul de timol 1,2 - 2,8 rojo - amarillo

Azul de Bromofenol 3,0 - 4,6 amarillo - azul

Rojo de metilo 4,2 - 6,3 rojo - amarillo

Azul de Bromotimol 6,0 - 7,6 amarillo - azul

Fenolftaleína 8,3 - 10,0 incoloro - rosado

Amarillo de alizarina 10,1 - 12,1 amarillo - rojo

Otra forma de observar la variación del pH es utilizar un medidor de pH (comúnmente llamado

“peachímetro”) que es un instrumento provisto de un electrodo de vidrio, con una membrana sensible a la

concentración de ion hidrógeno, y, un electrodo de referencia que provee un voltaje constante contra el

cual se compara el voltaje producido en el electrodo de vidrio.

Titulaciones de soluciones a partir de un patrón

La técnica de la titulación consiste en determinar la composición o concentración exacta de una

solución, con ayuda de otra solución de concentración conocida, llamada solución patrón.

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Para preparar soluciones de concentración exacta se utilizan patrones primarios,. Para que una

sustancia sea un patrón primario esta debe cumplir los siguientes requisitos:

a) ser de elevada pureza

b) ser estable frente a los agentes atmosféricos

c) no ser higroscópico, es decir, que no absorba agua del ambiente

d) poseer una masa molar grande para disminuir los errores asociados a la operación de pesada

e) ser de fácil adquisición y bajo precio

El NaOH por ser una base fuerte, reacciona con el dióxido de carbono de la atmósfera, por lo

que la superficie de éste se encuentra cubierta de una cantidad variable de carbonato de sodio y

además es una sustancia higroscópica. Por estas razones, no es posible preparar una solución de NaOH

de concentración exacta sólo por pesada. La concentración de tal solución es aproximada y debe

controlarse por titulación con una sustancia que sea un “patrón primario. El ftalato ácido de potasio es

un patrón primario y puede ser utilizada para titular cualquier solución básica.

En el punto final de una Titulación, el número de equivalentes o moles del ácido es igual al número

de equivalentes o moles de la base. Como la Normalidad corresponde al número de equivalentes por litro

de solución, tenemos que:

número de equivalentes = Volumen (L) x Normalidad (eq/L)

Por lo tanto, en el punto final de la titulación tendremos:

N ácido x V ácido = N base x V base

B) Soluciones Buffer

Las soluciones tampón tienen una importancia fundamental en los organismos vivos, ya que ellas

mantienen el pH constante en las células y fluidos corporales para que las reacciones bioquímicas

procedan exitosamente.

Una solución tampón se define como una solución que es capaz de mantener el pH constante por

adición de protones (H+) o iones hidroxilos (OH-). Un buffer está constituido por un ácido débil y su sal

derivada (base conjugada del ácido débil), “buffer ácido” o por una base débil y su sal derivada (ácido

conjugado de la base débil), “buffer básico”.

Una solución amortiguadora debe contener un ácido que reaccione con los iones hidroxilos (OH-)

que puedan agregarse; y también debe contener una base que reaccione con los iones de hidrógeno (H+)

que puedan añadirse. Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse

el uno al otro en una reacción de neutralización. Estos requerimientos se satisfacen por un par ácido-

base conjugado (un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado).

Si consideramos la siguiente solución buffer constituida por un ácido débil (HA) y una sal

derivada del ácido (MA), donde M es el metal. En solución tendremos:

HA H+ + A- (disociación del ácido débil)

MA M+ + A- (sal soluble)

A- + H2O HA + OH- (hidrólisis)

Lo que hace que estas soluciones actúen como reguladoras del pH es la presencia de estos dos

equilibrios simultáneos, en uno de los cuales se producen protones (reacción de disociación del ácido

débil) y en el otro iones hidroxilos (reacción de hidrólisis). Por lo tanto, siguiendo el principio de Le

Chatelier, si se agrega soluciones ácidas, el primer equilibrio se desplaza hacia la izquierda y el segundo

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hacia la derecha con el objeto de compensar la alteración producida, y por consiguiente, la variación de

pH es mínima.

Como debe cumplirse la condición de equilibrio

[H+] · [A-] [H+] · [Sal]

Ka = =

[HA] [Ácido]

Si despreciamos la pequeña cantidad del ion A- que hidroliza y la pequeña cantidad del ácido

débil que disocia, la [A-] será igual a la concentración inicial de sal y [HA] será igual a la concentración

inicial del ácido.

Ordenando tenemos que

[Ácido]

[H+] = Ka x

[Sal]

Aplicando el operador p = - log, tenemos

[Sal]

pH = pKa + log

[Ácido]

Ecuación que recibe el nombre de Ecuación de Henderson-Hasselbalch, donde pKa = - log Ka

(constante de acidez)

Ejemplo: Calcular el pH de una solución que es 0,1 M en ácido acético y 0,1 M en acetato de sodio (Ka =

1,78 · 10-5)

[Sal]

pH = pKa + log

[Ácido]

0,1

pH = 4,75 + log

0,1

pH = 4,75

Así cuando la concentración del ácido es igual al de la sal, el pH es igual al pKa.

Estas soluciones presentan dos propiedades interesantes, que las distinguen de otras:

Primera Propiedad: La dilución moderada de estas soluciones no afecta al pH. La expresión de pH así lo

indica, si se diluye la solución de tal forma que las concentraciones bajan a la mitad de su valor original,

la relación entre las concentraciones permanece constante, y por lo tanto, el pH permanece invariable.

Segunda Propiedad: La adición moderada de ácidos y bases a estas soluciones, no afectan el pH de las

mismas en forma significativa.

Para situaciones de un buffer constituido por una base débil y su sal derivada de la base,

haciendo el mismo análisis anterior se llega a la siguiente relación:

[Sal]

pOH = pKb + log

[Base]

donde pKb = - log Kb (constante de basicidad)

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Obsérvese que el pOH de este tipo de combinaciones es función de las concentraciones de la

base y de la sal correspondiente y de la constante de basicidad.

Ejemplo: Calcular el pH de una solución que es 0,1 M en amoniaco y 0,1 M en cloruro de amonio (Kb = 1,78

· 10-5)

[Sal]

pOH = pKb + log

[Base]

0,1

pOH = 4,75 + log

0,1

pOH = 4,75

pH = 14 - pOH

pH = 14 - 4,75

pH = 9,25

El rango de amortiguación de un buffer corresponde a un rango de pH que va desde (pKa - 1)

hasta (pKa + 1).

Por consiguiente, el rango de amortiguación de un buffer dependerá de la constante de acidez

(tampón ácido) o constante de basicidad (tampón básico). Así, por ejemplo para el buffer acetato (ácido

acético - acetato de sodio, Ka = 1,78 · 10-5 ; pKa = 4,74) el rango de amortiguación corresponde a 3,74 a

5,74.

La capacidad de un tampón para resistir un cambio de pH por adición de protones o iones

hidroxilos se conoce como capacidad de amortiguación. Para un buffer ácido, la capacidad

amortiguadora depende de la concentración del ácido débil y su sal derivada, a mayor concentración del

ácido débil y su base conjugada (sal derivada) mayor será la capacidad amortiguadora. Lo mismo se

observa para un buffer básico.

La dilución de un buffer no afecta al pH, pero si disminuye la

capacidad de amortiguación.

La concentración de un buffer corresponde a la suma de la concentración del ácido débil más la

concentración de la base conjugada (sal derivada), en un tampón ácido, o la suma de la concentración de

la base débil más la concentración del ácido conjugada (sal derivada), en un tampón básico.

[Buffer Ácido] = [Ácido] + [Sal]

[Buffer Básico] = [Base] + [Sal]

II.- OBJETIVOS

Medir el pH de distintas soluciones y determinar si estas son ácidas ó básicas.

Utilizar la técnica de titulación volumétrica.

Conocer las propiedades de una solución tampón.

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1) Clasificación de soluciones y medición de pH

a) Coloque aproximadamente 25 mL cada una de estas soluciones en 3 vasos precipitados de 50

mL diferentes y determine el pH a través de dos procedimientos, papel pH y peachímetro.

b) De acuerdo al pH encontrado, clasifíquelas como ácida, básica o neutra

Vaso

Nº

Solución pH

papel pH

pH

peachímetro

Clasificación según:

ácida, básica o

neutra

1 Hidróxido de sodio (NaOH) 0,1 M

2 Acido clorhídrico (HCl) 0,1 M

3 Cloruro de sodio (NaOH) 0,1 M

2) Valoración Acido-Base

Valoración de una solución de hidróxido de sodio (NaOH) con el patrón primario (ftalato ácido de

potasio):

a) Para ello arme el sistema de la figura.

b) Llene una bureta con la solución de hidróxido de sodio que preparó en el laboratorio Nº2,

asegurándose que no quede ninguna burbuja en la bureta.

c) Con una pipeta volumétrica agregue exactamente 10 mL de solución de ftalato ácido de

potasio 0,1 N (patrón primario) en un matraz erlenmeyer de 250 mL y adicione 2 gotas del

indicador (fenolftaleina). Agite suavemente.

d) Comience a agregar gota a gota la solución de hidróxido de sodio desde la bureta al matraz

erlenmeyer con agitación constante (ver figura) hasta que el indicador cambie de color (la

solución deberá tener un leve color rosado permanente).

e) Lea en la bureta el volumen gastado, evitando cometer errores de paralaje.

f) Repita el procedimiento desde el punto “c” y compare los valores obtenidos en ambas

valoraciones.

g) Registre sus resultados y determine la molaridad de la solución en la siguiente tabla:

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Volumen gastado de

NaOH (mL)

Normalidad (eq/L)

calculada

Molaridad (mol/L)

calculada

Valoración (1)

Valoración (2)

3) Soluciones Buffer

Capacidad de amortiguación: efecto de la concentración del ácido y la sal en el buffer

a) Prepare 3 tubos de ensayo según lo indicado en la siguiente tabla

b) Agite los tubos y determine el pH de cada tubo usando papel pH.

Tubos de ensayo 1 2 3

pH

c) A los mismos tubos de ensayo agrégueles 20 gotas de Acido Clorhídrico 2 M a cada uno,

agitelos y midales el pH a cada tubo usando papel pH y anótelo en la siguiente tabla:


pH

d) ¿Qué observa al comparar los valores de pH?

e) ¿Qué tubo mostró mejor capacidad de amortiguación para ácidos? Justifique

brevemente.

IV.- EJERCICIOS

1. Se titulan 25 mL de solución de solución de ácido clorhídrico, gastándose 15,35 mL de solución 0,3 M

de hidróxido de potasio. ¿Cuál es la concentración molar del ácido?


Acido acético 1,0 M 9 mL 5 ml 1 mL

Acetato de sodio 1,0 M 1 ml 5 mL 9 mL

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2. Qué volumen, en mililitros, de una solución de HCl 0,020 M, debe agregarse a 100 mL de una solución

de KOH 0,035 M para tener una neutralización completa.

3. Si tiene un buffer formado por acetato de sodio 0,3 M y ácido acético 0,1 M (Ka = 1,78 x 10-5).

Calcule el pH de esta solución.

4. ¿Cómo afecta la concentración del buffer la capacidad amortiguadora?

5. Si usted varía la concentración del buffer ¿el rango de amortiguación se verá afectado? Explique

brevemente.

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LABORATORIO Nº 4

ENZIMOLOGÍA

I. - INTRODUCCIÓN

A) ESPECTROFOTOMETRIA:

Utilizando términos quizás excesivamente simplistas puede definirse la espectrofotometría de

absorción, como la medida de la atenuación que el material a estudiar (muestra) efectúa sobre una

radiación incidente sobre el mismo con un espectro definido. En general, las medidas se realizan dentro

del espectro comprendido entre 220 y 800 nm, y este espectro, a su vez, puede dividirse en dos amplias

zonas: la zona de la radiación visible, situada por encima de 380 nm, y la zona de la radiación

ultravioleta situada por debajo de estos 380 nm. La región del infrarrojo se sitúa por encima de los 800

nm.

La energía de una onda electromagnética está dada por la ecuación: E = hν, donde h es la constante de

Planck y v es el número de onda (el recíproco de la longitud de onda λ).

La energía de la luz UV y visible es capaz de excitar electrones π y electrones no enlazantes desde su

estado basal a un nivel energético mayor (estado excitado) y, en consecuencia, se dice que la molécula

que contiene estos electrones absorbe luz a la longitud de onda correspondiente. Generalmente, este

tipo de electrones se encuentran en moléculas conjugadas (moléculas que poseen dobles enlaces

separados por un enlace simple). La conjugación aumenta la longitud de onda de la absorción al disminuir

la diferencia energética entre el estado basal y el estado excitado, de modo que un dieno conjugado

absorbe luz de alrededor de 215 nm, mientras que un compuesto con un alto número de enlaces

conjugados, como el β-caroteno absorbe a 450 nm. La estructura de enlaces conjugados que permite la

absorción de luz se denomina cromóforo.

Si una luz blanca pasa a través de una solución que contiene compuestos que actúan como cromóforos,

ciertas longitudes de onda son absorbidas selectivamente. El color resultante de la solución se debe a la

luz transmitida.

La absorción de luz por parte de una sustancia es una propiedad característica de ella, que puede ser

utilizada para su identificación y cuantificación, ya que un compuesto determinado tiene un espectro de

absorción característico, por lo tanto la comparación del espectro de este compuesto puro con los

espectros de compuestos conocidos permitirá su identificación.

Leyes de la absorción de energía radiante

Se refieren a las relaciones existentes entre la cantidad de absorbente y el grado con el que es

absorbida la energía radiante. En términos generales, puede decirse que hay dos variables capaces de

afectar al grado de absorción: la concentración del absorbente y la longitud del trayecto que el rayo

luminoso recorre a través de la solución.

La Ley de Lambert - Beer establece que la absorción es proporcional al número de moléculas de la

sustancia absorbente presente en la solución por donde pasa el haz electromagnético. La expresión

matemática para esta ley es:

A = ε l c

Donde ε es la “absortividad molar” (una medida de la radiación absorbida), que es un valor constante

para cada sustancia a cada longitud de onda λ. Cuando la concentración, c, es expresada en moles por

litro se denomina “coeficiente de extinción molar” y cuando es expresada en gramos por litro

“coeficiente de extinción específico”. El término “l” representa el espesor de la capa absorbente y está

en unidades de cm.

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Cuando las medidas se efectúan utilizando siempre la misma cubeta (o bien un grupo de cubetas

estandarizadas que posean un paso de luz constante) y los efectos ópticos debidos a la cubeta son

reproducibles, el término “l” de la expresión de la absorbancia se hace constante. Dado que ε, es

también constante para un determinado absorbente y una concreta longitud de onda, resulta entonces

que la absorbancia es directamente proporcional a la concentración:

A = k c (k = ε l).

La absorbancia es adimensional, presenta valores entre 0 y 2 unidades de absorbancia o densidad óptica,

dentro de cuyo rango generalmente se cumple la Ley de Lambert - Beer

Características de un espectrofotómetro

La medida de absorbancia se lleva a cabo con la ayuda de un espectrofotómetro:

Estos equipos contienen los siguientes componentes básicos:

Posee una fuente de luz capaz de emitir luz a las longitudes de onda que se quiere medir. El selector

de longitud de onda permite el paso de la luz a la longitud de onda deseada. Una rendija u orificio

define la intensidad de luz incidente sobre la muestra dispuesta en una celda o cubeta que posee un

diámetro de 1 cm y no interfiere con el paso de la luz, y finalmente, la luz emitida después de su paso

por la celda es cuantificada por un detector.

Los espectrofotómetros dan la lectura directa de la absorbancia (A) o bien, el porcentaje de

transmitancia (%T). La relación entre ambos es:

A = 2 - log % T

La ventaja fundamental que ofrece el empleo de la Absorbancia en lugar de la Transmitancia es que la

relación existente entre la concentración y la absorbancia es lineal, cosa que no sucede con el %T.

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100

80

% 60 Absorbancia

Transmitancia 40

20

concentración (g/l) concentración (g/l)

La absorbancia de una solución es la resultante de la absorbancia del soluto cuya concentración

se desea conocer y la de otros componentes del sistema (solventes, reactivos) que absorben también a

esa longitud de onda. Estos compuestos se denominan interferencias. Se debe descartar la absorbancia

de las interferencias, para ello es necesario hacer siempre una muestra que contenga todos los

componentes del sistema menos aquel que se desea medir. Esta muestra se llama blanco y la absorbancia

de éste debe restarse a las muestras problema y a los patrones, o bien, con el blanco se calibra el

instrumento a absorbancia igual a 0, o sea 100% de transmisión.

Curvas de calibración

Una curva de calibración relaciona las A ó %T con las concentraciones y su empleo es necesario en los

trabajos cuantitativos en los que hay que calcular la concentración del absorbente. Siempre que sea

posible, es aconsejable la construcción de una curva de calibración que cubra la zona de concentraciones

que se van a encontrar en la práctica.

La elaboración de la curva debe ser la fase primera al montar y estandarizar cualquier procedimiento

fotométrico. Las concentraciones pueden expresarse en cualquier tipo de unidades de medida; sin

embargo, la medida más conveniente es emplear para las curvas las mismas unidades en las que se debe

expresar el resultado final.

Ejemplo: curva de la Hemoglobina.

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B) ENZIMAS:

La mayoría de las reacciones químicas que ocurren en los sistemas vivos, si siguieran sus propios mecanismos, ocurrirían demasiado lentas. Se requiere de catalizadores para que estas reacciones transcurran a velocidades que realmente sean útiles para la célula. En los sistemas biológicos, los catalizadores de dichas reacciones químicas son las enzimas. ¿Qué es catálisis? ¿Qué es lo que hace la catálisis? Para entenderlo, consideremos una reacción química simple: A + B C + D

Si la reacción ocurre sin interferencia, eventualmente, parecerá como si se detuviera. Lo que

sucede realmente es que tanto la reacción directa como la inversa están ocurriendo a la misma velocidad. Esto es lo que conocemos como equilibrio químico y podemos expresar su constante de

equilibrio:

Esta constante es característica de la reacción. Un catalizador aumenta la velocidad a la

que la reacción se acerca al equilibrio, pero no altera la naturaleza del estado de equilibrio. Otra propiedad importante de los catalizadores es que son muy efectivos en cantidades muy pequeñas, con respecto a las cantidades a catalizar.

La Cinética Enzimática, es una rama especializada de la cinética química, que está basada en la

teoría cinética de la materia. En esta teoría, se ve que una solución está hecha de un grupo de

moléculas y que cada una de ellas se mueve a una velocidad particular. En este movimiento, ellas chocan

entre sí, cada colisión involucra una cierta cantidad de energía. Si la colisión no involucra suficiente

energía, la reacción no ocurre. Si la energía es suficiente, las moléculas se combinan para formar un

intermediario activado, estableciendo un estado de transición. La energía mínima que se requiere para

la formación de este intermediario es la Energía de Activación. Esto lo podemos representar

mediante:

A B* C

Esta reacción la podemos graficar de la siguiente manera:

En una reacción catalizada por una enzima, esta actúa agregando pasos a la reacción, de

manera que la energía de activación requerida sea menor:

B

D

A

CKeq

A

B*

C

Donde B* es el

estado de

transición

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Note que en las reacciones catalizadas por enzimas, al reaccionante se le llama sustrato. El cambio de Energía libre ó G, es la diferencia de energía libre que se produce entre el estado inicial (sustrato) y el producto final. Si se observa en los gráficos anteriores, el cambio de energía libre es la distancia entre el estado energético del sustrato y la del producto. Note que, con o sin enzima, los niveles de energía libre inicial y final son los mismos y el G es el mismo, por lo que la termodinámica de la reacción no ha cambiado.

La Actividad enzimática de una enzima se determina midiendo la cantidad de producto formado (o de sustrato consumido) por unidad de tiempo. La Comisión de Enzimas de la Unión internacional de Bioquímíca ha definido la unidad de enzima como: “la cantidad de enzima que cataliza la transformación de 1 mol (micro mol) de sustrato por minuto bajo condiciones definidas”

En la figura anterior se puede observar la típica evolución de una curva obtenida en un ensayo

enzimático. Inicialmente, la enzima transforma el sustrato en producto siguiendo un comportamiento

lineal. A medida que avanza la reacción, se va agotando la cantidad de sustrato y va disminuyendo la

cantidad de producto que se genera por unidad de tiempo (disminuye la velocidad de la reacción), lo que

se manifiesta en forma de curva asintótica. Dependiendo de las condiciones del ensayo y del tipo de

enzima, el período inicial puede durar desde milisegundos hasta horas.

Donde ES es la unión de

la enzima con el sustrato

A

C

ES

B*

E ACTIVACIÓN

http://es.wikipedia.org/wiki/As%C3%ADntota

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La mayoría de los estudios de cinética enzimática se centran en el período inicial, es decir, en la

zona lineal de la reacción enzimática. Sin embargo, también es posible medir toda la curva de la reacción

y ajustar estos datos a una ecuación no lineal. Esta forma de medir las reacciones enzimáticas es

denominada análisis de la curva de progreso.

Existen distintos factores que pueden modificar la actividad enzimática, entre otros:

a) Concentración de enzima b) Concentración sustrato c) Temperatura d) pH e) Inhibidores Efecto de la Concentración de enzima:

Cuando se determina la velocidad inicial de una reacción catalizada por una enzima a distinta concentraciones de ésta, en presencia de concentraciones saturantes de sustrato y manteniendo los otros factores ambientales constantes (temperatura y pH), se establece que la actividad enzimática es directamente proporcional a la concentración de la enzima.

Efecto de la Concentración de Sustrato y velocidad de la reacción:

La cinética enzimática comienza a inicios del 1900 con la derivación de la Ecuación de

Michaelis-Menten, la que describe la relación entre la velocidad de la reacción y la concentración de sustrato:

Se asume que la constante de velocidad de la reacción inversa para k3 es insignificante y que lo

importante son los valores de velocidad inicial. Cuando estamos en velocidad inicial, la cantidad de P es

despreciable y, por lo tanto, la reacción inversa, E + P ES, es también despreciable. Las

constantes de velocidad se combinan dando la siguiente constante:

Donde k1, k2 y k3 son constantes de velocidad

La velocidad de la reacción queda definida por la siguiente ecuación:

Donde

V = velocidad de la reacción

Vmax = velocidad máxima

[S] = concentración de sustrato

Km= constante de Michaelis-Menten

1

32

k

kkKm

Km

V

S

SV

max

k1 k3

E + S ES E + P

k2

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Ecuaci%C3%B3n_no_lineal&action=edit

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Km es un parámetro cinético muy importante al momento de determinar la actividad de una

enzima, ya que indica el grado de afinidad de la enzima por un sustrato. El valor de Km es inversamente

proporcional a la fuerza de unión entre la enzima y el sustrato. Un valor alto de Km, indica baja

afinidad de la enzima por el sustrato y un valor bajo, una alta afinidad.

La magnitud de Km es un valor característico para la combinación de cada enzima con su sustrato. Al graficar V / [S] se tendrá:

Gráfico de Velocidad de Reacción versus Concentración de sustrato De este gráfico se desprende que la Km corresponde a la concentración de sustrato a la que se obtiene la mitad de la velocidad máxima.

Se pueden distinguir dos fases en la reacción.

• Una primera fase, en que la velocidad de la reacción es directamente proporcional a la

concentración de sustrato, es decir, es de orden uno. Esto ocurre a bajas concentraciones

de sustrato, por lo que la enzima no está saturada de sustrato, de manera que si

aumentamos la concentración de sustrato, la velocidad aumenta.

• En la segunda fase, la velocidad de la reacción se vuelve independiente de la concentración

de sustrato, es decir, es de orden cero. Esto ocurre cuando la enzima es saturada por el

sustrato, de manera que aunque aumentemos la concentración de sustrato, la velocidad se

mantiene constante.

Al tipo de curva obtenido por este gráfico se le llama hipérbola rectangular. Como no es una representación lineal, es difícil trabajar con ella y obtener algunos datos. Lineaweaver-Burk, proponen un tipo de gráfico que considera los inversos de la velocidad (1/V) y de la concentración de sustrato (1/[S]), obteniéndose el siguiente tipo de gráfico:

A este gráfico, también se le conoce como de Dobles Recíprocos.

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Efecto de la temperatura en la Actividad Enzimática

En la mayoría de las reacciones químicas, un aumento de temperatura causa aumento en la

velocidad de la reacción, y por ende el número de colisiones efectivas entre las moléculas dado que

aumenta la energía cinética de las moléculas participantes de la reacción. Sin embargo, en el caso de las

enzimas, hay que considerar su naturaleza proteica, ya que se sabe que un aumento de temperatura

produce desnaturalización de las proteínas, lo que se ve traducido en un brusco descenso de la

actividad enzimática.

Para cada enzima hay una temperatura óptima. Para la mayoría de las enzimas de los mamíferos,

es de 37 ºC. Para algunas enzimas microbianas, en particular para las bacterias termófilas, la

temperatura óptima puede ser superior a los 65ºC.

Efecto del pH en la Actividad Enzimática

Al igual que en el caso de la temperatura, las enzimas poseen un pH o un rango de pH óptimo, en

el que su actividad es máxima. Valores mayores o menores a este rango de pH provocan disminución de la actividad. Esto se explica por el hecho de que algunos radicales de los aminoácidos cambian su polaridad a distinto pH, cambiando la conformación de la proteína y de esta manera podemos afectar sitios que son críticos para la actividad enzimática.

El pH óptimo de la actividad de una enzima, refleja, generalmente, el ambiente celular en el cuál se encuentra la enzima. Por ejemplo, la Pepsina que hidroliza algunos enlaces peptídicos de proteínas durante la digestión estomacal, tiene un pH óptimo cercano a 1,6 (el rango de pH estomacal fluctúa entre 1 y 2). Por otra parte, la Glucosa - 6 - fosfatasa del hepatocito, tiene un pH óptimo cercano a 7,8 (el pH intracelular del hepatocito es cercano a 7,2).

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II.- OBJETIVOS

- Aprender a usar correctamente el espectrofotómetro

- Conocer y aplicar los principios básicos de la espectrofotometría

- Construir una curva de calibración

- Determinar el efecto de la temperatura sobre la actividad enzimática de la Invertasa.


1. Material de estudio

Entre las enzimas que se han conocido desde muy antiguo, se encuentran aquellas que hidrolizan

la sacarosa. En 1860, Berthelot purificó una enzima procedente de la levadura y que hidrolizaba la

sacarosa, la llamó Ferment inversif. Más recientemente se le ha llamado: invertasa, sucrasa, sacarasa

y O-fructofuranosidasa.

El sustrato de esta enzima es la sacarosa y se obtiene como productos, glucosa y fructosa.

En esta sesión experimental, se usará el procedimiento de análisis a tiempo fijo, que consiste en

detener la reacción usando el reactivo 3,5-DNS (ácido 3,5-dínitrosalicílíco) y medir el poder

reductor de los productos.

A) CURVA DE CALIBRACIÓN (Ó CURVA ESTÁNDAR)

Procedimiento:

1) Desarrolle el siguiente protocolo:

Reactivos

TUBOS

1 2 3 4 5 6

Blanco Patrón 1 Patrón 2 Patrón 3 Patrón 4 Patrón 5

Glucosa y Fructosa

0,05 M - 0,2 mL 0,4 mL 0,8 mL 1,2 mL 1,5 mL

Sacarosa 0,6 M

1,0 mL 1,0 mL 1,0 mL 1,0 mL 1,0 mL 1,0 mL

H2O destilada

2,0 mL 1,8 mL 1,6 mL 1,2 mL 0,8 mL 0,5 ml

3,5-DNS

2,0 mL 2,0 mL 2,0 mL 2,0 mL 2,0 mL 2,0 mL

2) Agite los tubos para homogenizar las mezclas.

3) Desarrolle el color calentando los tubos durante 5 minutos en un baño a ebullición.

4) Enfríe los tubos.

5) Determine la Absorbancia de cada tubo, leyendo en espectrofotómetro a 540 nm de longitud de

onda.

Para el uso del espectrofotómetro siga las siguientes instrucciones:

l. Encendido de lámparas:

1.1.- Lámpara de tungsteno (Zona del visible, 900 a 340 nm), encendido instantáneo

1.2.- Lámpara de Deuterio (Zona del UV, 340 a 200 nm aprox), encienda el equipo 30 min antes

de usarlo

2. Oprima la tecla MODE para accionar el modo absorbancia, A

3. Ajuste la longitud de onda utilizando las flechas arriba o abajo.

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4. Vierta una pequeña porción del blanco (Tubo de ensayo N°1) en una celda o cubeta

5. Inserte el blanco en el portaceldas y cierre la puerta del compartimiento de muestras

6. Oprima la tecla 100 %T para llevar a cero absorbancia

7. Saque el blanco y devuelva el líquido al tubo de ensayo.

8. Sacuda la cubeta sobre papel absorbente y vierta una pequeña porción del siguiente tubo de

ensayo

9. Inserte la muestra a medir en el portaceldas, cierre la puerta del compartimiento.

10. Lea la medición de absorbancia en la pantalla.

11. Repita el procedimiento desde el punto 7

Importante: las cubetas empleadas en el espectrofotómetro (1 cm de espesor) deben estar

escrupulosamente limpias y deben cogerse siempre por sus caras esmeriladas u opacas. No es

conveniente secarlas con papel corriente por el carácter abrasivo de éste, sino que con un

papel suave.

Anote las lecturas en la siguiente tabla:

CURVA DE CALIBRACIÓN Blanco Patrón 1 Patrón 2 Patrón 3 Patrón 4 Patrón 5

Producto (mol)

Glucosa y Fructosa 0,0 10 20 40 60 75

Absorbancia

6) Realice un gráfico (curva de calibración), Absorbancia versus concentración de producto

B) EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA ACTIVIDAD ENZIMATICA.

Procedimiento:

1) Desarrolle el siguiente protocolo:

Reactivos TUBOS

1 1b 2 2b 3 3b

Buffer Acetato 0,1 M

pH 4,7 1 mL 2 mL 1 mL 2 mL 1 mL 2 mL

Sacarosa

0,6 M 1 mL 1 mL 1 mL 1 mL 1 mL 1 mL

Invertasa

(agite los tubos) 1 mL - 1 mL - 1 mL -

Temperatura de

Incubación (5 minutos) 3ºC Ambiente Ebullición

2) Registre la temperatura ambiente y de ebullición con un termómetro.

3) Adicione 2 mL de 3,5-DNS a cada uno de los tubos y agitelos.

4) Desarrolle color calentando durante 5 minutos en un baño a ebullición.

5) Enfríe los tubos.

6) Determine la Absorbancia de cada tubo, leyendo en el espectrofotómetro a 540 nm de longitud de

onda.

7) Ajuste a cero el equipo utilizando el tubo “blanco” (tubo 1b)

8) Mida la absorbancia del tubo 1 y anote la lectura en la tabla correspondiente.

9) Repita el procedimiento 7) y 8) para las otras temperaturas. Debe ir cambiando los blancos cada

vez que mida una nueva temperatura.

10) Anote las lecturas en la siguiente tabla.

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1 2 3

Absorbancia 00000

00000

11) Con los datos anteriores, extrapole los valores de Absorbancia de la curva de calibración (práctico

N°3 primera parte) para obtener la cantidad de producto y complete la siguiente tabla:

Temperatura 3ºC Ambiente Ebullición

Producto (µmol)

12) Grafique temperatura versus Producto

13) Determine el efecto de la temperatura sobre la actividad de la Invertasa

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LABORATORIO Nº 5

GLUCOGENÓLISIS

I. - INTRODUCCIÓN

La molécula de Hidrato de Carbono más importante desde el punto de vista fisiológico es la

Glucosa, la cual se clasifica como monosacárido del tipo polihidroxialdehido de baja masa molecular,

químicamente corresponde a una aldohexosa, es decir, está formada por 6 átomos de carbono y un grupo

aldehído en el carbono uno.

En solución acuosa, el grupo carbonilo y los grupos hidroxilo de la glucosa reaccionan

intramolecularmente para formar una estructura cíclica de 5 miembros denominada piranosa.

OH

CH2OH

HOOH

OH

O O

OH

OHHO

CH2OH

OH

-D-Glucopiranosa -D-GlucopiranosaGlucosa

CHO

CH2OH

H

H

H

H

OH

OH

OH

HO

Estructura HaworthEstructura FischerEstructura Haworth

Los monosacáridos pueden unirse para formar estructuras mayores, ya sean disacáridos (2

unidades), oligosacáridos (cadenas cortas de unidades) o polisacáridos (cadenas de más de 10 unidades);

en todos ellos estas uniones corresponden a enlaces glicosídicos (químicamente enlaces éter).

HOOH

OH

CH2OH

O

Sacarosa

O

HOCH2

OH

HOCH2OH

O

Maltosa

O

CH2OH

HOOH

OH

O

(H,OH)

CH2OH

OH

OH

O

EnlacesGlicosídicos

La glucosa forma varios tipos de polisacáridos que se diferencian estructuralmente, lo que

deriva en que cumplen diversas funciones:

Forman parte de los tejidos de sostén de plantas y animales, por ejemplo: la celulosa, el

almidón, el algodón, el ADN, etc.

Constituyen una fuente importante de energía

Con respecto a está última función encontramos el glucógeno; polisacárido formado por varias

cadenas que contienen de 12 a 18 unidades de D-glucosas unidas mediante enlaces glicosídicos (1,4);

uno de los extremos de esta cadena se une a la siguiente cadena mediante un enlace (1,6).

Una sola molécula de glucógeno puede contener más de 120.000 moléculas de glucosa.

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Los principales lugares destinados para la reserva de glucógeno en animales son el Hígado que

puede almacenar aproximadamente 70 g (280 Kcal) de glucógeno y los Músculos Esqueléticos que pueden

contener hasta 400 g (1600 Kcal). Sin embargo, este contenido fluctúa notablemente como consecuencia

de la alimentación y de los estímulos hormonales, entre otras causas.

En el hígado, el glucógeno tiene como misión mantener el nivel de glucosa en la sangre (glicemia)

constante.

En los músculos, el glucógeno se utiliza para abastecer de energía (ATP) al proceso de

contracción muscular.

Debido a la estructura tan ramificada del glucógeno, permite la obtención de moléculas de

glucosa libre en el momento que se necesiten; éste proceso se denomina Catabolismo del Glucógeno o

Glucogenólisis. Para llevar a cabo este proceso se requiere la acción combinada y secuencial de 3

enzimas:

Glucógeno Fosforilasa

Enzima Desramificante del Glucógeno

Fosfoglucomutasa

Glucógeno Fosforilasa: Cataliza la denominada Escisión Fosforolítica de los enlaces glicosídicos (1,4),

que consiste en la separación secuencial de restos de glucosa desde el extremo no reductor, según la

reacción siguiente

n (Glucosa) +Pi n-1 (Glucosa) + Glucosa-1-P

Enzima Desramificante del Glucógeno: La glucógeno fosforilasa, no puede degradar los enlaces

glicosídicos α(1-6) por lo tanto es la enzima desramificante la encargada de realizar dicha función.

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Fosfoglucomutasa: Se encarga de transformar la Glucosa-1-P en Glucosa-6-P. Esta es una reacción

reversible.

Glucosa-1-P Glucosa-6-P

Para poder ser liberada al torrente sanguíneo y de este modo regular la glicemia, la Glucosa-6-P

debe ser desfosforilada, o sea, debe perder el grupo fosfato, para obtener una glucosa libre mediante

la enzima Glucosa-6-fosfatasa

Glucosa-6-P + H2O Glucosa +Pi

En resumen, la regulación del metabolismo del glucógeno en el hígado, se lleva a cabo a través de

la concentración de glucosa extracelular. Para mantener la glicemia, el hígado actúa como dador o

captador de glucosa, dependiendo de los niveles extracelulares de ella.

Las enzimas claves para la regulación de la glicemia son la Glucógeno Fosforilasa y la Glucógeno

Sintetasa, ambas enzimas se comportan de acuerdo a la acción de dos hormonas secretadas por el

páncreas: el Glucagón y la Insulina que actúan dependiendo de si el organismo se encuentra en condición

de hipoglicemia o hiperglicemia.

Cuando el nivel de glucosa en la sangre es bajo (hipoglicemia), el glucagón producido por el

páncreas activa la acción de la glucógeno fosforilasa, estimulando la degradación del glucógeno en el

hígado liberando glucosa al torrente sanguíneo con lo que su concentración aumenta.

Por el contrario, cuando el nivel de glucosa sanguínea es alto (hiperglicemia), la insulina producida

también en el páncreas activa la acción de la glucógeno sintetasa que estimula la síntesis de glucógeno

por lo que la concentración de glucosa libre en la sangre disminuye.

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La disponibilidad de glucosa es esencial para que la célula pueda realizar correctamente su

metabolismo energético. Así, el mantenimiento de una concentración adecuada de glucosa es crucial para

el organismo.

Un individuo adulto requiere de unos 500 g de hidratos de carbono al día. El glucógeno ingerido

en la dieta es degradado en el tubo digestivo por enzimas hidrolíticas, y contribuye de esta manera a los

requerimientos energéticos celulares. Frente a una dieta rica en hidratos de carbono, se promueve la

acumulación de glucógeno hepático y muscular.

II.- OBJETIVOS

- Reconocer el efecto de una dieta rica en hidratos de carbono sobre la acumulación de glucógeno

hepático en ratas.

- Comparar los niveles de glucosa sanguínea en ratas sometidas a una dieta rica en hidratos de carbono y

en ayuna con respecto a ratas controles.

- Determinación de Glucosa en plasma mediante Kit comercial. (Método GOD-PAP)


1. Animales de experimentación

Se utilizaron 3 ratas, las cuales se mantuvieron con pellet comercial y agua ad libitum (libre

disposición), a 25º C.

2. Dietas

Una de las ratas fue mantenida con dieta glucídica. Para ello, fue alimentada durante los últimos

6 días anteriores a la toma de muestra, con pellet comercial y el agua fue reemplazada por una solución

de azúcar al 59% (p/v). La otra fue mantenida en ayuna durante 3 días y agua ad libitum. La tercera rata

fue mantenida con dieta normal, es decir, alimentada con pellet comercial y agua ad libitum por un

período de 6 días.

3. Obtención de muestras

Cada uno de los animales fue anestesiado con éter.

Obtención de una muestra sanguínea de cada rata en estudio.

Centrifugación a 3000 rpm por 10 minutos y separación del plasma.

Filtración y rotulación como filtrado I, II y III.

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4. CURVA DE CALIBRACIÓN (Ó CURVA ESTÁNDAR)

Objetivo:

- Desarrollar una curva de calibración que permita relacionar la cantidad de sustrato (glucosa) con la

Absorbancia.

Procedimiento:

a) A partir de una solución stock de glucosa de concentración 125 mg/dL realice las diluciones

indicadas en la siguiente tabla:

Reactivos TUBOS

Patrón 1 Patrón 2 Patrón 3 Patrón 4 Patrón 5

mL solución

estándar glucosa 1 2 3 4 5

mL agua

destilada 4 3 2 1 0

b) Tape los tubos con papel parafilm y homogenice las soluciones.

c) A partir de los tubos patrones que acaba de preparar, realice las siguientes mezclas en 6 tubos

limpios y secos.

Reactivos

TUBOS

1 2 3 4 5 6

Blanco Patrón 1 Patrón 2 Patrón 3 Patrón 4 Patrón 5

Patrón ----- 100 µL 100 µL 100 µL 100 µL 100 µL

Agua destilada 100 µL ----- ----- ----- ----- -----

Reactivo

GOD-PAP 2 mL 2 mL 2 mL 2 mL 2 mL 2 mL

d) Tape los tubos con papel parafilm y homogenice las soluciones.

e) Desarrolle el color por 10 minutos a temperatura ambiente.

f) Leer en el espectrofotómetro a 500 nm.

g) Con los datos anteriores complete la siguiente tabla:

Patrón 1 Patrón 2 Patrón 3 Patrón 4 Patrón 5

Absorbancia

Concentración glucosa

(mg/dL) 25 50 75 100 125

h) Realice un gráfico Concentración de Glucosa (mg/mL) versus Absorbancia.

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5. DETERMINACIÓN DE GLUCOSA POR MÉTODO DE GOD- PAP

1. Prepare un tubo blanco adicionando 100 µL de agua destilada y 2 mL del reactivo de GOD-PAP y

agite suavemente.

2. Luego rotule tres tubos de ensayo y adicione a cada uno de ellos, y por separado, 100 µL de cada

filtrado proveniente de cada muestra que contiene glucosa.

3. Adicione a cada tubo de ensayo 2 mL del reactivo GOD-PAP, tape con papel parafilm y agite

suavemente.

4. Desarrolle el color por 10 minutos a temperatura ambiente.

5. Calibre el espectrofotómetro a 500 nm con el tubo blanco, lea la Absorbancia de las muestras en el

equipo a la misma longitud de onda y complete la siguiente tabla:

Filtrado I Filtrado II Filtrado III

Absorbancia

6. Con los datos anteriores, interpole los valores de Absorbancia en la curva de calibración para

obtener la concentración de glucosa y complete la siguiente tabla:

Filtrado I Filtrado II Filtrado III

Concentración glucosa

(mg/dL )

7. Deduzca, según los resultados obtenidos, el tipo de dieta a la que fue sometida cada rata:

Filtrado I: ________________________________________

Filtrado II: _______________________________________

Filtrado III: _______________________________________

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LABORATORIO Nº 6

COLESTEROL

I. - INTRODUCCIÓN

Las grasas (o lípidos) son los compuestos con los que el cuerpo humano almacena energía para las

épocas de carencia.

Evolutivamente, el cuerpo humano es “almacenador de energía”, es decir, está diseñado para

acumular parte de la energía que absorbe por los alimentos para épocas de ayuno. La forma más eficaz

de almacenar esta energía es en forma de grasas, que son muy ligeras por lo que en poco peso de grasa

se puede acumular mucha energía.

Los lípidos se clasifican en dos grupos principales: simples y complejos. Los lípidos simples más

importantes son el colesterol y los ácidos grasos; dentro de los lípidos complejos se pueden mencionar

los fosfolípidos y los triglicéridos.

El colesterol es una grasa presente en todas las células del organismo. Se presenta en altas

concentraciones en la médula espinal, páncreas y cerebro pero se sintetiza principalmente en el higado y

en el intestino delgado. Aproximadamente el 50% de las necesidades de colesterol son sintetizadas en

el hígado mientras que el resto se obtiene de los alimentos de origen animal presentes en la dieta.

En la molécula de colesterol se puede distinguir una cabeza polar constituida por el grupo

hidroxilo y una cola o porción apolar formada por los distintos ciclos y los sustituyentes alifáticos. Así,

el colesterol es una molécula hidrofóbica que al igual que otros lípidos es bastante soluble en disolventes

apolares como el cloroformo, acetona y éter. Considerando lo anterior, cualquier método de extracción

de lípidos requiere utilizar mezclas de solventes orgánicos que permitan solubilizar todos los lípidos y

precipiten proteínas e hidratos de carbono para su mejor separación.

Los organismos mamíferos obtienen colesterol a través de dos vías:

Vía exógena o absorción de colesterol contenido en los alimentos. El colesterol se encuentra

exclusivamente en alimentos de origen animal, mayoritariamente en la yema de huevo, hígado,

lácteos, cerebro (sesos) y músculo esquelético (carnes rojas).

Vía endógena o síntesis de colesterol en las células animales a partir de su precursor, el

acetato, en su forma activada acetil-coenzima A.

La producción de colesterol es regulada directamente por la concentración del colesterol

presente en las células, habiendo una relación inversa con los niveles plasmáticos de colesterol. Una

alta ingesta de colesterol en los alimentos conduce a una disminución neta de la producción endógena y

viceversa.

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Además del papel en la reserva energética que cumple el colesterol, es imprescindible para la

vida por numerosas funciones:

Estructural: es un componente muy importante de las membranas plasmáticas de los animales

(en general, no existe en los vegetales).

Precursor de la vitamina D: esencial en el metabolismo del calcio.

Precursor de hormonas sexuales: progesterona, estrógenos y testosterona.

Precursor de las sales biliares: esenciales en la absorción de algunos nutrientes lipídicos y vía

principal para la excreción de colesterol corporal.

El mayor inconveniente que tiene la grasa es que no se disuelve en agua, y por lo tanto, no puede

transportarse como tal por el torrente sanguíneo. Para poder transportar las partículas de grasa, el

cuerpo utiliza unas moléculas más complejas llamadas lipoproteínas, que están formadas por una parte

proteica y una parte lipídica compuesta por distintos tipos de grasas.

Existen varios tipos de lipoproteínas en función del contenido proteico y lipídico que contienen.

Los dos tipos de lipoproteínas que contienen colesterol son:

LDL: compuestas principalmente por colesterol y una proteína llamada apoB. Es la forma en que

el organismo recoge el colesterol del hígado (donde lo sintetiza) y lo distribuye a los tejidos. El

70% del colesterol que circula por la sangre lo hace en forma de LDL-colesterol. Éste es el

colesterol malo, responsable de la aterosclerosis, o acumulación del colesterol en la pared de las

arterias.

HDL: compuestas principalmente por colesterol y una proteína llamada apoA. Estas partículas

contienen el denominado colesterol bueno, porque transportan el exceso de colesterol desde

los tejidos hasta el hígado.

Actualmente se reconoce ampliamente el papel causal del colesterol presente en las

lipoproteínas de baja densidad (LDL) en la patogenia de la aterosclerosis. De esta manera, la existencia

sostenida de niveles elevados de colesterol LDL (popularmente conocido como “colesterol malo”) por

encima de los valores recomendados, incrementa el riesgo de sufrir eventos cardiovasculares

(principalmente infarto de miocardio agudo). De manera interesante, el colesterol presente en las

lipoproteínas de alta densidad (HDL) ejercería un rol protector del sistema cardiovascular, que por ello

se conoce como “colesterol bueno”.

La concentración actualmente aceptada como normal de colesterol en el plasma sanguíneo

llamada colesterolemia de individuos sanos es de 150 a 200 mg/100 ml.

Se ha definido clínicamente que los niveles de colesterol plasmático total (suma de colesterol

presente en todas las clases de lipoproteínas) recomendados por la Sociedad Norteamericana de

Cardiología (AHA) son:

Colesterolemia por debajo de 200 mg/dL: es la concentración deseable para la población

general, pues por lo general correlaciona con un bajo riesgo de enfermedad cardiovascular.

Colesterolemia entre 200 y 239 mg/dL: existe un riesgo intermedio en la población general,

pero es elevado en personas con otros factores de riesgo como diabetes.

Colesterolemia mayor de 240 mg/dL: puede determinar un alto riesgo cardiovascular y se

recomienda iniciar un cambio en el estilo de vida, sobre todo en lo concerniente a la dieta y al

ejercicio físico.

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La aterosclerosis es un fenómeno muy complejo, que comienza en las primeras etapas del

desarrollo y se prolonga durante años. Consiste en el depósito de células cargadas de partículas de LDL-

colesterol en las paredes de las arterias. Esta pared responde a la agresión induciendo una respuesta

protectora, que finalmente conduce a la formación de una placa. Con el paso del tiempo, la placa aumenta

de tamaño, hasta que estrecha la arteria dificultando la circulación de la sangre. Por otra parte, la placa

también se puede romper, originando un trombo que puede obstruir completamente la arteria. El final

del proceso es que el corazón se ve privado de oxígeno y nutrientes por lo que se produce una angina o

infarto de miocardio.

La aterosclerosis está directamente relacionada con la concentración de partículas de LDL-

colesterol presentes en la sangre, por lo que la prevención pasa por disminuir al máximo el nivel de LDL

y aumentar el HDL-colesterol, que es el que retira el colesterol circulante y lo devuelve al hígado.

La forma de conseguir estos objetivos es adoptar hábitos de alimentación adecuada, realizar

ejercicio físico habitualmente y cuando esto no es suficiente, se debe recurrir a fármacos específicos.

II.- OBJETIVO

- Determinación de colesterol presente en una muestra de plasma sanguíneo.

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A) CURVA DE CALIBRACION

1. Preparación Patrones:

Procedimiento:

a) A partir de una solución estándar de colesterol de concentración 300 mg/dL prepare los

siguiente patrones, realizando las diluciones indicadas en la tabla:

Reactivos TUBOS

Patrón 1 Patrón 2 Patrón 3 Patrón 4

Volumen de solución

estándar (mL) 1,7 3,3 4,2 5

Volumen de etanol

(mL) 3,3 1,7 0,8 0

b) Tape los tubos con papel parafilm y homogenice suavemente los tubos.

2. Preparación curva de calibración:

Procedimiento:

a) A continuación prepare los siguientes tubos utilizando los patrones preparados en el paso

anterior.

TUBOS

0 1 2 3 4

Blanco Patrón 1 Patrón 2 Patrón 3 Patrón 4

Patrones ----- 20 µL 20 µL 20 µL 20 µL

Etanol 20 µL ----- ----- ----- -----

Reactivo

CHOD-PAP 2 mL 2 mL 2 mL 2 mL 2 mL

b) Tape los tubos con papel parafilm y homogenice suavemente las muestras.

c) Desarrolle el color por 10 minutos a temperatura ambiente.

d) Ajuste a cero el espectofotómetro a 500 nm con el tubo blanco.

e) Lea la Absorbancia del resto de los tubos en el espectrofotómetro a la misma longitud de onda y

complete la siguiente tabla:

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4

Absorbancia

Concentración colesterol

(mg/dL) 100 200 250 300

f) Dibuje una curva de calibración, graficando Absorbancia v/s Concentración de Colesterol

(mg/dL).

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B) ANALISIS DE UNA MUESTRA (Plasma sanguíneo)

1.- Análisis de una muestra mediante el método de CHOD-PAP:

a) Anote el número de su muestra problema. Muestra Nº _________

b) Prepare un tubo blanco, adicionando 20 µL de etanol y 2 mL del reactivo CHOD-PAP.

c) Rotule un tubo de ensayo adicionando 20 µL de su muestra problema que contiene colesterol y 2 mL

del reactivo CHOD-PAP.

c) Tape los tubos con papel parafilm y agitelos suavemente.

d) Desarrolle el color por 10 minutos a temperatura ambiente.

e) Ajuste a cero el espectrofotómetro a 500 nm con el tubo blanco y lea la Absorbancia de su muestra

problema.

Muestra Problema

Absorbancia

f) Con los datos anteriores, determine la concentración de colesterol que presenta su muestra y

regístrelo en la siguiente tabla:

Muestra Problema

Concentración colesterol

(mg/dL)

g) Según sus conocimientos previos acerca de la colesterolemia, ¿Cuál es la condición médica del

paciente?

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OR · Escuela de Kinesiología Química y Bioquímica AUTORES: Alejandra Moreno O.; Roberto Bravo M.; Gabriela Cornejo B. ... (la boca del tubo de ensayo) hacia un lugar, lejos de