viernes, 30 de enero de 2015

AVISO MUY IMPORTANTE

BIENVENIDOS ALUMNOS Y MAESTROS AL BLOG DE LAS PRACTICAS DE LABORATORIO DE BIOQUIMICA PARA VETERINARIA CURSO ENERO 2015.


EL BLOG ESTA ACTUALIZADO AL 30 DE ENERO  DE  2015 

PRÁCTICA DE BIOQUÍMICA PARA VETERINARIA No.1 Soluciones

A REALIZARSE LA SEMANA 26 A 30 ENERO 2015


OBJETIVO




El alumno conocerá las formas más comunes de expresar la concentración de las soluciones que se emplean en el laboratorio de bioquímica.



INFORMACIÓN GENERAL



En el laboratorio de bioquímica y en algunos otros que usted cursará posteriormente, se usaran con frecuencia soluciones de diferente denominación; las cuales deben ser preparadas con exactitud para que los resultados de los procesos experimentales o analíticos sean adecuados. Aún cuando usted recibirá en este laboratorio las soluciones ya preparadas, es conveniente sin embargo saber cómo se efectúa dicha preparación y que es lo que expresa el término que se usa para denominarlas.



Una solución puede ser definida como “una dispersión ópticamente homogénea de una sustancia en otra”; con ópticamente homogénea queremos dar a entender que a simple vista no distinguimos los elementos que se hayan mezclados para formar esa solución. En una disolución de una sustancia en otra, la sustancia disuelta se denomina como SOLUTO, mientras que la sustancia en donde se disuelve el soluto se llama SOLVENTE O DISOLVENTE.



Cuando la cantidad relativa de una sustancia en una disolución es mucho mayor que la de la otra, la sustancia presente en mayor cantidad se considera como el solvente. Cuando las cantidades relativas de las dos sustancias son del mismo orden de magnitud resulta difícil, y además arbitrario especificar cuál es el disolvente.



La concentración de una solución indica la cantidad exacta de soluto que existe en un volumen o peso dado de la solución. Esa concentración puede ser expresada en unidades físicas, por ejemplo: peso de soluto por unidad de volumen de la solución; o bien puede ser expresada en unidades químicas, por ejemplo: normalidad, molaridad.



Siempre que no se especifique el solvente empleado, debe suponerse que se trata de agua destilada. Los tipos de soluciones que con mayor frecuencia se utilizan en el laboratorio de bioquímica son los siguientes:



1.-Soluciones porcentuales

2.-Soluciones molares

3.-Soluciones Molales

4.-Soluciones Osmolares

5.-Soluciones tonicas

6.-Soluciones Normales

1.-Soluciones porcentuales



Este tipo de expresión no es químico, sino físico y podemos dividirlas en 3 grupos:



a) a) Porciento peso sobre volumen (% p/v). Se preparan cuando se disuelve un sólido en un líquido. Ejemplo: una solución 15% p/v de glucosa , significa que se pesan 15 gramos de glucosa y se les añade agua destilada hasta completar un volumen de 100 ml.



b) b) Porciento volumen sobre volumen (% v/v). Se recurre a prepararlas cuando la solución va a estar formada por 2 líquidos. Ejemplo: una solución 70% v/v de alcohol etílico significa que se miden 70 ml de alcohol puro al 100% y se le añaden a esos 70 ml de alcohol agua destilada hasta completar 100 ml.





c) c) Porciento peso sobre peso (% p/p). Se puede emplear tanto para mezclar 2 líquidos entre sí, o bien 2 sólidos (esto último es menos usual), y en ocasiones aún menos frecuentes se puede mezclar un sólido y un líquido en base a una solución % p/p.



Ejemplo: una solución 30% p/p de glicerina nos indica que debemos pesar 30 gramos de glicerina y luego añadir pesando la cantidad necesaria del solvente (agua) para completar los 100 gramos.



En el caso de mezclar 2 sólidos por ejemplo: una solución 5% p/p de yodo en yoduro de potasio, significa que debemos pesar 5 gramos de yodo y añadir la cantidad necesaria de yoduro de potasio que se necesite para completar los 100 gramos.





2.-Soluciones molares



Este es un tipo de solución en el cual las unidades se fijan en base a un factor químico.

Por definición una solución molar es aquella en la cual cada litro de solución contiene el peso molecular en gramos de la sustancia disuelta.



Ejemplo: se requiere preparar 250 ml de una solución 0.3 molar de NaOH (hidróxido de sodio).



P.a. del H =1 P.a=peso atómico del elemento

P.a del Na =23

P.a del O =16

P.molecular =40



De acuerdo con la definición : 40 gramos de NaOH en 1 litro serían una solución 1 molar, debido a que requerimos solo 250 ml y a 0.3 molar, efectuamos las siguientes reglas de tres para llegar a la solución que se nos pide.











Primera regla de tres



40 gr NaOH---------->1 mol

“X” gr NaOH------->0.3 mol



“X”= 12 gramos de NaOH



Segunda regla de tres



12 gr de NaOH-------------->1,000 ml

“X” gr de NaOH------------->250 ml



“X”= 3 gramos



O sea que si disolvemos 3 gramos de NaOH en un volumen de 250 ml de agua obtenemos la solución 0.3 molar de NaOH.





3.-Soluciones molales



Esta forma de preparar una solución no se usa con tanta frecuencia como la anteriormente descrita con la cual esta emparentada. A la molalidad se le llama también “molaridad en peso” ya que por definición una solución molal es aquella que expresa los moles de soluto que existen por kilogramo de solvente; aquí está la diferencia con relación a la solución molar, en la solución molar el soluto se mide hasta el volumen requerido, mientras que en la solución molal el soluto se pesa hasta alcanzar la cantidad requerida.



Ejemplo: Una solución 1 molal de H2SO4 (ácido sulfúrico) en agua, se prepara pesando 98 gramos de H2SO4 (1 mol) en la cantidad de agua necesaria para que la mezcla de 1 kilo de peso, como ya se menciono no es muy usual proceder así; en la práctica se preferiría expresar la concentración en molaridad y no en molalidad.





4.-Soluciones osmolares



En el laboratorio de bioquímica este tipo de soluciones no son muy usuales, pero sí lo son en el laboratorio de fisiología. Por definición una solución osmolar es aquella que contiene en 1 litro de solución 1 osmol de la sustancia en gramos.



Un osmol es la unidad de actividad osmótica de la sustancia y puede estar representado por un ión, un radical o una molécula. Para poder preparar este tipo de soluciones debemos de tomar en cuenta si la sustancia se disocia o no (si se separa en iones o no) cuando se suspende en agua.



Ejemplo: el NaCl (cloruro de sodio) al ser suspendido en agua se disocia (separa) en 2 tipos de iones, un anión (ión negativo) representado por el Cl-, y un catión (ión positivo) representado por el Na+; de tal forma que si el peso molecular del NaCl es de 58.5 gramos, una solución osmolar (1 osmol) de NaCl contendrá 58.5gr/2 iones = 29.25 gramos, si colocamos esos 29.25 gramos en 1 litro de agua destilada obtenemos una solución 1 osmol de NaCl.





5.-Soluciones Tónicas



Este tipo de soluciones están muy emparentadas con las del inciso anterior (osmolares), en base al conocimiento de la definición de una solución osmolar, podemos preparar las soluciones tónicas. El término “tónicas” hace referencia a la cantidad de partículas osmóticamente activas que existen cuando se les compara con referencia a la presión osmótica que tiene el plasma sanguíneo (cuyo valor es de 0.3 osmoles/litro), de acuerdo con este criterio existen 3 tipos de soluciones tónicas:



a) a) Hipotónicas.-aquellas que tienen menor presión osmótica que la del plasma sanguíneo, es decir menor de 0.3 osmoles/litro.



b) b) Isotónicas.-son aquellas que tienen una presión osmótica igual a la del plasma sanguíneo, es decir igual a 0.3 osmoles/litro





c) c) Hipertónicas.- son aquellas que tienen una presión osmótica mayor a la del plasma sanguíneo, es decir mayor a 0.3 osmoles/litro



Ejemplo: Una solución isotónica de NaCl (cloruro de sodio) es aquella que contiene 0.3 osmoles, o sea que si el peso molecular del NaCl es de 29.25 gramos;



29.25 gr de NaCl---------------> 1 osmol

“X” gr de NaCl-----------------> 0.3 osmol



“X”= 8.775 gramos de NaCl/litro son una solución isotónica.



Si se usan menos de 8.775 gramos/ lt obtendremos una solución hipotónica, mientras que si usamos más de 8.775 gr/lt preparamos una solución hipertónica (para el caso del NaCl).





6.-Soluciones Normales



La preparación de este tipo de soluciones es muy usual en el laboratorio de bioquímica. Por definición una solución normal : es aquella que contiene el “peso equivalente” en gr/ lt. de solución.



El “peso equivalente” de una sustancia es : el número de unidades de la sustancia que pueden combinarse o remplazar a un ión de hidrógeno (H). Mientras que el equivalente gramo de una sustancia es el peso equivalente de la sustancia expresado en gramos.



La determinación del “peso equivalente” es lo que debe de hacerse primero para poder preparar este tipo de soluciones. La forma como se calcula este peso equivalente es variable, dependiendo de si el compuesto químico es un ácido, una base, una sal, un agente oxidante, un agente reductor, o bien un elemento, veremos a continuación ejemplos de como se calcula el peso equivalente para diferentes compuestos.



Peso equivalente para ácidos y bases



Para estos casos, la unidad este definida por la siguiente reacción: H+OH----------àH2O



Cálculo del peso equivalente ejemplo para los ácidos



En el caso de un ácido, si tomamos como ejemplo el HCl (ácido clorhídrico), el peso equivalente sería igual al peso formular del HCl/1 debido a que aporta un hidrógeno (H), mientras que para el caso del H2SO4 (ácido sulfúrico) el peso equivalente es igual al peso molecular sobre 2 (debido a que aporta 2 H).



No existe una regla sencilla y definida para predecir cuántos hidrógenos de un ácido deben remplazarse en una neutralización determinada, sobre todo para el caso de los llamados “ácidos débiles”, en los cuales la neutralización puede ser parcial o total, por ejemplo, en el caso del ácido fosfórico H3PO4, para este ácido el peso equivalente puede ser de 1, 1/2 o 1/3 del peso molecular del H3PO4, dependiendo de cómo se comporte el ácido en la reacción puede aportar 1, 2 o 3 de sus hidrógenos (H), es por ello que en muchos casos debemos de conocer el comportamiento de la sustancia en la reacción.





Cálculo del peso equivalente ejemplo para las bases



En el caso de las bases el peso equivalente es la cantidad de sustancia que puede suministrar un radical OH, o bien reaccionar con un H por ejemplo:

Para el hidróxido de aluminio Al(OH)3 el peso equivalente es igual al peso molecular/3, mientras que para el hidróxido de magnesio Mg(OH)2, el peso equivalente es igual al peso molecular/2; mientras que para el amonio NH3, que puede reaccionar con el agua y dar NH4+OH, el peso equivalente es igual al peso molecular/1.





Cálculo del peso equivalente ejemplo para las sales



Para estos compuestos, en el cálculo del peso equivalente es necesario saber si la sal se está usando como ácido o como base, además debemos de conocer cómo se comporta en la reacción que se esta llevando a cabo, pare determinar si aporta 1, 2 o 3 unidades a la reacción de neutralización que sirve de referencia.



Ejemplos:



Sal Reacción típica Peso equivalente

NH4Cl (cloruro amonio) NH4+OH-----àNH3+H2O Igual a peso formular

Na2CO3 (bicarbonato sodio) CO3+2H-----àCO2+H2O Peso formular/2





Cálculo del peso equivalente ejemplo para agentes oxidantes y reductores



Un agente oxidante o reductor , puede tener más de un peso equivalente, ello va a depender de la reacción para la cual se usa. El peso equivalente para un agente oxidante o reductor, es igual a su peso formular (o peso molecular) dividido entre el número total de electrones ganados o perdidos cuando se efectúa la reacción o sea que:



Peso equivalente= Peso formular de la sustancia oxidante o reductiva

Número de electrones ganados o perdidos



Ejemplo: Se hace reaccionar Permanganato de potasio KMnO4 (agente oxidante) con ácido clorhídrico HCL (agente reductor), y se requiere determinar el peso equivalente del KMnO4 como oxidante, la reacción y los productos que se generan se muestran a continuación: KMnO4 + HCl-------àMnCl2 + KCl + H2O



Analizando la reacción observamos que el estado de oxidación del Mn en el KMnO4 es de +7, mientras que en el MnCl2 es de +2, el cambio en el estado de oxidación es de 5, por lo tanto el peso equivalente del KMnO4 es = Peso formular/ cambio en edo. de oxidación.



P.equivalente del KMnO4= 158/5= 31.6





Cálculo del peso equivalente ejemplo para elementos



Para calcular el peso equivalente de un elemento sencillo, se divide el peso atómico entre el estado de oxidación. Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto para cada elemento, el número de electrones transferidos por cada átomo, representa el estado de oxidación del compuesto.



Ejemplo: En una reacción determinada entre plata Ag, y magnesio Mg, 0.3636 gramos de Mg reaccionan con 3.225 gramos de plata. Si el peso equivalente de la plata es de 107.87 gramos, calcular el peso equivalente del magnesio.



Si 3.225 gr de Ag-------à Reaccionan con 0.3336 gr de Mg

1 gr de Ag------------à Reacciona con “X” gr Mg



“X” gr Mg= 0.3336/3.225= 0.1127



p.equivalente de Ag= 107.87 * 0.1127= 12.156 gramos de Mg

PRÁCTICA DE BIOQUÍMICA PARA VETERINARIA No.2 DETERMINACION CUALITATIVA DE ALGUNOS ELEMENTOS PRIMARIOS PRESENTES EN LA MATERIA ORGANICA

 A REALIZARSE LA SEMANA DEL 2 AL 6 DE FEBRERO DE 2015

OBJETIVO


El alumno identificará algunos elementos biogenésicos primarios presentes en la materia orgánica, demostrará además que los compuestos inertes, participan también en la formación de estructuras celulares.


INFORMACION GENERAL


La Bioquímica, se encarga del estudio de las reacciones químicas que tienen lugar dentro de los seres vivos, estudia además la composición y comportamiento de la materia que integra a las moléculas orgánicas (biomoléculas).


La materia orgánica se caracteriza por la presencia de manera muy abundante de CARBONO (C), sin embargo, existen otros átomos que también se presentan de forma más o menos constante y son principalmente: OXIGENO (O), HIDROGENO (H), NITROGENO (N), AZUFRE (S) y FOSFORO (P); los cuales son también elementos que se hallan presentes en los compuestos de tipo inorgánico. Como podemos observar entonces, la materia viva y la no viva (inerte), se encuentran formadas por los mismos elementos, sólo que éstos se encuentran en proporciones diferentes, y se comportan también en algunos casos, de manera diferente.



DESARROLLO DE LOS EXPERIMENTOS.



1- DETERMINACION DE CARBONO.



1. Rotular 2 tubos de ensayo, marcalos como A y B.


 2. Añada al tubo A, 1 gramo de óxido cúprico y caliente a la llama del mechero por 2 minutos, pasados los cuales añadirá al mismo tubo 0.5 gramos de sacarosa.



3. Coloque el tapón que contiene el tubo de vidrio acodado en la boca del tubo A.



4. En el tubo B, coloque 5 ml de solución de barita.



 5. Introduzca el extremo libre del tubillo de vidrio (del tubo marcado como A), en el tubo B, cuidando que la punta del tubillo haga contacto con el líquido que contiene el tubo B.



6. Caliente a la flama del mechero el tubo A, por un tiempo de 2 minutos, o el tiempo suficiente para apreciar desprendimiento de gases que pasarán desde el tubo A hacia el B.




2- DETERMINACION DE NITROGENO


1. Colocar en el tubo de ensayo 1 gramo de carne, calentar a la flama del mechero por 1 minuto o hasta que halla desprendimiento de gases de olor penetrante.


2. Humedecer en agua destilada una tira de indicador universal de ph y acercarla a la boca del tubo para que se impregne con los vapores que éste emite. Tomar la lectura del ph.


3. Sumergir una varilla de vidrio en HCl concentrado para que se impregne de este, acercar la varilla a la boca del tubo de ensayo, observar qué ocurre.




3- DETERMINACION DE AZUFRE


 1. Colocar en un tubo de ensayo 1 gramo de albúmina de huevo.


2. añadir 5 ml de NaOH, más 2 gotas de acetato de plomo.


3. Calentar a la flama del mechero por 1 minuto, con cuidado para no quemar la muestra y observar.



4- DETERMINACION DE FOSFORO


1. Coloque en un tubo de ensayo 1 gramo de caseína.


2. Añadir 1 gramo de nitrato de potasio (KNO3), más 2 granallas de hidróxido de potasio (KOH).


3. Calentar al mechero durante 1 minuto con flama suave, y dejar enfriar; añadir 10 ml de agua destilada.


4. Filtrar a través de papel filtro de poro grueso, recibir el precipitado en un tubo de ensayo limpio (o en un vaso de precipitados).

 5. Con una pipeta tome 3 ml del filtrado, transfiéralos a un tubo de ensayo limpio.


6. Añada 2 ml de HNO3 concentrado (CON CUIDADO YA QUE ES CORROSIVO), al tubo que contiene el filtrado, añada además 4 ml de solución de molibdato de amonio.

 7. Caliente con llama suave del mechero durante 30 segundos, observe el color que aparece.

CUESTIONARIO

1.- Durante el desarrollo de la parte de determinación de Carbono, ¿a que se debe la aparición del precipitado blanco en el tubo B ?

2.- ¿Qué compuesto se desprende principalmente en los gases de olor penetrante al quemar la carne?

3.- Al tomar el pH de los vapores desprendidos ¿Cómo debe ser el pH: ácido o alcalino? ¿Por qué?

4.- Investiga que tipo de biomolécula es la albúmina contenida en el huevo

5.- ¿Qué se forma al reaccionar el azufre y el acetato de plomo? Investiga  la reacción química completa y escríbela, indicando los  nombres de los reactivos y del producto.

6.- Investiga que es la caseína y en que productos se encuentra


7.- ¿Qué compuesto se forma al reaccionar el fósforo presente en la caseína con el amonio? Investiga y escribe la reacción química que se produce, anotando los nombres de los reactivos y productos.



Práctica no. 3 COLOIDES

A REALIZARSE DEL 9 AL 13 FEBRERO 2015



PRACTICA DE BIOQUIMICA PARA VETERINARIA No 3


COLOIDES


OBJETIVO

El alumno preparara en el laboratorio una suspensión coloidal de azul de Prusia para demostrar algunas de las propiedades que poseen los sistemas coloidales.


INFORMACION GENERAL


Muchas de las substancias presentes dentro del cuerpo de los animales existen como soluciones, pero otra cantidad también grande, existe como coloides.

Un sistema coloidal se caracteriza por estar formado en 2 fases: una de ellas es el medio continuo de dispersión y la otra es la fase dispersa.


Para que se les pueda clasificar como coloides deben tener ciertas propiedades particulares, que se mencionaran posteriormente, sin embargo, todos los verdaderos coloides se caracterizan por ser heterogéneos, es decir, están formados por 2 fases que se pueden detectar por algún medio físico. Esto los diferencia de las soluciones, las cuales son un sistema homogéneo, en el cual no es posible detectar mas de una fase por algún medio físico.


Los sistemas coloidales se clasifican desde el punto de vista de la naturaleza del medio dispersante y de la fase dispersa, existen los siguientes tipos:



Fase dispersa  Medio de dispersión  Nombre   Ejemplo



Sólido              Líquido Sol.                                 Oro en agua



Líquido Líquido    Emulsión                     Agua en aceite



Gas Líquido Espuma Espuma cerveza



Sólido Sólido Sol. Sólido Bronce



Líquido Sólido Espuma sólida Ópalo



Gas Sólido Emulsión Piedra

Sólida Pómez



Sólido Gas Aerosol

Sólido Humo



Líquido Gas Aerosol

Líquido Neblina









Como puede observarse de los ejemplos listados, la forma y propiedades físicas y químicas de los coloides es sumamente variable.

Los sistemas coloidales se pueden clasificar también en 2 grupos de acuerdo con su afinidad o no afinidad para el agua:



A) Los liofílicos o hidrofílicos----------Aquellos coloides cuyas partículas son capaces de atraer agua para formar masa gelatinosa.



B) Los liofobos o hidrofóbicos----------Aquellos coloides cuyas partículas no atraen el agua.





PROPIEDADES DE LOS SISTEMAS COLOIDALES





1.- Tamaño de partícula.-------De 1 milimicra a 0.5 micras.


2.- Filtrabilidad----------Las partículas coloidales sólo pueden separarse por ultra filtros, salvo excepciones de aquellos de partículas muy gruesas.


3.-Difusibilidad.-----------comparados con las soluciones tienen muy poco poder de difusión


4.-Efecto Tyndall.-------cuando un rayo de luz incide sobre un coloide y se observa la trayectoria de la luz desde un ángulo recto a la incidencia, se puede observar en algunos coloides un aspecto lechoso.


5.-Carga de superficie….-----los coloides tienen carga que puede ser positiva o negativa, dependiendo del pH del medio donde se encuentren


6.-Movimiento Browniano.----es un movimiento incesante y errático, causado por el choque de las moléculas del líquido o gas con las partículas en suspensión, se le llama así en honor a Robert Brown quien en 1827 lo describió.


7.-Precipitación.------Debido a que los coloides son partículas con carga eléctrica, si se añade una sustancia electrolítica que aporte carga eléctrica opuesta a la del coloide, se forma una atracción entre ambas, lo cual precipita al coloide..


8.-Efecto Donan.--------consiste en un fenómeno de equilibrio de 2 electrolitos que se separan por una membrana, uno de los electrolitos contiene por lo menos un ión que no puede atravesar la membrana. El hecho de que un ión atraviese o no una membrana se debe a las cargas de superficie, las cargas iguales se repelen, las opuestas se atraen.



Materiales Reactivos


1 vaso pp de 100 ml Ferrocianuro de potasio 0.02 N

1 vaso pp 250 ml Cloruro férrico 0.02 N

5 tubos ensayo grandes Sol. gelatina 5%

2 pipetas 10 ml Sol. nitrato de plata 1%

3 pipetas 5 ml Sol. sulfato de cobre 1%

1 gradilla Sol. cloruro sodio 20%

1 trozo papel celofán

1 liga



Desarrollo de los experimentos



1.-Preparación de una solución coloidal de azul de Prusia.


En un vaso de precipitados de 100 ml pipetear 15 ml de solución de ferrocianuro de potasio 0.02 N , con una pipeta diferente pipetear 15 ml de solución de cloruro férrico, mezclar con la primera solución.


2.-Efecto Tyndall


Coloque en un tubo de ensayo 2 ml del coloide azul de Prusia del experimento 1 y dilúyalo con 3 ml de agua destilada.


Haga incidir un rayo de luz sobre el tubo y observe desde un ángulo recto a la trayectoria del rayo de luz.



3.-Difusión a través de geles


3.1.-Tomar 2 tubos de ensayo con solución de gelatina rotularlos como tubo 1 y 2.


3.2.-Al tubo 1 añadirle 3 gotas del coloide azul de Prusia
  

3.3.-Al tubo 2 añadirle 3 gotas de sulfato de cobre


3.4.-Meter los tubos al refrigerador y dejarlos en reposo 6 horas.


3.5.-Pasadas las 6 horas observar la difusión y medir en milímetros lo que avanzo cada sustancia, anotar los valores




4.-Precipitación por sales


4.-1-En un tubo de ensayo grande colocar 2 ml de azul de Prusia


4.2-Añadir 5 ml de cloruro de sodio al 20%



4.3-Dejar reposar 6 horas a temperatura ambiente



4.4-Transcurrido el tiempo, observe y anote lo que ve.



5.-Difusión a través de membranas (diálisis)


5.1.-Con un trozo de papel celofán forme un recipiente en forma de bolsa


5.2.-Añada el resto de la solución de Prusia


5.3.-Cierre la bolsa firmemente con una liga


5.4.-Sumerja la bolsa dentro de un vaso de precipitados que contenga agua destilada, deje reposar por 12 horas.


5.5.-Pasadas las 12 horas retire la bolsa del vaso. Conserve el líquido del vaso


5.6.-Añada de 15 a 20 gotas de solución de nitrato de plata al líquido contenido en el vaso observe lo que ocurre.




CUESTIONARIO. PENDIENTE. SU MAESTRA(O) DE LABORATORIO SE LO SUMINISTRARA

Práctica de Bioquímica para veterinaria No.4 pH y Soluciones amortiguadoras

A REALIZARSE LA SEMANA 16 A 20 FEBRERO 2015

PH Y SISTEMAS AMORTIGUADORES


OBJETIVO

El alumno comprenderá la importancia que tienen los sistemas amortiguadores o buffers, para el buen desempeño de las funciones vitales en los seres vivos, preparara una mezcla buffer, y efectuara mediciones colorimétricas y potenciométricas del ph.


INFORMACIÓN GENERAL

Para mantener la vida, es necesario que se produzcan una serie de reacciones dentro del cuerpo de los animales, estas reacciones son sumamente delicadas y dependen de que varios factores permanezcan casi constantes, o con muy ligera variación, entre los factores mas críticos están una temperatura adecuada, y un ph que muestre un rango de variación muy estrecho.


¿Qué es el ph?. Cuando se hace referencia a este termino, lo que queremos es expresar el grado de acidez o alcalinidad que tiene un medio o un material , a su vez, este grado de acidez o alcalinidad, depende de la cantidad de iones hidrógeno (H), o de iones oxidrilo (OH), que posee la muestra.

A mayor cantidad de iones H, se dice que la muestra tiene un ph mas bajo (o ácido), mientras que a menor cantidad de iones h, la muestra tiene un ph mas alto ( o alcalino).

Existen varios criterios para definir a un ácido o a un álcali o base. Según Arrehenius, “ácidos, son las substancias que producen iones hidrógeno en solución”, mientras que “ bases o álcalis, son las substancias que producen iones oxidrilo en solución.

En 1923, Lowry y Bronsted, desarrollaron la teoría ácido-base, según la cual, “ácido es toda aquella sustancia molecular o iónica capaz de ceder un protón, mientras que “base, es toda substancia molecular o iónica, capaz de aceptar un protón “.

Debemos hacer notar, que la actividad de una substancia como ácido o como base, depende de su facilidad para aceptar o ceder un protón.

Generalmente, el grado de acidez o alcalinidad de una solución, se describe en función de la concentración de iones hidrógeno ( aun cuando se trate de una solución alcalina o básica).

La concentración de ion H, se puede expresar en moles / litro, o en unidades de ph, esta ultima unidad es la mas empleada en los trabajos de laboratorio.


La escala de ph utilizada actualmente para medir la concentración de iones de hidrógeno, fue desarrollada por Sorensen en 1909, según Sorensen “el ph de una solución representa el valor negativo del logaritmo de la concentración de iones de hidrógeno”, y puede expresarse con la siguiente formula:


PH = - Log ( H + )


Ejemplo: Calcular el pH de una solución si la concentración de iones de hidrogeno es de 1.92 por 10 - 5 moles / litro.


Ph = - Log. (H+)



Ph = - Log. (1.92 por 10 -5 )



Ph = 4.72



A nivel de laboratorio, existen dos formas de medir el ph de una solución:

1.-Por el metido colorimétrico el cual se basa en el uso de indicadores. Un indicador, es una sustancia capaz de cambiar de color, dependiendo del ph que tenga el medio.


2.-Método potenciométrico, en este caso se usa un aparato llamado potenciómetro, el cual básicamente consiste de un electrodo de vidrio que introducido en la solución mide la fuerza electromotriz de esta (la fuerza electromotriz, a su vez depende de a actividad del ion H).


LOS BUFFERS O AMORTIGUADORES

Son substancias que se oponen al cambio brusco de ph de un medio, se les llama también solución tampón, se hayan formadas por un ácido débil y una sal de dicho ácido.

En los sistemas biológicos, existen 5 buffers principales que mantienen el ph de la sangre dentro de los limites aceptables para la vida. De estos 5, el principal es el sistema Bicarbonato-Ácido carbónico.

(HCO3)-(H2CO3).

La concentración de iones de hidrógeno de un buffer o amortiguador , se puede calcular usando la ecuación de Henderson-Haselbach, según la cual :

ph = Pka + Log.  (Sal) /(acido)


El Pka= constante de ionizacion para el ácido, es un valor definido por unas tablas de disociación que se consulta en los manuales de bioquímica.


Ejemplo: Calcular el ph de una solución buffer formada por Na2 H2PO4 (la sal), 0.25 molar y K H2PO4 (el ácido), 0.15 molar. El Pka tiene un valor de 7.2

pH = Pka + Log. (Sal)/ (acido)

pH = 7.2 + Log. 0.25/0.15

pH= 7.2 + Log. (1.666)

pH = 7.2 + (0.22)

pH= 7.42



MATERIALES Y REACTIVOS


15 tubos de ensayo de 150 por 15 mm Na2HPO4 0.15 molar

1 gradilla para tubos de ensayo K H2PO4 0.15 molar

4 pipetas de 1 ml. Azul de bromotil

2 pipetas de 10 ml. NaOH 0.4 N

3 vasos de precipitado de 50 ml. HCL 0.4 N

5 tiras de indicador de ph universal Buffer referencia ph 4

1 potenciómetro para ph Buffer referencia ph 7



DESARROLLO DE LOS EXPERIMENTOS


3.1- Preparación de una solución amortiguadora o buffer


1.-Rotular 12 tubos de ensayo. Marcarlos del 1 al 10.


2.- Depositar en cada tubo con una pipeta , las soluciones y cantidades mostradas, TENGA CUIDADO DE MEDIR LAS CANTIDADES EXACTAS, Y USAR UNA PIPETA PARA LA SAL (Na2HPO4), Y OTRA DIFERENTE PARA EL ACIDO (KHPO4).


Tubo        Na2HPO4 ml.    KH2PO4 ml            pH. Esperado


1                9.7                        0.3                                    8.2



2               9.5                        0.5                                     8.0



3              9.2                        0.8                                      7.8



4             8.7                         1.3                                       7.6



5             8.0                        2.0                                        7.4



6            7.1                       2.9                                          7.2



7             6.1                      3.9                                          7.0



8            5.0                       5.0                                          6.8



9            3.8                       6.2                                          6.6



10          2.7                      7.3                                      

3.2 - MEDICION POTENIOMETRICA DEL PH



Con la ayuda de su instructor, tome la lectura de los tubos 1,5 y 10 con el potenciómetro, anote sus lecturas obtenidas.



3.3 – USO DE TIRA INDICADOR UNIVERSAL PARA MEDIR PH



Introduzca una tira de indicador universal de PH (una por cada tubo).

En los tubos numero 1, 5 , y 10, compare los colores desarrollados con la que muestra la tabla con que acompaña el frasco de las tiras.




3.4 – DETERMINACIÓN DE PH POR USO DE UN INDICADOR



A cada uno de los tubos del experimento 3.1, añádales dos gotas de indicador azul de bromotil, mezclar bien y anotar los colores desarrollados en cada uno de los tubos .





3.5 – EFECTOS DE UN BUFFER PARA OPONERSE A LOS CAMBIOS DE PH



1.- Con una tira de indicador universal, tome el PH de la solución de NaOH 0.4 N. Anote el resultado.



2.- Repita el procedimiento usando una tira nueva para tomar el PH de la solución de HCL 0.4 N. Anote el resultado.



3.- Al tubo numero 7 del experimento 3.1, retírele 5 ml usando una pipeta limpia, transfiéralos a un nuevo tubo de ensayo y rotúlelo con 7b; al tubo original marcado como tubo numero 7, identifíquelo apartir de este momento como tubo 7 a .



4.- A los 5 ml. Del tubo 7 a, añadir gota a gota con una pipeta, solución de NaOH 0.4 N, contar las gotas requeridas para que el color de la solución del tubo numero 7 a, se igual a la del tubo numero 1.



5.- A los 5 ml. Del tubo 7b, añadir gota a gota con una pipeta, solución de HCL 0.4 N, contar el numero de gotas requeridas para que el color de la solución del tubo 7b , vire asta amarillo intenso.



6.- A los 5 ml. Del tubo numero 1 original, añadirles con cuidado, gota a gota con una pipeta, solución de HCL 0.4 N y contar el numero de gotas necesarias para virar el color amarillo intenso.

CUESTIONARIO

1.-  ¿Qué gama de colores debe desarrollar el azul de bromotimol de un pH ácido a un pH neutro y a un pH alcalino?

2.- Menciona otros indicadores utilizados en el laboratorio y diga que colores presentan cada uno de ellos a un pH ácido y a un pH alcalino

3.- ¿Qué ventajas tiene el uso del potenciómetro? ¿Qué desventajas tiene? Escriba el procedimiento para utilizar este aparato correctamente.

4.- En el experimento 3.5, usted debió preparar en el tubo 7  una solución amortiguadora de pH neutro. Investigue porque se necesitaron la cantidad de mililitros utilizados para  que cambie de color indicando que de esa forma cambió su pH.


PRACTICA DE BIOQUIMICA PARA VETERINARIA No.5 AMINOÁCIDOS SEPARACIÓN POR CROMATOGRAFIA EN PAPEL

A REALIZARSE SEMANA 23 A 27 FEBRERO 2015

AMINOACIDOS: SEPARACION POR CROMATOGRAFIA PAPEL


OBJETIVO



El alumno comprenderá el importante papel que desempeñan los aminoácidos en el cuerpo de los animales, conocerá algunas de sus propiedades y, en base a estas separara los aminoácidos presentes en una mezcla, usando la técnica de cromatografía en papel.



INFORMACION GENERAL



Los aminoácidos son los monómeros (unidades), de que están formadas las proteínas (y por ello también las enzimas).

Químicamente, se caracterizan por la presencia en su molécula de un grupo carboxilo en el carbono No 1 ó alfa, y un grupo amino, unido al carbono No 2 ó beta (de aquí su nombre de aminoácidos).



Existen en la naturaleza mas de 200 aminoácidos diferentes, sin embargo, dentro del cuerpo de los animales, solo existen 22 principales, de estos 22, 10 son considerados como esenciales.

El termino aminoácido esencial, se aplica en aquellos aminoácidos que no pueden ser sintetizados, o que son sintetizados en cantidad menor a la requerida, de ahí que forzosamente tengan que ingerirse en los alimentos que se consumen.



Para los animales domésticos revisten carácter de esencial los siguientes aminoácidos: Lisina, Triptofano, Histidina, Fenilalanina, Leucina, Isoleucina, Treonina, Metionina, Valina y Arginina



Los aminoácidos considerados no esenciales, si pueden ser sintetizados por los animales a partir de otros compuestos de la dieta.



Los animales pueden unirse entre si para formar péptidos (algunos autores consideran péptido como sinónimo de aminoácido, pero por lo general se usa el termino para designar a la unión de varios de ellos). La unión de 2 aminoácidos se designa como dipéptido, si son 3 tripéptido, etcétera. Cuando el número de aminoácidos unidos es grande, se designa como polipéptido, y si cumple ciertos requisitos, se llama proteína.



Los aminoácidos tienen diferentes propiedades físicas y químicas, las cuales pueden ser aprovechadas para diferenciarlos.

Los aminoácidos compuestos incoloros, cristalinos, a granel se presentan como polvo blanco. Las formas cristalinas son muy características y van desde agujas (tirosina), hasta placas hexagonales gruesas (cistina). El sabor varía desde dulce azucarado (glicina), pasando por el insípido (tirosina) hasta el amargo (arginina).

Tienen diferente afinidad por el agua y otro tipo de solventes, y pueden poseer carga eléctrica positiva algunos negativa otros, o bien, algunos son neutros (carecen de carga eléctrica).



El termino cromatografía fue propuesto por Tswett en 1903 para la separación de pigmentos vegetales en una columna de sílice.

Hoy en día, la técnica original ha sufrido numerosas modificaciones, mejoras y adaptaciones de tal forma que existen muchos tipos de cromatografía (de adsorción, de reparto, de intercambio iónico, de tamiz molecular), y muchas técnicas especiales para usar estos tipos (en columna, en papel, en capa fina, en gases). Algunas técnicas son muy costosas y sofisticadas, otras son sencillas y baratas.

La cromatografía puede aplicarse para separar carbohidratos, lípidos, aminoácidos, proteínas y otros compuestos.



Para esta practica, se pretende separar los aminoácidos presentes en una mezcla, por la cromatografía en papel.

Está basada en el hecho de que los diferentes aminoácidos se absorben en el papel con diferentes grados de afinidad para un solvente determinado.



MATERIALES REACTIVOS

Cámara cromatográfica Alanina

Cubeta para cámara cromatográfica Leucina

Papel Whatman para cromatografía Lisina

Estufa bacteriológica Valina

Regla Butanol

Ac. Acético

Agua destilada

Ninhidrina spray



DESARROLLO DEL EXPERIMENTO



1. 1. Preparar una tira de papel Whatman para cromatografía, marcando con un lápiz una línea de aplicación a 2.5 cm de uno de los extremos



2. 2. Colocar una gota del problema (solución de mezcla de aminoácidos), exactamente en el centro de la línea de aplicación. Deje secar en el aire



3. 3. Colocar el papel en la cubeta de la cámara cromatográfica.

La cubeta deberá contener al liquido solvente (Butanol - Ac. Acético - Agua destilada 4:1:1)



4. 4. Después de hora y media quitar las tiras de la cámara, marcar el frente del solvente (con lápiz), y dejar secar las tiras a temperatura ambiente







5. 5. Asperjar las tiras con una solución de ninhidrina en spray.

Secar al aire



6. 6. Colocar las tiras en la estufa a 100° C durante 10 minutos.



7. 7. Con la ayuda de una regla, medir la distancia a la que avanzo el solvente con relación a la línea de aplicación y anotar el valor. Medir también la distancia de las manchas (las cuales representan los diferentes aminoácidos, con respecto a la línea de aplicación.)



8. 8. Calcular el valor de Rf (Rf representa la relación de distancia a que se ha movido un aminoácido con respecto a la distancia en que se ha movido el solvente). Este valor Rf, es especifico para cada aminoácido y para un solvente determinado, de aquí que podamos identificar de que aminoácidos se trata al comparar sus valores de Rf.





                   Distancia a que se movió el aminoácido
Rf = ----------------------------------------------------
                  Distancia a que se movió el solvente



Valor Rf Aminoácido al que corresponde este Rf (Con solvente Butanol 4: ac.- acético 1: agua 1)

0.14                     Lisina

0.38                     Alanina

0.60                    Valina


0.73                    Leucina

CUESTIONARIO

1.- Investigue en que se basa la técnica de cromatografía y para que se usa

2.- Investiga a que se debe la aparición del color púrpura al rociar con ninhidrina el papel.


3.- ¿Qué aminoácido se absorbió mas fuertemente y porque? 

Práctica de Bioquímica para veterinaria No.6 PROTEÍNAS: AISLAMIENTO DE LA CASEINA DE LA LECHE

A REALIZARSE SEMANA 2 A 6 MARZO DE 2015

Práctica de Bioquímica para veterinaria No.6



PROTEÍNAS: AISLAMIENTO DE LA CASEINA DE LA LECHE



Objetivo

El alumno aislará la proteína caseína de la leche de vaca, aprovechando el punto isoeléctrico de dicha proteína.



Información general

Las proteínas son biopolímeros de alto peso molecular, formados por la unión de aminoácidos (unidos ellos a través de un enlace llamado peptídico). Por lo general para que una molécula reciba el nombre de proteína debe tener como mínimo 50 aminoácidos y un peso mínimo de 5,000 Daltones.



Las proteínas realizan funciones muy importantes dentro del cuerpo de los animales una de ellas es la función plástica, es decir forman parte de los órganos o tejidos presentes en el cuerpo, por ejemplo los músculos contienen actina y miosina, el pelo y la piel contienen queratina, la sangre contiene hemoglobina todas estas son proteínas.



Todas las enzimas que hacen posibles las reacciones que ocurren dentro d e las células, así como los anticuerpos que defienden al organismo contra infecciones son también proteínas, de aquí se desprende que sin la presencia de las proteínas en los individuos, la vida no seria posible.



Debido a que se encuentran ampliamente distribuidas en el cuerpo y los líquidos corporales, es posible aislar las proteínas de estos últimos; para el caso de la práctica se pretende aislar la caseína, la cual esta formada por la mezcla de varias proteínas que contienen fósforo y se haya presente como componente de la leche en una cantidad de aproximadamente 35 gramos/litro.



Para separar la caseína del resto de los componentes de la leche se va a recurrir a una propiedad que tienen las proteínas de poseer un punto isoeléctrico. El punto isoeléctrico se refiere al pH en el cual las proteínas son menos solubles, en base a esa menor solubilidad la caseína puede luego precipitarse, se usará alcohol debido a la caseína es insoluble en él y además el alcohol remueve la grasa de la leche.



Materiales Reactivos



Gasa Amortiguador de acetato pH4.6 0.2M

Embudo Buchner Etanol 95%

Papel filtro Éter

Vaso pp. 500 ml agua destilada

Vaso pp. 250 ml HCl 0.1 N

Varilla vidrio NaOH 0.1 N

Potenciómetro mezcla etanol: éter (1:1)

Caja Petri leche de vaca

Probeta 100 ml

Termómetro

2 pipetas 1ml

Bomba de vacío

Placa de calefacción

Manguera hule látex

matraz Kitasato 500 ml



Desarrollo del experimento



1.-En un vaso de precipitados de 500 ml colocar 100 ml de leche de vaca y calentarla en la placa de calentamiento hasta que alcance los 40°C.



2.-Al mismo tiempo colocar en un vaso de precipitados 100 ml del amortiguador de acetato en la placa de calentamiento y calentar hasta que alcance los 40°C.



3.-Añadir LENTAMENTE Y AGITANDO la solución de amortiguador de acetato al vaso que contiene la leche.



4.-Medir el pH de la mezcla usando un potenciómetro, la lectura debe ser aproximadamente de 4.8, de no ser así corregir el pH añadiendo unas gotas de HCl 0.1 N para acidificar, o usar gotas de NaOH 0.1N para alcalinizar según sea el caso requerido.



5.-Enfriar la suspensión a temperatura ambiente y dejar en reposo durante 5 minutos



6.-Colocar la gasa en el embudo Buchner, y el embudo en el matraz Kitasato, el cual a su vez se conecta a la bomba de vacío.



7.-Filtrar la suspensión del paso 5 a través del embudo Buchner.



8.-Lavar el precipitado que queda en el embudo 3 veces usando 20 ml de agua cada vez



9.-Pasar el precipitado a un vaso que contenga 30 ml de etanol al 95%



10.-Colocar un papel filtro en el embudo Buchner y hacer pasar por él la suspensión del paso 9.



11.-Lavar el precipitado del embudo Buchner usando 50 ml de una mezcla de etanol-éter.



12.-Lavar el precipitado con 50 ml de éter y secar manteniendo el vacío.



13.-Remover el polvo formado y colocarlo en el fondo de una caja de Petri (LA CUAL PESO ANTES), con el fin de permitir que se evaporen los residuos de éter.



14.-Pesar la caja de Petri con la caseína y calcular el porcentaje en que se pudo recuperar la proteína.

CUESTIONARIO

** Práctica 5   Aislamiento de la caseína de la leche **

1.- Investigue que es la caseína y cual es su composición bioquímica

2.- ¿Cuál es el punto isoeléctrico de la caseína y que ocurre bioquímicamente al llegar a este punto?

3.- ¿Cuál es la enzima presente en el estómago de los animales que provoca la precipitación de la caseína?


4.- En la leche la caseína se encuentra como una dispersión de partículas (micelas). ¿Cuáles son los 2 factores que logran la estabilidad de éstas micelas de caseína?