martes, 16 de agosto de 2011

PRÁCTICA DE BIOQUÍMICA PARA VETERINARIA No.1 Soluciones

A REALIZARSE LA SEMANA 25 AL 29 AGOSTO 2014


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

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