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1. INICIACIÓN AL LABORATORIO. PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES
Algunas normas de seguridad
El trabajo en el laboratorio requiere unas obligadas normas de seguridad mínimas que siempre han de guardarse:
1.- Llevar SIEMPRE bata de laboratorio.
2.- LEER atentamente el guión o protocolo y no empezar a manipular reactivos o soluciones hasta haber comprendido totalmente qué pretendemos hacer y cómo lo pretendemos hacer.
3.- NUNCA se debe tocar ningún reactivo o disolución con las manos.
4.- Tener precaución al PESAR sólidos: usar espátula o cucharilla, y no respirar directamente durante la pesada.
5.- Salvo indicación explícita por parte del profesor, pipetear los reactivos líquidos siempre con PROPIPETAS.
6.- Manipular las soluciones de compuestos volátiles o de ácidos o bases concentradas, que emitan vapores irritantes y/o tóxicos en campana de gases.
7.- Observar RIGUROSAMENTE las precauciones particulares indicadas para cada práctica o ensayo.
8.- Ante CUALQUIER duda de manipulación o procedimiento dirigirse al Profesor.
9.- En caso de cualquier pequeño accidente avisar INMEDIATAMENTE al Profesor o responsable de la práctica más cercano.
Introducción
Existen numerosas formas de expresar la concentración de una disolución:
- Porcentaje en peso (% p/p) : la masa de cada soluto, expresada en gramos, por cada 100 g de disolución.
- Porcentaje en volumen (% v/v) : el volumen de cada soluto, expresada en centímetros cúbicos, por cada 100 centímetros cúbicos de disolución.
- Porcentaje peso/volumen (% p/v) : la masa de cada soluto, expresada en gramos, por cada 100 centímetros cúbicos de disolución.
- Fracción molar (XA) : número de moles de un componente (por ejemplo, A), dividido por el número total de moles de todos los componentes de la disolución.
- Molalidad (m): número de moles de un componente que hay en 1 kg de disolvente.
- Molaridad (M): número de moles de un componente que hay en 1 L de disolución.
- Normalidad (N): número de equivalentes-gramo de un componente que hay en 1 litro de disolución. La normalidad es siempre un múltiplo entero de la molaridad, ya que en un mol de sustancia debe haber siempre un número entero de equivalentes-gramo. Hay que tener presente que la normalidad de una disolución de una sustancia puede ser diferente, según el tipo de reacción para la que se va a utilizar, puesto que el equivalente depende del tipo de reacción. Así, para un ácido o una base la normalidad depende del número de protones o hidróxidos que estén en juego, y del número de electrones si se trata de un proceso rédox. Por ejemplo, el equivalente del ácido clórico, HClO (^3) utilizado como ácido, es igual al peso molecular; mientras que si se usa como oxidante, hasta pasar a cloruro, el equivalente-gramo coincidiría con el número de moles dividido por 6; y si se utiliza como oxidante, pero en la reacción se desprende cloro, el equivalente-gramo sería igual a número de moles dividido por 5.
Para una sal, el peso equivalente se expresa con referencia a un ion (grupo o radical) determinado, y es igual al peso fórmula gramo dividido por el número de equivalentes del ion o radical correspondiente contenidos en el mismo. Como ejemplos, dentro del AlCl (^3) tenemos 3 equivalentes de Cl -^ y 3 equivalentes de Al 3+. En el Al 2 (SO 4 ) 3 habrá 6 equivalentes de SO 4 2-^ y 6 de Al 3+^. Para el AlK(SO 4 ) 2 habría, en cambio, 4 equivalentes de SO 4 2-^ , 3 de Al 3
- (^) , y 1 de K+ (^). Por último, el peso equivalente de un ion es igual al peso fórmula dividido por la valencia.
Objetivo
El objetivo de esta práctica es la familiarización con las normas de seguridad, material e instrumentación del laboratorio, así como la preparación de disoluciones en sus formas más usuales: a) mediante dilución de una disolución líquida concentrada hasta la concentración deseada, y b) mediante pesada de un sólido y posterior dilución hasta la concentración deseada.
Realización
A) Preparación de una disolución de HCl ó NH 4 OH por dilución Cada pareja tendrá que preparar de entre las disoluciones indicadas aquella que le indique el profesor de prácticas. Realizar los cálculos necesarios para preparar 100 mL (o el volumen correspondiente al matraz aforado que haya en el puesto de prácticas) de las siguientes disoluciones:
- HCl 0.1 M • NH 4 OH 0.2 N
- HCl 0.5 N • NH 4 OH 0.75 M
B) Preparación de una disolución de NaOH, NH 4 Cl ó MgCl 2 por
pesada
Calcular la cantidad de compuesto necesario para preparar 100 mL (o el volumen correspondiente al matraz aforado que haya en el puesto de prácticas) de la solución indicada por el profesor de prácticas de entre las siguientes disoluciones:
- NaOH 4% (p/v) • NH 4 Cl 0.15 M
- MgCl 0.2 N • NH 4 Cl 0.5 N
- MgCl 0.45 M
Cuestiones
- Definir material aforado. Agrupar los siguientes materiales según sean aforados o no aforados: vaso de precipitado, probeta, matraz Erlenmeyer, mechero Bunsen, bureta, frasco lavador, pipeta, matraz aforado, tubo de ensayo.
- Diferenciar entre compuesto, mezcla y disolución. ¿Es lo mismo una disolución concentrada que una disolución saturada? Razonar la respuesta.
- ¿Por qué en algunas formas de expresar la concentración (% p/v, % v/v, M y N) influye ligeramente la temperatura en el valor numérico correcto, y no ocurre así en otras (% p/p, X y m)?
- El HNO 3 como ácido tiene un peso equivalente que coincide con su peso molecular, pero puede actuar como oxidante como en el caso de la reacción con cobre metálico, formando CuO y NO. A) Escribir esta reacción redox ajustada y concluir cual es el peso equivalente del HNO 3
2. RECONOCIMIENTO DE ALGUNOS IONES
Objetivos La marcha analítica es un proceso técnico y sistemático de identificación de iones inorgánicos en una disolución mediante la formación de complejos o sales de color único y característico. En esta práctica se van a realizar algunas reacciones cualitativas de reconocimiento de algunos iones, con carácter elemental, ya que una identificación completa y enhaustiva de cationes y aniones (marcha analítica) está fuera del contenido de la asignatura de química general.
Realización Los cationes y aniones se pueden reconocer de forma sencilla y rápida, conociendo algunas de las propiedades de los compuestos que se forman al reaccionar con ciertas sustancias o disoluciones (reactivos). En la tabla adjunta se da una lista de los iones a reconocer, así como del reactivo que se emplea y las pruebas que nos pueden ser útiles para su identificación:
Cationes reactivo reconocimiento Ag+^ NaCl precipitado blanco de AgCl, insoluble en ácido. Soluble enNH 4 OH, formando diamín plata (I). Se oscurece a la luz. Cu 2+^ NH 4 OH sal básica de cobre, de color azul-verde, soluble en exceso de reactivo, formando Cu(NH 3 ) 4 2+^ , de color azul intenso. Al 3+^ NaOH precipitado blanco de Al(OH) 3 , soluble en exceso de reactivo, formando el anión aluminato, AlO 3 -. Hg2+^ KI precipitado rojo escarlata de HgI 2 , soluble en exceso de reactivo (se forma el complejo tetraiodo mercuriano). Fe 3+^ NaOH precipitado pardo gelatinoso de Fe(OH) 2 , insoluble en exceso de reactivo. Pb2+^ K 2 CrO 4 precipitado amarillo de PbCrO 2 , soluble en NaOH, formándose el anión plumbito, PbO 2 2-^. Ba2+^ Na 2 SO 4 precipitado blanco de BaSO 4 , formando una de las sales más insolubles en la química inorgánica.
Aniones reactivo reconocimiento S2-^ HCl desprende H 2 S, que se reconoce por su olor característico. Ennegrece las sales de Pb 2+^ y Ag +^. CO 3 2-^ HCl efervescencia por el CO 2 desprendido: enturbia una disolución de Ba(OH) 2.
A. Reconocimiento de TODOS los iones Se toma 1 ml de la disolución a reconocer en un tubo de ensayo limpio. La adición del reactivo en cuestión se efectuará siempre gota a gota y agitando, observando y anotando en el cuaderno lo que ocurre: aparición de un precipitado, redisolución del mismo, cambios de color, etc. Se repite el proceso para cada catión y anión.
B) Análisis de una muestra problema De 10 ml de muestra problema se hacen 9 alícuotas de 1 ml cada una, en tubos de ensayos limpios. Se realizan las distintas 9 reacciones específicas hasta descubrir el ión presente en cada muestra problema.
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Cuestiones
- Escribir la formula del complejo diamín plata (I), que se forma al redisolver el precipitado de AgCl, y del tetraiodo mercuriano, formado al redisolver el HgI 2.
- ¿Cuál es la sal básica de cobre, de color azul-verde, que se forma en el primer paso del reconocimiento del Cu2+?
3.¿Cómo se nombra el complejo de cobre y amoniaco que se forma en la redisolución del compuesto anterior?
- ¿Qué compuestos forma el H 2 S, dando lugar al ennegrecimiento de de las sales de Pb2+^ y Ag
- ¿Por qué el CO 2 enturbia una disolución conteniendo Ba(OH) 2?
3. DUREZA DEL AGUA
Introducción En química, se denomina dureza del agua a la concentración de compuestos minerales que hay en una determinada cantidad de agua, en particular sales de magnesio y calcio. Son éstas las causantes de la dureza del agua, y el grado de dureza es directamente proporcional a la concentración de sales alcalinas. Las medidas de dureza o grados hidrotimétricos del agua son: mg CaCO 3 /L (esto es equivalente a ppm de CaCO 3 ); Grado alemán (Deutsche Härte, °dH, equivale a 17,9 mg CaCO 3 /L de agua); Grado americano (equivale a 17,2 mg CaCO 3 /L de agua); Grado francés (°f, equivale a 10,0 mg CaCO 3 /L de agua); Grado inglés o grado Clark(°e, equivale a 14,3 mg CaCO 3 /L de agua). Así según su dureza el agua se puede clasificar como:
Póngase en un tubo de ensayo aproximadamente 3 ml de agua, añádase 3 gotas de HCl diluido y 1 ml de una disolución de Cl 2 Ba 0, 1 M. Si hay sulfatos se formará un precipitado de color blanco.
E) Determinación de cloruros
Sobre 3 ml de la muestra de agua a analizar se añaden unas gotas de ácido nítrico concentrado (HNO 3 ), y después unas gotas de nitrato de plata 0,1 M. Aparecerá un precipitado blanco, soluble en hidróxido amónico concentrado.
Cuestiones
- ¿Qué explicación tiene el que se use un tampón de pH 10?
- Teniendo en cuenta el orden de afinidad de los cationes Ca2+^ y Mg 2+^ con el EDTA, cuál de las dos sales tendrá un producto de solubilidad mayor?
- Cuando no hay suficiente Mg2+^ y se añade exógenamente EDTA-Mg 2+^ , ¿por qué no interfiere esta adición en el ensayo de valoración?
- Para el agua únicamente destilada: ¿qué conclusiones se pueden sacar del análisis de dureza? ¿Y de los análisis de detección de cloruros y sulfatos?
- En la determinación de cloruros: escribir las reacciones del proceso de precipitación (al añadir NO 3 -), y redisolución (al añadir NH 4 OH). 4. VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE
Introducción La volumetría o análisis volumétrico, consiste en la determinación del volumen de una disolución conocida, que reacciona con otra disolución de la sustancia a analizar. Es necesario disponer de algún medio para conocer el punto final, punto de de equivalencia , de la reacción volumétrica, esto es de algún indicador, que puede ser de tipo químico (colorante) o físico (medida de la conductividad eléctrica -valoraciones conductométricas-, o del potencial de una pila -valoraciones potenciométricas-). La operación de hallar el volumen de la disolución de concentración conocida o disolución patrón, necesario para completar la reacción, se llama volumetría.
El análisis volumétrico se puede realizar con numerosas reacciones químicas, que se pueden agrupar en tres tipos principales:
- Reacciones de neutralización, conocidas como acidimetría o alcalimetría.
- Reacciones de oxidación-reducción.
- Reacciones de precipitación o de formación de complejos.
En todos los casos, el fundamento de la valoración consiste en el cambio brusco de concentraciones que se produce cerca del punto final o punto de equivalencia de la reacción química.
En la valoración de una disolución de una base fuerte con un ácido fuerte el pH inicial es muy alto, y se produce un salto muy brusco de pH para pasar desde un valor aproximado de pH de 11, a un valor cercano a 3, en el momento en que se ha añadido un ligero exceso del ácido. El punto final de la valoración puede sin embargo observarse adecuadamente usando una amplia gama de indicadores, como los recogidos en la tabla.
Intervalos y cambios de color de algunos indicadores ácido-base Indicador Color forma ácida Rango de variación Color forma básica Naranja de metilo Rojo 3,1 - 4,4 Amarillo Rojo de metilo Rojo 4,4 – 6,2 Amarillo Azul de bromotimol Amarillo 6,2 – 7,6 Azul Rojo neutro Rojo 6,8 – 8,0 Amarillo
Fenolftaleína Incoloro 8,0 – 10,0 Púrpura
Cuando se valora un ácido débil con una base fuerte, o viceversa, el salto de pH es mucho menor, y además tiene lugar en una zona de pH alcalina (pH 7-11) o ácida (pH 3-7). Esto se comprende teniendo en cuenta que un ácido o una base débil están poco ionizados. En estos casos se deben usar indicadores que cambien de color, respectivamente, a pH alto (fenolftaleina) o a pH bajo (rojo de metilo).
Cuando en lugar de ácidos monopróticos, se valora un ácido poliprótico o una mezcla de varios ácidos, cuyas constantes de disociación sean bastante distintas, aparecen varios puntos de equivalencia. Por ejemplo si se valora ácido fosfórico (H 3 PO 4 ) con NaOH, aparece un primer punto de equivalencia, correspondiente a la neutralización del primer hidrógeno ionizable, quedando en la disolución iones H 2 PO 4 - , que dan lugar a un pH aproximado de 4. Este primer punto de equivalencia puede ponerse de manifiesto con un indicador que vire en zona ácida, por ejemplo, anaranjado de metilo. La neutralización del segundo hidrógeno da lugar a otro punto de equivalencia, que puede ponerse de manifiesto con el uso de fenolftaleina, puesto que se produce a un pH ≈ 8'5. La neutralización del tercer hidrógeno no puede apreciarse, por ser los iones HPO 4 2-^ un ácido extremadamente débil. En estos caso los cambios de pH en el punto de equivalencia son mucho menos bruscos, por lo que las valoraciones son mucho más difíciles de realizar.
Objetivo Comprender el concepto y las aplicaciones de las distintas clases de volumetrías. Como caso práctico particular se va a proceder a la valoración de un ácido clorhídrico de concentración desconocida con una disolución de hidróxido sódico de concentración conocida, utilizando fenolftaleína como indicador. El punto final de la valoración se alcanzará cuando la disolución, que es incolora en medio ácido, se colorea en medio básico. Una vez determinado el punto de equivalencia, se llevará a cabo una valoración adicional, encaminada a la comparación de las curvas teórica y experimental de variación de pH, en función de los volúmenes de NaOH añadidos.
Realización Vamos a determinar la concentración de una disolución de HCl ( HCl problema ) valorandola con NaOH 0,1 N (NaOH patrón). Antes de comenzar hay que preparar el NaOH patrón a partir de una solución stock más concentrada. En la campana de gases hay una solución stock de NaOH 5% (p/V), a partir de una de ella preparar 50 mL de NaOH 0,1 N. Ésta será nuestro NaOH patrón.
Tomar, con una probeta, entre 20 y 30 mL de la disolución de HCl que se desea valorar ( HCl problema ). Anotar el volumen en la libreta y completar hasta 50 mL. Verter la solución en un matraz Erlenmeyer. Añadir 2 ó 3 gotas del indicador.
Cargar la bureta con NaOH patrón y enrasarla a cero. Desde la bureta se va añadiendo gota a gota la disolución de hidróxido sódico de concentración conocida (colocar el matraz Erlenmeyer sobre un papel de filtro blanco que destacará el contraste al aparecer el color). Se debe agitar continuamente el matraz Erlenmeyer donde tenemos el problema, para neutralizar la base que estamos añadiendo y que inicialmente hace virar la fenolftaleína. Se debe observar cuidadosamente la primera gota que produce el viraje del indicador a un color rosa muy pálido y tenue. Esta coloración no desaparecerá (por convenio, si desaparece después de 20 segundos también se considerará virada la disolución) pese a la agitación.
Repetir la valoración para comprobar los datos obtenidos. Volver a tomar entre 20 y 30 mL de HCl problema en la probeta (el volumen no tiene que ser el mismo que el de la valoración anterior). Completar hasta 50 mL con agua destilada. Trasferirlo al matraz
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5. INDICADORES
Estructuras del rojo de metilo y la fenolftaleina.
ÁCIDO-BASE. HIDRÓLISIS DE SALES. EFECTO IÓN COMÚN
Introducción Indicadores ácido-base Los indicadores en las neutralimetrías son sustancias que, en disolución muy diluida, experimentan cambios claramente perceptibles de alguna propiedad física, para un valor definido de pH. En los más usados cambia el color, pero hay también indicadores fluorescentes, turbimétricos, físico-químicos, etc.
Todas las sustancias coloreadas tienen grupos cromóforos, responsables del color al permitir transiciones de electrones no enlazantes entre distintos átomos o grupos funcionales. Estos cromóforos faltan, no obstante, en algunos indicadores, como sucede en la forma de la fenolftaleina en medio básico (figura). Los indicadores son ácidos o bases débiles que tienen distinto color debido a cambios estructurales (esto es, cambios que afectan a los cromóforos) en sus moléculas, ocasionados por el entorno (pH) del medio. Los indicadores coloreados tienen un color bien definido hasta un valor determinado de pH. Para otros valores de pH a partir de dos unidades por encima del anterior tienen otro color distinto. En la zona de dos unidades entre ambos pH, llamada zona de viraje, presentan un color que es una mezcla, en diferentes proporciones, de los dos colores extremos.
Al poner el indicador en una disolución ácida el equilibrio se desplaza hacia la izquierda formándose HIn, que es, por eso, la forma ácida del indicador. En medio alcalino se forman los iones In-, forma básica. Los equilibrios de disociación son muy rápidos en general, aunque en algunos casos como el de la fenolftaleina, este cambio es lento.
Hidrólisis de sales Al disolver ciertas sales en agua se altera el pH de la misma, según el tipo de sal. Para explicar este hecho experimental en la teoría de Brönsted se necesita el concepto de hidrólisis o reacción con el agua. Según el tipo de sal, el pH de la disolución se puede calcular de las siguientes maneras:
- Sal de ácido débil y base fuerte. Las disoluciones de sales de ácido débil y bases fuertes, como por ejemplo el acetato sódico, tienen reacción básica. Según Brönsted, el acetato es una base débil, y el Na +^ es un ácido tan débil que puede considerarse inerte. Se produce, por tanto, la reacción del ion acetato con el agua:
La constante de equilibrio de esta reacción se denomina constante de hidrólisis, K (^) h:
Como en la disolución de la sal se originan las mismas concentraciones de ácido acético y de iones hidroxilo ([CH 3 COOH] = [OH-^ ]) y la concentración de acetato es prácticamente la de la sal disuelta ([CH 3 COO - ] = [sal]), se puede escribir: de donde
Efecto ion común Al añadir a una disolución saturada un electrólito que tenga algún ion común, con la sustancia disuelta, disminuye la solubilidad de ésta. En la disociación de un ácido o una base débiles AH ↔ A -^ + H + la variación de la concentración de una de las especies provoca un desplazamiento del equilibrio para compensar esta variación (según la ley de Hess). Así, caben tres posibilidades: a) Si se aumenta la concentración de HA, el pH disminuirá, pues el equilibrio se desplaza a la derecha. b) Si se aumenta la concentración de A-^ , el equilibrio se desplazará a la izquierda y el pH aumentará al disminuir la disociación del ácido. c) Si aumenta la concentración de protones igualmente disminuirá la disociación del ácido.
Se denomina efecto ion común a la variación del grado de disociación de un ácido o una base al añadir a su disolución una sal que contenga uno de los iones en que se disocia [casos b) y c)]. Una de las aplicaciones más prácticas es la influencia de un ácido o una base en la disociación de otro/a de distinta fuerza. También se explica por el efecto ion común el funcionamiento de los indicadores de pH y de las mezclas o disoluciones reguladoras.
Objetivos
- Comprender las bases químicas del cambio de color de los indicadores ácido-base, producidas por variaciones de pH.
- Estudiar la posibilidad de reacciones de hidrólisis de diferentes sales, así como sus implicaciones sobre el pH de medio.
- Comprobar el efecto ión común sobre el equilibrio químico, aplicando los conocimientos adquiridos sobre indicadores, y sobre formación y/o redisolución de precipitados.
Realización
A) Estudio de la acción de los indicadores
Añadir aproximadamente 2 ml de agua a 6 tubos de ensayo. Añadir a tres de ellos tres gotas de fenolftaleina, y a los otros tres, dos gotas de rojo de metilo. Observar que el color debe ser idéntico (en cada uno de los tres tubos) si éstos estaban perfectamente limpios. Añadir unas gotas de HCl 2 N a uno de los tubos con fenolftaleína, y también a uno de los tubos con rojo de metilo. Repetir el proceso, pero usando unas gotas de NaOH 2 N. Finalmente observar y anotar el color de cada uno de los dos indicadores en medio neutro, ácido y básico.
B) Hidrólisis de sales
Añadir a dos tubos de ensayo una pequeña cantidad de carbonato sódico. En otros dos tubos de ensayo poner un peso aproximadamente igual al anterior de bicarbonato sódico, y en un tercer par de tubos, una cantidad análoga de sulfato de aluminio. Añadir unos 2 o 3 ml de agua destilada y agitar hasta disolución de los sólidos. A cada uno de los tubos de cada par se le añade una gota de fenolftaleína, y al otro una gota de rojo de metilo. Observar el color de cada tubo.
Viértanse unas gotas de una disolución ácida de BiCl 3 O.5 N en un tubo de ensayo con 2 o 3 ml de agua. Obsérvese la formación de un precipitado, y su redisolución al añadir unas gotas de HCl concentrado (12 N).
C) Efecto ión común sobre el equilibrio iónico
- Añadir una gota de NH 4 OH 2 N a un tubo de ensayo con 2 o 3 ml de agua. Agregar una gota de fenoltaleína y observar el color. Añadir varias gotas de NH 4 Cl y observar el resultado.
- Poner 20 gotas de una disolución MgCl 2 2 N en un tubo de ensayo. Agregar 10 gotas de NH 4 OH 2 N y observar el resultado. A continuación añadir a uno de ellos unas 20 gotas de NH 4 Cl y describir lo que ocurre.
Cuestiones
- Basándose en la coloración de los tubos, explicar la reacción ácida o básica que presentan las sales ensayadas en el apartado 2.
- Para la formación y redisolución del precipitado del BiCl 3 , explíquese el fenómeno, y escribir las reacciones que acontecen.
- Para el apartado 3: escribir y comentar las posibles reacciones que han tenido lugar y sus efectos sobre el pH y/o la formación/redisolución de precipitados.
- Para los siguientes compuestos: NH 4 Br, CsCl, Cu(CH 3 CO 2 ) 2 , NaNO 3 , NaOH, NaCN, K 2 S, HKCO 3 ZnSO 4 y Li 2 CO 3 : A) Escribir la reacción de hidrólisis. B) Indicar que color aparecería en una solución de los anteriores compuestos si añadiésemos unas gotas de: B1) fenolftaleína B2) rojo de metilo. C) Razonar la respuesta anterior.
- ¿Por qué la fenolftaleína es incolora a pH inferior a 8.2?
- Para la reacción del tricloruro de aluminio con hidróxido de litio: A) Escribir la reacción ajustada, indicando las especies formadas. B) Proponer al menos 3 sales diferentes a añadir, para conseguir redisolver el precipitado que se forma. C) ¿Qué otro método alternativo podríamos emplear para disolver dicho precipitado?
- El grado de disociación de una disolución 0,1 M de ácido acético (K (^) a = 1,8x10 -5^ ) es F 0 6 1= 0,0134. Si la misma disolución es 0,1 M en ácido cianhídrico (Ka = 7x10 -10), el grado de
disociación pasa a ser F 0 6 1= 0,01338, es decir, no ha variado prácticamente nada. Si en lugar de HCN existiera la misma concentración de ácido nitroso (K (^) a = 5x10-4^ ), ¿qué le ocurrirá al grado de disociación del acético? Razonar la respuesta.
- Ensayar las reacciones de esterificación y saponificación a microescala, utilizando acetato sódico y un aceite vegetal, respectivamente, como reactivos de partida.
- Practicar el manejo de los mecheros, así como la adecuada manipulación de soluciones de ácidos y bases altamente concentradas.
Realización
A) Esterificación
En un tubo de ensayo agítese un poco de acetato sódico (que cubra el fondo del tubo) con 20 gotas de etanol y 5 gotas de ácido sulfúrico. Caliéntese suavemente. Oler el producto que se desprende. Dilúyase añadiendo 1 ml de agua destilada y añadir una gota más de ácido sulfúrico. Agitar, calentar ligeramente, y vuélvase a oler.
B) Saponificación
Póngase en un tubo de ensayo 60 gotas de disolución de hidróxido sódico 10 N, agréguese 20 gotas de aceite y caliéntese con cuidado a la llama durante unos 3-5 minutos, sin llegar a ebullición. Es muy importante mantener una agitación continuada de los reactivos durante el calentamiento, a fin de que se mezclen adecuadamente y puedan así reaccionar (considerar que los reactivos empleados son extremadamente polar y apolar, respectivamente). Se observará la formación de una emulsión en la parte superior del tubo, con olor característico a jabón. Para favorecer la separación de las escamas de jabón se puede añadir una punta de espátula o punta de cucharilla de NaCl, que aporta los cationes Na+^. Agitar y observar la formación del sólido (NO es necesario calentar en este último paso).
Cuestiones
- ¿Qué olores característicos se pueden detectar consecutivamente en la reacción de esterificación llevada a cabo en la primera parte de la práctica? Escribir las reacciones de los procesos que tienen lugar.
- Escribir la reacción de esterificación del oleato potásico con glicerina, y describir las condiciones idóneas para este proceso.
- Escribir la reacción de saponificación de un triglicérido donde las 3 cadenas alifáticas provienen de los siguientes ácidos grasos: ácido palmítico, ácido esteárico y ácido linoleico.
7. HIDRÓLISIS DE CELULOSA
Introducción La glucosa es un azúcar o polialcohol de seis átomos de carbono fundamental en multitud de procesos metabólicos y fisiológicos. La forma predominante de la glucosa en disolución no es la de cadena abierta, sino que la cadena se cicla en un anillo. En general, el grupo aldehído puede reaccionar con un alcohol para formar un hemiacetal. El aldehido del C-1 de la forma abierta de la glucosa reacciona así con el hidróxido del C-5 para formar un hemiacetal intramolecular. El anillo resultante de seis eslabones se llama piranósido por su semejanza con el pirano. También puede ciclarse bajo ciertas condiciones en la forma furanósido si el anillo formado es de 5 unidades (figura 1).
Figura 1. La D-glucosa es su forma abierta, F 0 6 1-Dglucopiranosa y F 0 6 1-D-glucofuranosa
Cuando se cicla la glucosa se crea un nuevo centro de asimetría. El carbono 1, el átomo de carbono carbonílico en la forma de cadena abierta, se convierte en un centro asimétrico en la forma cerrada. Al cerrarse el anillo se pueden formas dos estructuras: la a-D-glucopiranosa, y la b-D-glucopiranosa. En la serie de azúcares D, representados según la proyección de Haworth, la designación a significa que el grupo hidroxilo unido al C-1 queda por debajo del plano del anillo; b significa que está por encima del plano. Al carbono C-1 se le denomina átomo de carbono anomérico, y por ello las formas a y b son anómeros (figura 2).
Figura 2. Isómeros alfa y beta de la D-glucopiranosa
El anillo piranósico de seis eslabones no puede ser plano debido a la geometría tetraédrica de los átomos de carbono saturados. En su lugar, los anillos piranósicos adoptan conformación de silla y de bote.(figura 3).
Figura 3. Esqueletos de las conformaciones silla y bote de azucares de seis átomos de carbono.
La celulosa es uno de los polisacáridos más importante de las plantas, y cumple funciones estructurales en vez de nutritivas, papel que desempeña el almidón. De hecho, la celulosa es uno de los compuestos orgánicos más abundantes de la biosfera. La celulosa es un polímero no ramificado de unidades de glucosa unidas por enlaces b-1,4. La configuración b permite a la celulosa formar cadenas muy largas y rectas (figura 4). Cada residuo de glucosa está girado 180° respecto al residuo siguiente, de modo que el anillo del residuo piranósico se une por un puente de hidrógeno al grupo hidroxilo en C-3 de la unidad siguiente. Las cadenas paralelas forman fibrillas (figura 4 y figura 5).
Figura 4: Representación esquemática de la configuración de la celulosa. La estructura se estabiliza por puentes de hidrógeno entre unidades de glucosa adyacentes de la misma cadena. En las fibrillas de celulosa se forman también puentes de hidrógeno entre cadenas diferentes.
Los enlaces F 0 6 1-1→4 del glucógeno y del almidón originan una arquitectura molecular
muy distinta. En vez de cadenas rectas constituyen una hélice vacía. las diferentes consecuencias de las uniones a y b son muy importantes en biología. La cadena recta formada por uniones b es óptima para construir fibras con una elevada fuerza de tensión. Por el contrario, las hélices abiertas formadas por uniones a son muy adecuadas para integrar almacenes de azúcares accesibles.
- La glucosa es un azúcar reductor. Otros azúcares no tienen esta capacidad. Explicar el porqué, y dar un ejemplo.
