Bioquimica

UNIVERSIDAD AUTONOMA DE TAMAULIPAS

UNIDAD ACADEMICA MULTIDISCIPLINARIA REYNOSA RODHE

MANUAL DE PRÁCTICAS DE BIOQUÍMICA

Dra. MARIBEL LEAL CASTILLO

M.C. RAMIRO GARZA MOLINA

CD. REYNOSA, TAMPS SEPTIEMBRE 2011

INDICE

página

PRACTICA No.1 MEDICION DEL pH..................................................1

PRACTICA No.2 PRECIPITACIÓN ISOELECTRICA DE LA CASEINA..6

PRACTICA No. 3 REACCIONES PARA IDENTIFICACION DE

AMINOÁCIDOS......................................................9

PRACTICA No. 4 PROPIEDADES FISICOQUIMICAS DE LAS

PROTEÍNAS...........................................................14

PRACTICA No. 5 DIALISIS Y EQUILIBRIO DE DONNAN..................19

PRACTICA No. 6 PRUEBAS CUALITATIVAS PARA IDENTIFICACIÓN

DE CARBOHIDRATOS............................................22

PRACTICA No. 7 DETERMINACION DE AZUCARES TOTALES POR EL

METODO DE LA ANTRONA....................................28

PRACTICA No.8 SEPARACIÓN DE AZUCARES POR CROMATOGRAFÍA

EN PAPEL..............................................................31

PRACTICA No. 9 EXTRACCIÓN Y SEPARACIÓN DE LÍPIDOS...........34

PRÁCTICA No. 10 INDICE DE YODO DE UN LIPIDO..........................38

PRÁCTICA NO. 11 INDICE DE SAPONIFICACION DE UN LIPIDO.......42

PRÁCTICA NO. 12 OBTENCION DE ACIDOS NUCLEICOS A PARTIR

DE LEVADURAS.....................................................45

BIBLIOGRAFÍA.....................................................................................49

PRACTICA No.1

MEDICION DEL pH

INTRODUCCION

El término pH fue introducido en 1909 por un químico S.P.L. Sorensen, como unidad de medición para describir el grado de acidez o alcalinidad de una solución. Este término surgió de una forma sencilla para expresar las concentraciones de iones H+ en ácidos y bases extremadamente diluidos que están presentes en los tejidos vivos. Como sabemos, en el cuerpo humano la concentración de iones H+ es de aproximadamente 0.000,000,05 moles / l, este número es difícil de manejar algebraicamente y complica su comparación con ácidos más fuertes o más débiles, ya que no refleja fielmente la fuerza del ácido en términos de una reacción biológica; por ello, el término pH al expresar la concentración de iones H+ mediante la expresión logarítmica, lo convierte en un número entero fácil de operar matemáticamente.

La medición del pH de una solución es probablemente la técnica analítica más común en los laboratorios químicos, biológicos, geológicos, clínicos, de investigación ambiental, control industrial, plantas potabilizadoras de agua y otros.

Para la medición del pH se dispone de dos métodos, el calorímetro y el electrométrico; el primero utiliza indicadores y el segundo requiere de un potenciómetro.

OBJETIVO

Los propósitos que persigue esta experiencia son:

A) Identificar las partes del potenciómetro y sus electrodos.

B) Aprender a calibrar el potenciómetro a uno y dos puntos.

C) Determinar el pH de distintas soluciones mediante los métodos colorimétrico y potenciométrico.

D) Comparar la efectividad de ambos métodos en la determinación del pH.

FUNDAMENTO

El término pH puede determinarse como

pH = log 1 = - log (H+)

(H+)

y se mide sobre una escala de 0 a 14. Como este parámetro químico no es aritmético sino una función logarítmica, cuando el pH de una absolución disminuye en una unidad, la concentración de H+ aumenta 10 veces y viceversa.

El método colorimétrico para la determinación del pH involucra el uso de papel Hydriòn o indicadores líquidos, los cuales cambian de color a medida que varía el nivel de pH. Las principales desventajas de este procedimiento son una exactitud extremadamente limitada, la dificultad de interpretación cuando la muestra es coloreada, además de que éstas se utilizan al adicionar el indicador.

Una medición más precisa del pH se logra con el empleo del potenciómetro. Este aparato consta de tres componentes conectados entre sí: un electrodo medidor del pH, un electrodo de referencia y un voltímetro. El electrodo medidor del pH (electrodo de vidrio), es un bulbo fabricado con un vidrio especial permeable y sensible a los H+; este electrodo posee un voltaje que varía con el pH de la solución a investigarse.

El electrodo de referencia posee un potencial eléctrico constante, su magnitud no varía con la concentración de H+; consiste de un elemento metálico interno (Hg/Hg2Cl2 o Ag/AgCl) sumergido en un electrolito, generalmente una solución saturada de Cloruro de Potasio. Esta solución electrolítica forma un puente salino entre el elemento metálico y la muestra; manteniendo un flujo pequeño y constante a través de la unión liquida ubicada en la punta del electrodo, para cerrar el circuito.

El voltímetro es un aparato de alta impedancia que mide y amplifica los pequeñísimos cambios de voltaje que se establecen en el electrodo de vidrio y los despliega directamente en unidades de pH o en milivolts.

El electrodo que mide el pH opera de la manera siguiente: cuando el electrodo se introduce en un solución cuyo pH es menor que el pH interno del electrodo, se establece un gradiente de iones H+ entre ambos compartimientos, en consecuencia, los iones H+ se introducen al electrodo hasta estar un equilibrio ocasionando un incremento del número de cargas positivas internas; en respuesta a ello, en el electrodo de referencia se establece la siguiente reacción: 2Hgº + 2Cl ----- Hg2 Cl2 + 2ē, estos electrones migran a través del voltímetro hacia el electrodo de vidrio donde dan lugar a la siguiente reacción: 2ē + 2Ag Cl ----- 2Agº + 2Cl, los iones Cl- liberados neutralizan el exceso de cargas positivas.

Cuando el pH de la muestra es mayor que el pH interno del electrodo de vidrio, los iones H+ migran desde el electrodo a la solución hasta que se alcanza el equilibrio entre ambos compartimientos; la salida de los H+ ocasiona un incremento de las cargas negativas internas, la neutralidad eléctrica se consigue disminuyendo la concentración de iones Cl- mediante la siguiente reacción: 2Cl + 2 Agº ----- 2Ag Cl + 2ē , dichos electrones fluyen a través del voltímetro hacia el electrodo de referencia, donde al llegar establecen la reacción: 2ē + Hg2 Cl2 ----- 2Hgº + 2Cl.

En ambos casos, el potencial de los electrones es proporcional al gradiente de H+ que se genera entre el electrodo de vidrio y la muestra. Este potencial es detectado por el voltímetro cuando los electrones pasan a través de él registrándolo es la escala de pH o en milivolts.

Cuando se realiza una determinación potenciométrica del pH debe de comprobarse la eficiencia electromotriz ( ) del electrodo de vidrio. Los electrodos de vidrio comerciales, en buenas condiciones, poseen valores de  = 0.995 para rango de pH entre 1 y 10; para rango entre 12 y 13,  = 0.90. La eficiencia electromotriz del electrodo de vidrio se calcula conforme la siguiente ecuación:

 = Diferencia en lectura de pH

Diferencia verdadera de pH conocida

MATERIAL

1 termómetro

6 vasos de precipitado

1 vidrio de reloj

1 potenciómetro

1 varilla de vidrio

1 piceta con agua destilada

1 rollo de papel higiénico suave

1 buffer de pH=4

1 buffer de pH=7

5 muestras para realizar

Papel indicador.

PARTE EXPERIMENTAL.

A) IDENTIFICACION DE LAS PARTES DEL POTENCIOMETRO Y SUS ELECTRODOS.

1. -Dibujar las partes anterior y posterior del potenciómetro que se encuentra en la mesa de trabajo.

2. -Señale sus partes y anote el nombre correspondiente.

3. -Esquematiza el electrodo de vidrio y el electrodo de referencia que sé proporcionarán.

4. -Escribe el nombre de cada una de las partes constituyentes

B) CALIBRACION DEL POTENCIOMETRO A UNO Y DOS PUNTOS.

Calibración a un punto.

1. - Conectar el potenciómetro a la toma de corriente.

2. - Mover la perilla de funciones a la posición stand-by y esperar 10 minutos.

3. -Sacar los electrodos de la solución donde se encuentran y lavarlos con agua destilada. Secar los electrodos usando papel higiénico suave.

4. - Depositar un poco de solución Buffer de pH=7 en un vaso de plástico pequeño y medir su temperatura utilizando un termómetro. Colocar la perilla de temperatura del aparato en el valor registrado por el termómetro.

5. -Introducir los electrodos dentro de la solución Buffer de calibración.

6.

...