Bioquím_Práctica N 2

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• Mercedes Romero Gómez
• María de Lourdes Isaac Virgen
• Luis Huacuja Ruiz
• Irma Ramos Rodríguez
• Sergio Sánchez Enríquez
Agua y soluciones
2
Práctica
 Introducción 
Agua
Las propiedades fi sicoquímicas del agua dependen de su 
carácter bipolar y de su capacidad para formar puentes 
de hidrógeno, lo que le confi ere propiedades únicas.
Soluciones homogéneas
Una solución es una mezcla con aspecto homogéneo, for-
mada por uno o más solutos y un solvente; cualesquiera 
de ellos puede estar en alguno de los tres estados de la 
materia.
El soluto es la sustancia que se disuelve o dispersa 
por vía molecular en otra, y el solvente es el compuesto 
más abundante.
En una solución, el soluto y el solvente pueden en-
contrarse como moléculas o como iones. Por ejemplo, 
cuando la sacarosa (azúcar común) se disuelve en agua, 
la molécula se incorpora por completo en la solución (no 
disociada); por el contrario, cuando el cloruro de sodio 
(sal de mesa) se disuelve en agua, se disocia en iones so-
dio y cloro. En cualquier caso, las moléculas o iones es-
tán rodeadas por moléculas de agua (hidratadas), que las 
mantienen separadas entre sí, como se representa en la 
fi gura 2-1.
Las propiedades del soluto y el solvente, como la po-
laridad y el carácter iónico, afectan la solubilidad.
Los factores que afectan la velocidad de disolución 
son:
1. Tamaño de la partícula.
2. Cantidad de soluto.
3. Agitación.
4. Temperatura.
5. pH.
A la relación entre las cantidades de soluto y solvente 
se le denomina concentración. Una solución puede ser no 
saturada, saturada o supersaturada, de acuerdo con la 
capacidad del solvente para solvatar al soluto.
H12 22 11C O
O H
H
O H
H
O H
H
O H
H
O H
H
O H
H
B
Na+
C1–
O H
H
O H
H
O H
H
O H
H
O H
H
O H
H
O H
H
O H
H
O H
H
A
 Figura 2-1. Representación de la capacidad de solvatación del agua (hidratación). A, molécula de cloruro de sodio disociada 
en iones sodio y cloro hidratados. B, hidratación de una molécula de carbohidratos.
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16 Manual de prácticas de laboratorio de bioquímica
40 g 
=
 x 
1 M 0.2 M
x = 8 g
Por tanto, se necesitan 8 g de NaOH para prepa-
rar 1 litro de solución; sin embargo, el volumen que 
se desea obtener es de 300 ml, de modo que se aplica 
una segunda regla de tres para corregir el volumen:
8 g 
=
 x 
1 L 0.3 L
x = 2.4 g
Con esto se sabe la cantidad de gramos necesa-
rios para preparar la solución solicitada.
Otra opción consiste en utilizar el análisis bidi-
mensional modifi cado, utilizando la siguiente ecua-
ción:
g = PM × M × V
 g = gramos de soluto
 PM = peso molecular del soluto, en gramos
 M = molaridad
 V = volumen, en litros.
Al sustituir los valores conocidos, se obtiene:
g = 40 × 0.2 × 0.3
g = 8
Con esto se obtiene un resultado igual que con el 
procedimiento anterior.
Un caso diferente resulta si el soluto que se va a 
utilizar es líquido y, en especial, un ácido que nunca 
tiene 100% de pureza. Para esto, puede utilizarse cua-
lesquiera de los procedimiento realizados, pero debe 
agregarse la fórmula de densidad para corregir de 
gramos a mililitros y una regla de tres adicional para 
corregir la pureza. Otra opción consiste en utilizar el 
análisis bidimensional, modifi cando la ecuación de la 
siguiente manera:
Existen varias formas de expresar la concentración 
de una solución; las de uso más frecuente son porcentual, 
molar y normal. A continuación se describe la forma de 
calcular cada una de ellas:
1. Porcentual (%). Representa la proporción del soluto 
que se encuentra en una solución utilizando la base 
100 expresada en gramos o en mililitros. Existen cua-
tro diferentes formas para referirse a la concentra-
ción porcentual:
• Porcentaje en peso (% p�p). Cantidad de g de solu-
to en 100 g de solución.
• Porcentaje en volumen (% v�v). Número de milili-
tros de soluto en 100 ml de solución.
• Porcentaje en peso-volumen (% p�v). Cantidad de 
gramos de soluto en 100 ml de solución.
• Porcentaje en moles (% mol). Número de moles de 
soluto disueltos en 100 ml de solución.
En ciencias de la salud, las más utilizadas son las 
soluciones porcentuales p�v (p. ej., ¿cuántos gramos 
de NaCl se requieren para preparar 250 ml de solu-
ción salina a 1%?).
La resolución de este problema es sencilla, si se 
parte de la base de que por cada 100 ml de solución 
se requiere 1 g de NaCl (1%), de acuerdo con el plan-
teamiento de la siguiente regla de tres:
 1 g 
=
 x 
100 ml 250 ml
x = 2.5 g
2. Molar (M). Cantidad de moles de soluto en un litro 
de solución.
M = 
 Moles de soluto 
Litro de solución
Mol se defi ne como el peso molecular de una 
sustancia expresado en gramos. En el ámbito expe-
rimental, este número es igual a 6.022 × 1023 molé-
culas (número de Avogadro). La masa molecular o 
peso molecular (PM) de una sustancia es la suma de 
los pesos atómicos de cada uno de sus componentes; 
por ejemplo, el PM del ácido sulfúrico (H2SO4) es de 
98 g�mol, como se describe en el cuadro 2-1.
Para preparar soluciones molares se tiene que ha-
cer el cálculo matemático, que es diferente si el soluto 
es un sólido o un líquido. En el primer caso, como 
cuando se usa NaOH o NaCl, la pureza es casi de 
100% y no se tiene que convertir de gramos a mililitros 
con la fórmula de la densidad (ρ = m�v). Por tanto, 
para saber, por ejemplo, cuántos gramos de NaOH 
se requieren para preparar 300 ml de una solu ción 
de esta sustancia a 0.2 M, si el peso molecular del 
NaOH es 40 g, se utiliza, en primer lugar, una regla 
de tres, para corregir la molaridad (de 1 M a 0.2 M):
 Cuadro 2-1. Procedimiento 
para calcular el peso molecular.
Átomo
Peso 
atómico 
(PA)
Número de 
átomos en la 
molécula (NAM) PA × NAM
Hidrógeno (H) 1 2 2
Azufre (S) 32 1 32
Oxígeno (O) 16 4 64
Peso molecu-
lar (PM)
98
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Práctica 2. Agua y soluciones 17
PM × M × V
ml = 
ρ × Proporción de pureza
Por ejemplo, si se quiere saber cuántos mililitros 
de la solución stock de H3PO4, con densidad de 1.71 
g�ml y pureza del 85%, hay que extraer para preparar 
400 ml de solución de H3PO4 al 0.3 M, se sigue este 
procedimiento:
ml = 
98 × 0.3 × 0.4
1.71 × 0.85
ml = 8.11
Nota: cuando se prepara una solución de ácido, 
nunca se debe poner primero el ácido y luego el agua, 
porque se produce una reacción exotérmica que pue-
de proyectar el ácido y quemar. Vale la pena recordar 
el aforismo “Nunca le des de beber a un ácido”.
Para preparar de manera correcta esta solución 
se coloca primero un poco de agua, después se depo-
sita el ácido, que debe descender por las paredes del 
matraz, y luego se vierte agua, una vez más, hasta 
alcanzar el volumen deseado.
3. Normal (N). Cantidad de equivalentes químicos de 
soluto en un litro de solución:
N =
 Equivalente químico del soluto
Litro de solución
El equivalente químico (eq) se defi ne como la 
capacidad de reacción de un átomo, ion o molécula. 
Por ejemplo, al colocar H2SO4 en solución acuosa, la 
molécula se disocia en dos hidrogeniones (H+) y un 
ion sulfato (SO42−) como se muestra en la siguiente 
reacción:
H2SO4 g H+ + H+ + SO42−
En este ejemplo, el equivalente químico en gra-
mos se obtiene al dividir el peso molecular del áci-
do entre el número de hidrogeniones sustituibles (2), 
como se muestra en la siguiente ecuación:
PM (98 g ∙ mol)
Eq gramo = 
Hidrogeniones sustituibles (2)
Eq gramo = 49 g de H2SO4
Debido a que el H2SO4 se encuentra en estado 
líquido, es necesario convertir los gramos del mismo 
a unidades de volumen (ml). Para este fi n se usa la 
fórmula de la densidad:
ρ = 
m
v
ρ = densidad
m = masa en gramos
que se despeja de la siguiente manera:
v =
 m
ρ
Al sustituir por sus valores, se debe considerar 
que la densidad del H2SO4 es de 1.88 g�ml.
49 g
V =
 1.88 g�ml
Volumen = 26.06 ml
Este volumen sería el correcto si el ácido estu-
viera a 100% de pureza, pero como se encuentraa 
98%, se debe hacer la corrección utilizando una regla 
de tres:
26.06 ml
=
x
98% 100%
x = 26.6 ml
Este volumen sería adecuado para preparar una 
solución a 1 N; si se solicitara una a 0.1 N, habría que 
corregir con una regla de tres, de la siguiente manera:
26.6 ml
=
x
1N 0.1 N
x = 2.66 ml
Estos 2.66 ml serían correctos si se necesita un 
litro; sin embargo, si se solicitan 500 ml, habría que 
realizar una última regla de tres:
2.66 ml
=
x
1 L 0.5 L
x = 1.33 ml
Otra opción consiste en realizar un análisis bi-
dimensional modifi cado, que integre todas estas va-
riables en una sola ecuación. Si se continúa con el 
mismo caso (preparar 0.5 l de una solución de H2SO4 
a 0.1 N, para una pureza de 98%, con densidad de 
1.88 g�ml, y considerando el equivalente químico de 
H2SO4 = 49 g), se utiliza la siguiente ecuación:
Eq × N × V
v = 
ρ × Proporción de pureza
donde V es el volumen en litros. Al sustituir las varia-
bles por su valor, se obtiene:
v = 
49 g × 0.1 N × 0.5 L
1.88 g�ml × 0.98
v = 1.33 ml
Como puede observarse, se obtiene el mismo 
resultado con cualquiera de los dos procedimientos. 
Por ello, el estudiante tiene la libertad de utilizar el 
que más domine.
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18 Manual de prácticas de laboratorio de bioquímica
traer del stock para preparar la nueva solución, más di-
luida?
Al sustituir las variables de la ecuación anterior con 
sus valores, se tiene:
V1 = 
0.5 L × 0.5 N
2 N
V1 = 0.125 L = 125 ml
Por tanto, se deben medir 125 ml de la solución 2 N 
de H2SO4, depositarla en un matraz volumétrico de 500 
ml y completar en volumen a la marca de aforo.
 Objetivo general
Realizar cálculos para la preparación de soluciones por-
centuales, molares y normales. Realizar una curva de 
una solución de fenolftaleína utilizando el espectrofo-
tómetro.
Materiales y equipo 
• Matraz aforado de 100 ml
• Tubos de ensayo de 13 × 100
• Gradilla para tubos
• Pipetas serológicas de 1, 5 y 10 ml
• Probeta de 100 ml
• Vasos de precipitado de 250 ml
• Espectrofotómetro
Soluciones y reactivos
• Agua destilada
• Solución de fenolftaleína a 0.5%
• Solución de etanol a 50%
 Desarrollo experimental
Experimento 1
Manejo de concentraciones 
por espectrofotometría
Fundamento
La fenolftaleína con PM de 318.33, en solución alcohóli-
ca a 50% y pH de 11.5, se ioniza y produce color violeta 
(véase la fi gura 2-2).
Procedimiento
A partir de una solución almacenada (A) de fenolftaleína 
a 0.5%, hacer las siguientes diluciones:
1. Tomar una alícuota de 1 ml y aforar a 100 ml, con la 
solución de alcohol a 50% y pH de 11.5 (B), etiquetar 
seis tubos de ensayo de 13 × 100 (cuadro 2-2).
2. Leer el espectrofotómetro a una longitud de onda de 
530 nm, ajustando a cero con el blanco. Al grafi car 
Propiedades de las soluciones
Las propiedades físicas de las soluciones se dividen en tres 
categorías: constitutivas, aditivas y coligativas.
Propiedades constitutivas. Son las que dependen de 
manera exclusiva de la naturaleza de las moléculas que la 
forman. Son propiedades constitutivas los caracteres áci-
do, básico, oxidante, reductor, radiactivo, dulce, insípido, 
colorido, etcétera.
Propiedades aditivas. Son las que dependen de la 
suma de las propiedades correspondientes a los constitu-
yentes de la solución. La única propiedad rigurosamente 
aditiva es el peso molecular.
Propiedades coligativas. Son las que dependen del nú-
mero de moléculas por unidad de volumen (la concentra-
ción del soluto). Algunos ejemplos son: punto de fusión, 
punto de ebullición, presión de vapor, presión osmótica y 
presión oncótica. Estas propiedades tienen un papel rele-
vante en las soluciones biológicas.
Diluciones
En el laboratorio, a menudo es necesario preparar solu-
ciones de trabajo diluidas a partir de reactivos u otras 
concentradas. A una misma cantidad de soluto y diferen-
tes cantidades de solvente, la concentración de la solución 
es diferente.
Cuando la concentración se expresa sobre una escala 
volumétrica, la cantidad de soluto presente en un volu-
men de solución es igual al producto de la concentración 
por el volumen:
Cantidad de soluto = Volumen × Concentración
Al diluir una solución, aumenta el volumen y se re-
duce la concentración, si se tiene la misma cantidad de 
soluto. La relación que existe cuando se preparan dos so-
luciones con diferente concentración, utilizando la misma 
cantidad de soluto, es:
V1 × C1 = V2 × C2
V1 = volumen inicial
V2 = volumen fi nal
C1 = concentración inicial
C2 = concentración fi nal
Si se conocen tres valores entre la solución conoci-
da y la que se desea preparar se puede calcular el cuarto 
parámetro, respetando las mismas unidades para el volu-
men (ml, L, etc.) y para la concentración (molar, normal).
Al sustituir en la ecuación anterior, se tiene:
V1 = 
V2 × C2
C1
Por ejemplo, si se desea preparar 500 ml de una so-
lución de H2SO4 a 0.5 N, a partir de una solución stock 
que se encuentra a 2 N, ¿qué volumen se necesita ex-
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Práctica 2. Agua y soluciones 19
a) Peso molecular (PM) del ácido fosfórico: 98 g�mol.
b) Pureza de 85%.
c) Densidad de 1.71 g�cm3.
Describir los cálculos hechos para conocer el volu-
men del ácido fosfórico concentrado que se utilizó 
para preparar 500 ml de esa solución.
 3. Preparar 500 ml de una solución de NaOH a 0.1 M, 
con peso molecular de 40. Describir los cálculos para 
saber cuántos gramos se deben tener de NaOH.
 4. Preparar dos soluciones: una de HCl y otra de NaOH 
a 0.01 N. Se necesitan 1 000 ml de cada una. El PM 
del HCl es de 36.5 y su densidad a 20°C es de 1.060 
g�ml. El PM del NaOH es de 40. Describir los cálcu-
los para conocer las cantidades de solutos (HCl y 
NaOH) que hay que utilizar.
 5. Investigar en el libro de texto de qué manera se pue-
de convertir una solución porcentual a solución os-
molar.
los valores de densidad óptica (DO), se obtiene una 
línea recta, lo que indica que la DO es directamente 
proporcional a la concentración (DO ∝ C).
3. Grafi car los valores obtenidos en la práctica (DO 
versus concentraciones) en papel milimétrico (cua-
dro 2-3).
Actividades de aprendizaje
Realizar los cálculos para la preparación de las siguientes 
soluciones:
1. Preparar 250 ml de una solución de cloruro de sodio 
a 0.9% (p�v). Describir los cálculos para conocer la 
cantidad de cloruro de sodio que debe pesarse, para 
aforarla al volumen deseado.
2. Preparar 500 ml de una solución de ácido fosfórico 
(H3PO4) a 0.1 M, tomando como base los siguientes 
datos:
OH OH OH
C
C
O
O
C
O
C OH
O
OH
C
O
C O
O
-
H O2
+ H O+
3
I
Forma
seudo o normal
(incolora)
II
Forma
ionogénica
(roja)
III
Ion
(rojo)
 Figura 2-2. Fórmula. Reacciones químicas de la fenolftaleína.
 Cuadro 2-2. Diluciones de fenolftaleína 
y su concentración.
Núm. 
de tubo Fenolftaleína
Etanol a 50%, 
pH 11.5 (ml)
Concentración 
(mg/tubo)
1 0.5 4.5 2.5
2 1 4.0 5
3 1.5 3.5 7.5
4 2 3 10
5 2.5 2.5 12.5
6 3 2 blanco
 Cuadro 2-3. DO esperada para una concentración 
determinada de fenolftaleína.
Núm. de 
tubo
DO (530 nm)
Concentración 
(mg)Esperado Experimental
1 0.160 2.5
2 0.296 5
3 0.377 7.5
4 0.527 10
5 0.655 12.5
6 0.0 Blanco
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20 Manual de prácticas de laboratorio de bioquímica
 6. Investigar la composición en miliequivalentes de la 
solución salina a 0.9%, glucosada a 5%, Hartman, 
Ringer, solución mixta (NaCl�glucosa) y registrarla 
en un cuadro.
 7. Calcular la osmolaridad de las anteriores soluciones.
Discusión
Conclusiones
Preparación de reactivos
1. Solución de etanol a 50%:
 Mezclar partes iguales de alcohol y agua destilada, 
tomando en cuenta la pureza del alcohol. Ajustar a 
pH de 11.5 con tres gotas de NaOH a 40%.
2. Solución de fenolftaleína a 0.5%:
 En un matraz volumétrico de 100 ml, colocar 0.5 g 
de fenolftaleína, mezclar y aforar con alcohol a 50%.
Bibliografía
Bigelow P.How to make standard solutions for Chemistry. http:��
www.scn.org [Revisado 16�09�2013].
Chang R. Química, 7a ed. McGraw-Hill, 2003.
Kotz JC, Treichel PM. Química y reactividad química, 5a ed. 
Editorial Thomson, 2003.
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