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

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