Preparación De Soluciones

PRACTICA 1

PREPARACION DE SOLUCIONES

I OBJETIVOS

- Preparar soluciones porcentuales

- Preparar soluciones Molares

- Preparar soluciones stock

- Preparar diluciones simples y seriadas

II INTRODUCCION:

2.1 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

Una solución es una mezcla homogénea de al menos dos sustancias, una que se conoce como soluto y otra que se conoce como solvente, disolvente o diluyente y que generalmente está en mayor proporción que la primera. El solvente universal es el agua y por lo tanto no es de extrañar que casi todas las soluciones utilizadas en bioquímica utilicen agua como disolvente.

Como se mencionó anteriormente, la concentración de una solución debe ser expresada en unidades del SI, es decir en mol/l cuando el peso molecular del soluto se conoce, o en términos de peso (masa) por litro si el peso molecular del soluto se desconoce.

Existen básicamente dos tipos de expresiones que prevalecen: aquellas que expresan la concentración de forma porcentual y aquellas que la expresan como molaridad. Las concentraciones expresadas de forma porcentual se refieren a partes de soluto por 100 partes de la solución, de ahí el término porcentaje o por cien. Estas pueden enunciarse como:

-Peso por unidad de peso (o peso en peso o p/p): los dos, el soluto y el solvente son pesados en gramos y la proporción de soluto se expresa por 100 g de solución. Ejemplo: una solución de NaCl al 24% (p/p) contiene 24 g de NaCl por cada 100 g de solución, o 240 g de NaCl y 760 g de disolvente.

-Volumen por unidad de volumen (o v/v): número de ml de soluto en 100 ml de solución. Ejemplo: una solución de HCl al 1% (v/v) contiene 1 ml de HCl puro por 100 ml de solución.

-Peso por unidad de volumen (o p/v): número de g de soluto en 100 ml de solución. Si el porcentaje no especifica la forma de expresión, es decir, p/p, v/v o p/v, se asume que el porcentaje está expresado en peso por unidad de volumen. Ejemplo: una solución de MgCl2 al 7% contiene 7 g de MgCl2 por cada 100 ml de solución.

Cabe destacar que al ser estas relaciones porcentuales, el volumen o peso final puede ser cualquier cantidad pero lo importante es mantener la relación entre las partes.

2.2 Molaridad

Con respecto al término molaridad, éste expresa la concentración de una sustancia en particular en términos de número de moles por litro de solución y su símbolo es “M”. Este término también debe ser descontinuado y reemplazado por la expresión mol/l o mol/m3.

Ejemplo: Calcule cuántos gramos de NaOH se deben pesar para preparar 2.5 l de una solución de NaOH 0.1 M.

El primer dato que se requiere para poder obtener lo solicitado es el peso molecular del NaOH, es decir, 40 g/mol. Posteriormente, es necesario saber que la expresión 0.1 M quiere decir que la solución posee 0.1 mol/l. En este caso en 14 particular, se requiere no 1 l sino 2.5 l de solución, por lo tanto hay que pesar 0.1 X 2.5= 0.25 mol. Esta cantidad corresponde a 0.25 mol X 40 g/mol= 10 g. Entonces para preparar 2.5 l de una solución de NaOH 0.1 M se deben pesar 10 g de NaOH y llevar a 2.5 l con agua.

Ejemplo Preparar NH4Cl para 50 ml (1M):

1 mol de NH4CL 53.5 gr Moles de soluto

= 1M, entonces,

Litros de sln

Si para 1000 ml 53,5 gr = 2.675 gr NH4CL

50 ml X

Entonces, pese 2,675 grs. y lleve a 50 mls para obtener una concentración de 1M. Haga los siguientes cálculos: Tris-HCL pH 7.5 (10 mM).

III. REACTIVOS Y MATERIALES

3.1 Reactivos

Tris base

Cloruro de amonio

SDS

NaCl

Etanol

Isopropanol

EDTA

Acido acético

Bromuro de etidio

Azul de bromoenol

3.2 Materiales

Balanza analítica

pH metro

Probetas

Beakers

Fiolas

Micropipetas p10, p20, p200, p1000

Puntas azules y amarillas

IV. METODOLOGÍA.

Preparar las siguientes soluciones Tris-HCl pH 7.6 (1M) MgCl2 (5mM) , Na-EDTA (1M) , Na2EDTA (500 mM) , NaCl (5M), SDS 20%, Isopropanol a 4oC Etanol a 70% , Buffer TE 10X, NH4Cl 1M

4.1 CÁLCULO Y EXPRESIÓN DE DILUCIONES.

Una dilución consiste en preparar una solución menos concentrada a partir de una más concentrada. Esta práctica es muy común en los laboratorios y de ella depende en gran parte el resultado final analítico que se obtenga. Por lo tanto es imperativo el manejo de este tipo de cálculos para cualquier persona que trabaje dentro de un laboratorio.

Las diluciones generalmente se expresan como una razón matemática, por ejemplo 1:5 (o 1/5), 1:10 (o 1/10), etc. En el caso de una dilución 1:5, ésta expresa la cantidad, sea volumen o peso de una sustancia en un volumen total o final de la forma 1 volumen (o peso) en un volumen (o peso) total de 5 volúmenes. Nótese que el volumen total o final estará compuesto de 1 volumen de la sustancia a diluir y 4 volúmenes del disolvente. Para calcular la concentración final de una solución diluida, se multiplica la concentración de la solución original por la dilución expresada como fracción. Ejemplo: una solución de urea cuya concentración es de 5 mg/ml es diluída 1/10. La concentración final de la solución diluida es 5 X 1/10= 0.5 mg/ml. La ecuación más comúnmente utilizada para preparar soluciones es:

V1 X C1 = V2 X C2

Donde V1 es el volumen de la solución concentrada que se debe añadir para preparar la solución diluida,

C1 es la concentración de la solución concentrada

V2 es el volumen de la solución diluida

C2 es la concentración de la solución diluida.

Al utilizar esta ecuación debe tomarse en cuenta que tanto las unidades de V1 y V2 así como las de C1 y C2 deben ser las mismas, preferiblemente ml y mol/l respectivamente. Ejemplo: prepare 500 ml de una solución de glucosa 5 mol/l a partir de una solución de glucosa a 45 mol/l. Aplicando la ecuación antes presentada tenemos:

x X 45 mol/l= 500 ml X 5 mol/l

x= 55.56 ml de glucosa 45 mol/l

Entonces, para preparar 500 ml de una solución de glucosa 5 mol/l, se requieren 55.56 ml de glucosa 45 mol/l y llevar a 500 ml con agua. Nótese que la solución original fue diluida 1/9 o en otras palabras, se utilizó un factor de dilución de 9:

45 X 1/x= 5

x= 9 15

El factor

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