quimica ii microescala 2008

No. de Registro 03-2002-041712385900-01 Microescala QII

Autoras: Francis Navarro L., Pilar Montagut B., Myrna Carrillo Ch., Elizabeth Nieto C., Rosa Ma. González M., Carmen Sansón O., Susana Lira de G., Gpe. Carballo B.

1

-

Enseñanza Experimental en Microescala en el Bachillerato

U N A M C C H

S U R

Q U Í M I C A I I

Francis Navarro L. Pilar Montagut B. Myrna Carrillo Ch. Elizabeth Nieto C. Rosamaría González M. Carmen Sansón O. Susana Lira de G. Gpe. Carballo B.

2008



2

Q U Í M I C A V E R D E

ENSEÑANZA EXPERIMENTAL EN

MICROESCALA EN EL BACHILLERATO

QUÍMICA II

Francis Navarro L . Pilar Montagut B. Myrna Carrillo Ch. Elizabeth Nieto C.

Rosamaria González M. Carmen Sansón O. Susana Lira de G. Gpe . Carballo B.

QUÍMICA VERDE MICROESCALA

2008



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Gracias

Al M en C Rito Terán Olguín, Director General del CCH, por su valioso

apoyo para que el Proyecto Interinstitucional “Enseñanza de la Química en Microescala”

sea hoy una realidad a través de esta publicación.


2008



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CONTENIDO

Presentación LA ENSEÑANZA EXPERIMENTAL EN MICROESCALA

Protocolo - Guía para la Enseñanza Experimental de Química en Microescala.

Química Sostenible

Química Verde

Química en Microescala

Química con Enfoque CTS – A (Ciencia tecnología Sociedad y

cuidado l Ambiente)

6

12

13

14

16

18

SEGURIDAD EN EL LABORATORIO Y MANEJO DE REACTIVOS 20

MATERIAL Y EQUIPO DE LABORATORIO

30

Unidad temática: SUELO, FUENTE DE NUTRIMENTOS PARA LAS PLANTAS

38

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 1 ¿SUELO O TIERRA?

Identificación de algunas propiedades físicas, del ion calcio, ion sulfato y materia orgánica en muestras de suelos agrícolas.

39

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 2 ¿SOBRE QUE ESTÁS PARADO?

Determinación del pH e identificación de algunos iones en el suelo.

49

Unidad temática: ALIMENTOS, PROVEEDORES DE SUSTANCIAS ESENCIALES PARA LA VIDA

64

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 1 LOS DOS FASTIDIOSOS: EL AZÚCAR Y LA SAL

Determinación de edulcorantes en bebidas refrescantes y de cloruro de sodio en salmueras.

65

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 2 PROTEÍNAS: LAS DEFENSORAS DE LA SALUD

Identificación de proteínas en alimentos.

80



5

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 3

LÍPIDOS: FUENTE DE ENERGÍA Identificación de lípidos en muestras de alimentos.

88

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 4 SIN OLVIDAR A LAS VITAMINAS

Identificación de Vitamina “C” en alimentos.

99

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 5 ¿CUÁNTO POR UNA NUEZ?

Determinación del número de caloría.

107

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 6 ¿A QUÉ DEBE SU FUERZA POPEYE?

Determinación de hierro en algunos vegetales.

115

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 7 ENTRE JAMONES Y SALCHICHAS TE VEAS

Determinación de nitritos en embutidos.

126

EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ Descubren el Código Genético del Arroz

134

Unidad temática: MEDICAMENTOS, PRODUCTOS QUÍMICOS PARA LA SALUD

136

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 1 ASPIRINA, ¿LA PANACEA DEL SIGLO XX?

Síntesis e identificación del Ácido Acetilsalicílico.

137

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 2 VITAMINA “C” ¿REMEDIO MÁGICO?

Determinar la cantidad de un principio activo en un producto comercial

151

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 3 ACIDEZ ¡QUE TERRIBLE MALESTAR!

Determinación de hidróxido de magnesio en un antiácido D

159

EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ ¿Qué es un Genérico Intercambiable?

166



6

LA ENSEÑANZA EXPERIMENTAL EN MICROESCALA



7

PRESENTACIÓN LA ENSEÑANZA EXPERIMENTAL EN MICROESCALA Generalmente los experimentos que se realizan en los cursos de Química son, en

muchos casos, una serie de indicaciones con respecto a las actividades a realizar,

por lo que el trabajo experimental se convierte en una repetición tediosa de los

mismos.

Sin embargo, la experimentación es un instrumento no solo para que el

aprendizaje sea atractivo, interesante y significativo, también contribuye al

desarrollo de habilidades, actitudes y valores propios de la disciplina, por ello

presentamos un Manual de Actividades Experimentales con un enfoque de enseñanza experimental diferente del trabajo que cotidianamente se realiza en el

aula - laboratorio.

Este enfoque pretende despertar el interés en los alumnos e invitarlos a realizar

una serie de actividades experimentales diseñadas especialmente para que

puedan expresar sus ideas, plantearse sus propias preguntas, buscar las posibles

respuestas, confrontarlas con sus compañeros y con la realidad cotidiana, de tal

forma que cada estudiante construya sus propios conocimientos.

El trabajo cooperativo, basado en equipos, la colaboración y la responsabilidad

compartida, son características de una participación activa que favorecen la

construcción del aprendizaje actual.

Para poder comprender la naturaleza del trabajo científico, el enfoque desde el

que se abordará el aprendizaje será el de Ciencia Tecnología Sociedad (CTS) y cuidado del Ambiente, a través del cual se vincula lo aprendido en los cursos de

Química – bajo una visión social y ética – con las aplicaciones biotecnológicas.



8

Por todo lo anterior consideramos que el laboratorio es un lugar idóneo para

promover y fomentar cambios de actitud y culturales que lleven a los alumnos a

sensibilizarse por la búsqueda de alternativas para optimizar recursos, tanto

renovables como no renovables, así como al empleo de tecnologías que

contribuyan al desarrollo de una "Química Verde".

La metodología experimental que pretendemos desarrollar, no podía quedar

fuera de este contexto, por lo que las actividades experimentales que se presentan

están diseñadas para desarrollarse a nivel microescala, vista ésta como una

técnica alternativa de trabajo experimental, que entre otras bondades pretende:

Propiciar el uso racional de los recursos.

Hacer conciencia sobre la contaminación y conservación del

ambiente.

Desarrollar habilidades para trabajar en el laboratorio con mayor

precisión.

Reducir el nivel de riesgo en el uso de sustancias tóxicas.

Minimizar el número de accidentes.

Reducir la cantidad de desechos.

Fomentar la creatividad e inventiva en el diseño de materiales de

laboratorio.

Tomar conciencia de la importancia y valor del escalamiento de los

experimentos, en macro y microescala.

En el marco de esta propuesta, lejos de ser un esquema rígido, se presenta como

estrategia didáctica de trabajo un protocolo – guía para realizar las actividades



9

experimentales, cuyos propósitos son favorecer una filosofía de enseñanza activa,

reforzar la participación del alumno y favorecer la construcción del conocimiento.

Los momentos de aprendizaje que estructuran el protocolo – guía para la

enseñanza y el aprendizaje experimental se describen enseguida:

1. TÍTULO

Se describe de dos maneras: la primera en forma coloquial y la segunda de

manera formal en el que se relaciona el tema del programa o el concepto central a aprender.

2. INTRODUCCIÓN Se pretende motivar y despertar la curiosidad de los estudiantes a través de ejemplos

en los que además de contextualizar los conocimientos a construir y a aprender,

los acercan y sitúan en su entorno cotidiano de acuerdo al tema o contenido del

programa de la asignatura.

3. OBJETIVOS De manera puntual se describen los conocimientos, habilidades, actitudes y valores que pretendemos que el estudiante aprenda y desarrolle,

respectivamente, durante el trabajo experimental (el qué, el porqué, el para

qué, y el cómo).

4. PROBLEMA A RESOLVER Se plantea un reto o desafío a resolver por medio de una pregunta que lo lleva

a tomar conciencia de los conocimientos a aprender, es decir, se aplica la

estrategia de aprendizaje basado en problemas.

5. ACTIVIDADES PREVIAS Con el propósito de planear y organizar el trabajo experimental, se privilegia el

trabajo en equipo y se sugieren una serie de actividades previas al



10

¡PRECAUCIÓN!

experimento como por ejemplo: dar respuesta a preguntas sobre

conocimientos previos, la construcción de un diagrama de flujo, la búsqueda

de información sobre la toxicidad de las sustancias que utilizará, la justificación

de las formas de trabajo seleccionadas, etc.

6. DISEÑO DEL EXPERIMENTO

Se presentan las principales actividades a realizar, constantemente se

cuestiona al estudiante para que reflexione a través de las siguientes

preguntas: ¿qué hizo?, ¿por qué lo hizo?, ¿para qué lo hizo?, justo en el

momento mismo en que lleva a cabo el experimento. Se aplica la estrategia de

aprendizaje conocida como preguntas intercaladas.

También se intercalan llamadas de atención en cuadros llamados

Precaución para que el estudiante tenga cuidado con el manejo de reactivos

en los momentos clave de la experimentación.

7. REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES

Este espacio se dedica al registro de las observaciones, evidencias

experimentales, datos y si es el caso, la construcción de gráficas.

8. GUÍA DE DISCUSIÓN Como una actividad de recapitulación y síntesis se plantean preguntas

sobre los conceptos (vinculados con la actividad experimental) que se quieren

reforzar o destacar, a fin de que los estudiantes en trabajo grupal y colaborativo, relacionen los conceptos químicos involucrados.



11

9. EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ. RELACIÓN CIENCIA – TECNOLOGÍA - SOCIEDAD (CTS) Y CUIDADO DEL AMBIENTE Como una actividad que refuerza la construcción conceptual y el desarrollo de

habilidades, actitudes y valores, se presenta un texto o un artículo relacionado con un tema actual, que lleve al alumno a reflexionar y tomar

conciencia del impacto de la Química con el entorno cotidiano. De manera

especial, las actividades de investigación bibliográfica también forman parte de

esta novedosa forma de acercar a los estudiantes al mundo de la Química.

10. CONSTRUCCIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL Con el propósito de evaluar si el alumno puede relacionar y jerarquizar los conceptos más importantes trabajados en la actividad experimental, se le

proporciona una lista de términos para que construya un mapa conceptual y lo

discuta con sus compañeros.

11. MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS GENERADOS Se dan las indicaciones sobre la recolección de productos para su posterior

tratamiento. Se refuerza el logro de actitudes responsables ante la

contaminación ambiental y el cuidado del medio ambiente.

12. ACORDEÓN En este apartado del protocolo se dan respuesta a las preguntas planteadas y

se ofrece al estudiante una información adicional pertinente, con el propósito

de apoyarlo en los diferentes momentos del trabajo experimental.

13. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS, HEMEROGRÁFICAS Y

ELECTRÓNICAS Se indican las fuentes de información primarias y secundarias consultadas

para cada práctica.



12

GUÍA DE DISCUSIÓN

TITULO

INTRODUCCIÓN

PROBLEMA A RESOLVER

ACTIVIDADES PREVIAS

DISEÑO EXPERIMENTAL

EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ CIENCIA –TECNOLOGÍA - SOCIEDAD Y

CUIDADO DEL AMBIENTE

PALABRAS CLAVE PARA LA CONSTRUCCIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL

REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS

EXPERIMENTALES

ACORDEÓN

MANEJO Y DESECHO DE RESÍDUOS

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS,

HEMEROGRÁFICAS Y ELECTRÓNICAS

OBJETIVOS

Material

Sustancias

Procedimiento Experimental

PRECAUCIÓN

PROTOCOLO – GUÍA PARA LA ENSEÑANZA EXPERIMENTAL DE QUÍMICA A MICROESCALA



13

QUÍMICA SOSTENIBLE

SOSTENIBILIDAD

El concepto de sostenibilidad surge por vía negativa, como resultado de los

análisis de la situación del mundo, que puede describirse como una “emergencia

planetaria”, como una situación insostenible que amenaza gravemente el futuro

de la humanidad. Es a la Comisión Mundial del Medio Ambiente y del Desarrollo

(CMMAD, 1998) a la que debemos uno de los primeros intentos de introducir el

concepto de sostenibilidad o sustentabilidad: "El desarrollo sostenible es el

desarrollo que satisface las necesidades de la generación presente sin

comprometer la capacidad de las generaciones futuras para satisfacer sus

propias necesidades".

El desarrollo sostenible requiere pues, la satisfacción de las necesidades básicas

de todos y extiende a todos la oportunidad de satisfacer sus aspiraciones a una

vida mejor. Ello hace necesario que nos impliquemos decididamente en esta

batalla para contribuir a la emergencia de una nueva mentalidad, una nueva

forma de enfocar nuestra relación con el resto de la naturaleza.

Al respecto, Sbarbati Nudelman* señala que “La Química Sustentable es un

desarrollo reciente tendiente a prevenir la contaminación debida a los productos,

para preservar tanto la salud humana como el ambienten”, “…es una forma

particular de prevenir la contaminación, diseñando productos químicos y procesos

que reducen o eliminan el uso y generación de sustancias peligrosas”.

Sbarbati, también hace énfasis en que “La Química Sustentable se basa en

fundamentos científicos y procura no solo evitar los productos peligrosos sin

también considerar otros aspectos de magnitud global tales como: cambios

climáticos, producción de energía, disponibilidad de productos hídricos,

producción de alimentos, presencia de sustancias tóxicas en el ambiente, etc.



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QUÍMICA VERDE

La química verde es el diseño de productos y procesos químicos que reducen o

eliminan el uso y la generación de sustancias peligrosas. Esta metodología,

además de proponer la innovación en la química con beneficios económicos y

ambientales, fomenta la interdisciplina, ya que incorpora aspectos de ingeniería,

biología, economía y ética.

La química verde es un reto para “hacer química” de una manera responsable

con el ambiente, desarrollando estrategias para lograr una química industrial

sostenible y, en consecuencia, un mundo sostenible. Los principios de la misma

fueron propuestos por Anastas y Warner en 1998. De manera resumida estos

principios proponen: la prevención en la generación de residuos; realizar síntesis

químicas menos tóxicas; descontinuar el uso de solventes; el diseño de procesos

energéticos eficientes; uso de materiales renovables; favorecer el uso de

catalizadores selectivos; diseño de productos degradables y seleccionar

sustancias que disminuyan el riesgo de accidentes.

Un factor muy importante a lograr es la incorporación de la industria en estas

acciones, para que implemente técnicas que reduzcan la contaminación y sus

costos tan altos para la biodiversidad. El propósito es formular una conducta a

seguir para el desarrollo sostenible, donde la prevención de la contaminación

establezca un equilibrio entre el desarrollo económico y la protección del

ambiente.

Actualmente las compañías ven el beneficio de ser “verdes” en sus anuncios. La

industria de la publicidad vigila de cerca la opinión y el comportamiento de los

consumidores. Como resultado, la mercadotecnia verde ha empezado a registrar

un repunte notable.



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En febrero de este año, General Motors introdujo una campaña que llevaba el

eslogan “Live green. Go yellow” (Vive a lo verde. Decídete por lo amarillo). Los

anuncios están centrados en la tecnología Flex Fuel, que permite que los autos

utilicen E85, una mezcla de 15% de gasolina y 85% de etanol obtenido

principalmente del maíz (de ahí el amarillo).

En nuestro ámbito, la química verde apenas ha iniciado su irrupción en el

currículo escolar, debido a que es un campo nuevo. Un ejemplo son los

experimentos “verdes” que se están llevando a cabo en los laboratorios al utilizar

agua en lugar de solventes orgánicos.

La prevención de desechos es un componente central del concepto química

verde. Desde la perspectiva de un proceso químico, éste tiene consecuencias no

sólo en la selección de la metodología y los reactivos, sino también para el uso de

solventes y la recuperación de reactivos.

DIAGRAMA Tomado y adaptado de: Análisis impacto ambiental/Propuesta/Trabajo experimental/Proceso (Van Arnum, 2005)

Análisis del Impacto Ambiental

Propósitos Procesos

Trabajo Experimental a Microescala



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QUÍMICA EN MICROESCALA

Entre los aspectos que preocupan cada día más a los científicos, educadores y

público en general, se encuentra el mantener un ambiente sin polución y el cómo

manejar los residuos químicos.

La mejor manera de ganar en este empeño es eliminando la fuente de producción

de residuos en su origen. Reducir el uso de productos químicos al mínimo nivel,

en el cuál, un experimento puede realizarse con éxito, se conoce como Química a

Microescala.

Con la Química a Microescala se pueden realizar procesos químicos usando

pequeñas cantidades de reactivos, sin que ello reste calidad a los métodos

habituales usados tanto en educación como en la industria, contribuyendo con

esto a un ambiente menos contaminado. La Química a Microescala es una parte

fundamental de la “Química Verde”.

Entre los beneficios de utilizar la técnica a microescala destacan los siguientes

doce puntos:

1. La reducción en el uso de productos químicos y por tanto reducción de residuos en su origen.

2. La reducción en los costos tanto de compra de productos como de recogida y

reciclado. 3. El aumento considerable de la seguridad e higiene en el laboratorio, porque:

a) Mejora la calidad del aire del aula – laboratorio c) Hay menor peligro de fuego y explosiones c) Es menor el tiempo de exposición a productos químicos tóxicos, si es el

caso. d) Disminuye número de accidentes por derramamientos de productos

químicos.



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4. La reducción en la duración del experimento. 5. El aumento en el número de experimentos que se pueden realizar.

6. El menor costo en material de vidrio. 7. Mayor espacio para el almacenamiento. 8. La reducción del gasto de agua y reducción de gas o electricidad. 9. Ahorro de tiempo en la preparación de reactivos. 10. Se favorece la política ambiental que promueve el principio de las 3 R’s:

Reducir, Recuperar y Reciclar. 11. La mayor motivación a los estudiantes ya que están convencidos de que:

a) Trabajan del modo más racional posible b) Están haciendo "química verde"

c) Tienen menor riesgo de sufrir accidentes serios durante la

experimentación.

12. La mejor preparación de los estudiantes:

a) Adquieren destrezas en el manejo de materiales y productos b) Les hace ser más cuidadosos en todas las operaciones. c) Desarrollan habilidades que no se adquieren operando a escala normal,

por ejemplo la observación. d) Ganan tiempo que dedican al análisis e interpretación de resultados.

Los ciudadanos con este tipo de formación se hallan mentalmente preparados

para abordar el reto del desarrollo de nuevos procesos químicos, más limpios y a

la medida de las necesidades que la sociedad está demandando.

Estamos seguras de que alumno formado en esta metodología podrá lograr un

impacto significativo en la solución de los problemas relacionados con el cuidado

del ambiente.



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QUÍMICA CON ENFOQUE CTS – A (CIENCIA, TECNOLOGÍA, SOCIEDAD Y CUIDADO DEL AMBIENTE) Los estudios sociales de la ciencia y la tecnología, o estudios sobre ciencia,

tecnología, sociedad y cuidado del ambiente (CTS-A), constituyen un campo de

trabajo en los ámbitos de la investigación académica, la educación y la política

pública.

En el ámbito educativo los enfoques CTS-A suponen la confluencia de

propuestas e iniciativas diversas. Por una parte, el éxito de las políticas que

promueven la participación pública en las decisiones sobre ciencia y tecnología

presupone la existencia de una ciudadanía con actitudes y capacidades para esa

participación democrática.

Por otro lado, desde la propia práctica de la educación científica y tecnológica se

reclaman nuevos modelos de enseñanza en los que la selección de los

contenidos tenga más en cuenta la relevancia social de los temas y en los que las

estrategias metodológicas estén orientadas hacia el estímulo de vocaciones en

ciencia y tecnología y el desarrollo de las capacidades para la participación

pública. Por último, los enfoques CTS en educación son solidarios con los

proyectos de educación en valores, ya que ambas propuestas suponen una

revisión de los contenidos y los métodos de enseñanza, en los ámbitos

tecnocientífico y humanístico, desde una apuesta común por reivindicar la

importancia de los aspectos axiológicos al lado de los conceptuales en la

organización de los currículos educativos.

Los objetivos sociales de CTS - A intentan:

• promover la alfabetización científica, mostrando la ciencia como una actividad

humana de gran importancia social. Forma parte de la cultura general en las

sociedades democráticas modernas.



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• estimular o consolidar en los jóvenes la vocación por el estudio de las ciencias

y la tecnología, a la vez que la independencia de juicio y un sentido de la

responsabilidad crítica.

• favorecer el desarrollo y consolidación de actitudes y prácticas democráticas

en cuestiones de importancia social relacionadas con la innovación

tecnológica o la intervención ambiental.

• contribuir a salvar el creciente abismo entre la cultura humanista y la cultura

científico-tecnológica que fractura nuestras sociedades.



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SEGURIDAD EN EL LABORATORIO Y MANEJO DE REACTIVOS

El laboratorio de Química es un lugar muy importante donde se verifican, en

forma experimental, los principios básicos de la Química y como prioritario debe

ser un lugar seguro para trabajar. El grado de seguridad que se alcanza en él

depende de las precauciones que se tomen para evitar posibles accidentes.

Por lo tanto, es indispensable contar con el equipo de protección y seguridad

adecuados y cumplir con el Reglamento de Laboratorios y las Normas para el uso

de los laboratorios del Colegio de Ciencias y Humanidades

El equipo de seguridad y tus conocimientos, así como la atención a cada detalle,

son indispensables para un buen rendimiento en tu trabajo experimental. De esta

manera observarás que trabajar con muchas y diferentes sustancias,

frecuentemente en pequeñas cantidades, no es tan complicado.

Además de estos riesgos, se pueden presentar otros peligros como: incendios,

fugas de gas, equipo defectuoso y quemaduras.

Es muy importante que te informes acerca de los peligros con los que se trabaja y

la manera en la que se puede reducir el riesgo. Es también tu responsabilidad el

usar esa información todos los días en el laboratorio.

A continuación se describen algunas normas de seguridad que el profesor te

explicará para que realices en forma segura tu trabajo experimental.



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EQUIPO DE SEGURIDAD PERSONAL

Siempre usa la ropa y equipo de protección que se recomienda. Antes de

ponértelos, revisa que se encuentren en buenas condiciones.

Se debe usar: Bata de algodón de manga larga, guantes, lentes de protección o googles, zapatos que cubran completamente los pies y mascarilla para gases o vapores tóxicos*.

MANEJO DE REACTIVOS

En los laboratorios de Química el alumno debe de tener a la mano “Tablas de

manejo de sustancias peligrosas”, que como una primera actividad permite al

estudiante conocer la reactividad y toxicidad de diversas sustancias químicas, así

como sus principales características. Si en tu laboratorio no cuentas con esta

información pregunta al profesor en dónde las puedes consultar.

¡RECUERDA! No utilizar lentes de

contacto en el laboratorio, ya que

pueden atrapar líquidos o vapores peligrosos

para los ojos.

* Su uso depende del área donde se trabaje y de la

actividad a realizar, para ello consultar el Reglamento del

Laboratorio.



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Lineamientos generales para el uso y manejo adecuado de los reactivos químicos: 1. Los frascos de reactivos y sustancias deben estar correctamente etiquetados,

indicando los riesgos en su manejo. Éstos presentan en sus etiquetas una

simbología, con la cual los alumnos se deben familiarizar. Algunos símbolos

utilizados son los siguientes: inflamable, radioactivo, tóxico.

2. Los gases tóxicos, compuestos volátiles e irritantes, deben trabajarse en la campana.

3. No oler ninguna sustancia directamente. 4. No pipetear con la boca, utilizar siempre una propipeta o perilla de hule. 5. Lavar las pipetas con agua destilada antes de introducirlas en los diferentes

reactivos. 6. Limpiar inmediatamente el área de trabajo cuando haya salpicaduras o se

derrame cualquier reactivo.

¡RECOMENDACIÓN! Observar estos

símbolos para manejar con precaución las

sustancias químicas.

OBSERVA Y LEE CON ATENCIÓN TODA LA INFORMACIÓN QUE NOS PROPORCIONA LA ETIQUETA DEL FRASCO DE REACTIVO



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Residuos

7. No utilizar material que contenga residuos de otros reactivos. 8. Tomar únicamente la cantidad de reactivo que se requiera para el

experimento que se va a realizar en el laboratorio. 9. Nunca verter agua sobre un ácido concentrado. Siempre agregar lentamente el ácido sobre el agua mientras se

mezclan. 10. No tirar ningún reactivo a la tarja o al basurero. 11. Preguntar cómo y dónde depositar los residuos. 12. Guardar los residuos o desechos en recipientes que no puedan romperse.

Almacenarlos perfectamente etiquetados y en áreas ventiladas para su posterior tratamiento.



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PRIMEROS AUXILIOS Lineamientos generales de primeros auxilios apropiados para una gran cantidad

de sustancias químicas:

OJOS

Inmediatamente lavar con abundante agua durante 15 minutos, utilizar el lavaojos. Acudir al médico.

INGESTIÓN

Si la sustancia ingerida fue un ácido o una base NO provocar el vómito. Seguir las instrucciones de las etiquetas de los frascos de reactivo y proporcionar los primeros auxilios. Recibir atención médica.

CONTACTO CON LA PIEL

Colocar la zona afectada bajo el chorro de la regadera e inmediatamente quitar la ropa contaminada. Recibir atención médica.

INHALACIÓN Recibir aire fresco y pronta atención médica.

¡NO LO OLVIDES!

EN CUALQUIER EXPOSICIÓN, SOLICITAR ATENCIÓN MÉDICA INMEDIATAMENTE!



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♦ Tiene la salida en forma de corneta, se recomienda para apagar fuegos de origen eléctrico o los ocasionados por disolventes inflamables.

♦ Al oprimir la manija se desprende bióxido de carbono (CO2), el cual desplaza al oxígeno eliminándose así el fuego.

♦ El chorro de gas debe de dirigirse hacia la base del fuego.

Extinguidor de bióxido de carbono (CO2)

BOTIQUÍN

Todo laboratorio debe contar con un botiquín que contenga los

medicamentos indispensables según sus características.

MANEJO DE EXTINGUIDORES

Comúnmente existen tres tipos de extinguidotes y se distinguen

básicamente por la forma de la salida de sus mangueras. Su uso

depende del material que originó el fuego.

El más común es el extinguidor de bióxido de carbono (CO2)



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LA HIGIENE ES PARTE DE LA SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

Si no eres cuidadoso, los reactivos químicos y biológicos peligrosos pueden

penetrar en tu cuerpo, en el de tus compañeros o en tu familia.

Por lo tanto:

No comas, bebas, fumes, mastiques chicle, ni te apliques maquillaje en el

laboratorio.

No guardes comida o bebidas junto con productos químicos o biológicos

en los refrigeradores.

No bebas en recipientes de laboratorio.

No huelas o pruebes productos químicos.

No succiones con la boca.

¡NUNCA DEBES TRABAJAR SOLO (A) EN EL

LABORATORIO!



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LO QUE NUNCA DEBES DE HACER:

Trabajar solo en el laboratorio.

Utilizar material de vidrio roto.

Operar equipo eléctrico cerca del agua o con las manos mojadas.

Almacenar los reactivos cerca de fuentes caloríficas o de la luz solar o

junto a otras sustancias con las que puede reaccionar de manera

peligrosa.

Verter las sustancias a la tarja.

Dejar material, mochilas, libros en el piso u otros lugares en los que

interfieran el paso.

Guardar reactivos que no se necesiten a corto plazo.

Dejar de vigilar el experimento mientras lo estás realizando.

Olvidar lavar el material que se utilizó

Jugar en el interior del aula - laboratorio.



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LO QUE SIEMPRE DEBES DE HACER:

Practicar la higiene personal en el laboratorio.

Usar el equipo de protección personal.

Informarte y no olvidar lo que debe de hacerse en caso de emergencia.

Preparar una cartulina con los números telefónicos más importantes y

tenerlos a la mano.

Realizar investigación bibliográfica sobre la reactividad y toxicidad de las

sustancias a emplear.

Manejar el equipo de laboratorio de acuerdo a las instrucciones dadas por

el profesor.

Llevar a cabo la actividad experimental en el laboratorio, no realizarla en

otro lugar.

Colocar los residuos y el vidrio roto en los recipientes que se hayan

destinado específicamente para este fin.

¡No olvides una regla muy importante!

RESPETAR A TUS

COMPAÑEROS DE TRABAJO EN EL LABORATORIO



29

SIEMPRE

Usa el equipo de protección personal (bata, lentes de

seguridad y guantes)

Sigue las técnicas y procedimientos que se indican

en el manual de laboratorio.

Conoce la localización y uso de todo el

equipo de seguridad de tu laboratorio.

Separa y clasifica tus residuos

Esta alerta, serio y responsable de tu trabajo experimental.

Viertas los residuos al drenaje Comas o bebas en el laboratorio

Tengas desorden en tu área de trabajo

Cambies de lugar los reactivos

químicos

Entres al área donde se almacenan los

reactivos químicos

Tomes riesgos innecesarios

Modifiques, sin autorización del profesor, los experimentos que se realicen

NUNCA



30

M A T E R I A L Y EQUIPO DE

L A B O R A T O R I O


2008



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MATERIAL Y EQUIPO REQUERIDO PARA REALIZAR LAS ACTIVIDADES EXPERIMENTALES

Agitador de vidrio Pipetas Beral Anillo de metal Probetas de 10 y 50 mL Balanza electrónica digital (sensibilidad de

0.01g) Pinza para bureta Pinza de nuéz

Balanza granataria Pinzas de dos dedos Baño María Pinza para crisol Buretas Pinza para tubo de ensayo Cajas de Petri Pipeta graduada de 1, 5 y 10 mL Cartón, madera (pedacitos) Pisetas Cápsulas de porcelana Porta objetos Crisoles Probetas de 10, 50 y 100 mL Cristalizador o recipiente de plástico Pinza de tres dedos Cubre objetos Soporte universal Embudo (micro) Embudo de separación de 250 mL

Tapones de hule látex mono y bihoradados para los matraces Erlenmeyer

Embudo de tallo corto de vidrio Equipo Quifith en microescala para

destilación

Tapones de hule látex al tamaño de los tubos de ensayo

Tela con asbesto Escobillones Termómetro de 0°C a 200 °C Espátula Termos Gogles o lentes de seguridad Tramos de manguera de látex Goteros Triángulo de porcelana Gradilla Tubo de vidrio Jeringas desechables Tubos de ensayo 75 x 8 mm Lupa (PVC) cloruro de polivinilo (tubos de drenaje) Manguera de látex de 40 cm Masking-tape

(PET) Tereftalato de polietileno (botellas de refrescos)

Matraces Erlenmeyer de 25, 50 y 100 mL Mechero Bunsen

(PE) Poliestireno (vasos transparentes) (PEBD) Polietileno de baja densidad

Matraz de bola de 10 mL con cuello esmerilado

Polietileno de alta densidad (botes de leche) (LDPE) Bolsas de poliestireno baja densidad

Microscopio óptico Microplacas

(PP) Polipropileno (vasos de Yogurt) Papel pH

Mortero con pistilo Papel aluminio Palo de paleta Papel filtro Parrilla de calentamiento con agitación

magnética Papel encerado o envoltura de plástico

Vidrios de reloj Vasos de plástico transparente desechables



32

Parrilla de calentamiento con agitación magnética

Desecadores Anteojos de seguridad

Extinguidor

PisetasMicroscopio

BALANZAS

Digital Granataria



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Doblado de papel filtro

Gradilla Tubos de ensayo Escobillón

d e s e g u r i d a d

De decantación o de separación. Pinza de tres

dedos

De plástico

E M B U D O S



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Microplacas Vidrios de reloj

Jeringa

Lupa

Gotero

Espátulas

Aforados

M A T R A C E S

Erlenmeyer de fondo plano



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Bureta

Vasos de precipitados

Mortero

CrisolesCápsula de porcelana

P I P E T A S

Probeta Pipetas beral

Pipetas graduadas

Propipeta



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Soporte Universal con anillo metálico.

Embudo de vidrio y vaso de precipitados

Tela o rejilla de asbesto

Triángulo de porcelana

MangueraTermómetro

Mechero bunsen

Pinzas de dos dedos

Para Bureta

Pinzas de nuez

Para tubo de ensayo

PINZAS



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FRASCOS

Con gotero Con boca esmerilada

transparentes y ámbar

Papel pH

Baño María Tapones de hule

Diferentes tamaños



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Unidad temática SUELO, FUENTE DE NUTRIMENTOS PARA LAS PLANTAS



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¿SUELO O TIERRA? Identificación de propiedades físicas, del ion calcio, ion sulfato

y materia orgánica en muestras de suelos agrícolas. INTRODUCCIÓN En la época que vivimos, con una población mundial en constante aumento, es de sumo interés el estudio de los suelos, ya que de ello depende el crecimiento de las plantas y la producción de alimentos. Los pueblos antiguos, conocían bien la importancia de mantener un suelo fértil, al desarrollar técnicas agrícolas como: rotación de cultivos, abono, corrección de la acidez o alcalinidad, devolver los restos de plantas al suelo, entre otras. La calidad de un suelo depende entre otros factores del Ph; en una primera aproximación, los suelos se caracterizan de la manera siguiente:

Los cultivos se deben adaptar al pH del suelo, o bien, modificarlo si se desea efectuar un cultivo en especial. En términos generales, los mejores rendimientos se obtienen en los suelos neutros. Ciertas plantas como las papas, el tabaco y el alforfón (planta cuya semilla es utilizada para hacer pan), se cultivan en suelos ligeramente ácidos. Es posible modificar el pH del suelo,

por ejemplo, para suelos muy ácidos, se adiciona cal CaO (óxido de calcio con carácter básico), y se requiere de 1.4 a 3.7 toneladas de cal por hectárea de terreno para elevar el pH en 1 unidad. Para disminuir el pH de suelos muy básicos, se utiliza salitre, que contiene al ion amonio NH4

+, que es un ácido. Recordando que el suelo es una mezcla de materiales sólidos, líquidos (agua) y gaseosos (aire), y la adecuada relación entre estos componentes determina la capacidad de hacer crecer las plantas y la disponibilidad de suficientes nutrientes para ellas. Por ello, te proponemos realizar algunas pruebas físicas y químicas en diferentes muestras de suelo.

pH < 6.8 Suelo ácido 6.8 < pH < 7.2 Suelo neutro pH > 7.2 Suelo básico



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OBJETIVOS

Reconocer el color, la textura y la porosidad como propiedades físicas de muestras de suelos agrícolas donde se cultiva, ma{iz, fríjol, nopal, etc.

Identificar la presencia de nutrientes en suelos agrícolas.

PROBLEMAS A RESOLVER

¿Cuál es la influencia de las propiedades físicas del suelo, para el desarrollo de los cultivos?

¿Cuáles son las evidencias de que una muestra de

suelo contiene iones calcio (Ca2+), sulfato (SO42+) y

materia orgánica? ACTIVIDADES PREVIAS 1. Tomar 3 muestras de suelos de diferentes zonas

agrícolas. 2. Secar al aire, para poder realizar posteriormente las

pruebas. 3. Por equipo elaborar un diagrama del

procedimiento experimental. PRUEBAS FÍSICAS DISEÑO EXPERIMENTAL

MATERIALES SUSTANCIAS 1 probeta graduada de 50 mL Tres diferentes muestras de suelo 1 piseta con agua destilada Agua 1 balanza digital 1 embudo de tallo corto 1 colador o malla del N° 18



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Prueba A: Determinación de textura al tacto: Se toma una pequeña muestra del suelo recolectado, se retiran troncos, raíces, y los terrones grandes se pulverizan, se coloca en la palma de la mano y se le agrega una pequeña cantidad de agua para tratar de moldearla y crear cordones, anillos y figuras, dependiendo de su comportamiento se clasifica en arcillosa, arenosa y limosa. ¿Qué diferencia hay entre un suelo arenoso, uno limoso y uno arcilloso? Ver acordeón 1 Prueba B: Determinación del color del suelo: Se observa la coloración en seco y posteriormente se humedece y se registra el color que presenta. El color del suelo depende de sus componentes y puede usarse como una medida indirecta de ciertas propiedades. ¿Cómo afecta la humedad en el color del suelo? Se considera que entre más oscuro es, presenta mayor cantidad de materia orgánica, y más productivo será el suelo por los beneficios de la materia orgánica. El color rojo indica presencia de óxidos de hierro y manganeso; el amarillo indica óxidos de hierro hidratados; el color blanco y gris indica presencia de cuarzo, yeso, caolín y carbonatos. Para determinar con mayor precisión el color del suelo, consulta el artículo “El color del suelo: definiciones e interpretación” en la siguiente dirección electrónica www.ceniap.gov.ve/ceniaphoy3/articulos/n3/texto/fovalles.htm Prueba C: Determinación de la porosidad de los suelos Se colocan 20 g de suelo seco, en la probeta graduada, se mide el volumen que ocupa, y se le adiciona agua con la piseta, hasta que el agua se distribuya en todo el volumen del suelo, se mide el volumen de agua adicionado hasta el momento en que se forme una pequeña capa de agua en la superficie del suelo. Se calcula el % de porosidad = Volumen de agua adicionado (Ve) Volumen total de la muestra (V) Ve= Volumen de espacios vacíos, comprendiendo los que están ocupados por gases y líquidos. ¿Qué es un poro? ¿Qué representa el % de porosidad? Ver acordeón 3



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PRUEBAS QUÍMICAS Prueba A: DETERMINACIÓN DEL ION CALCIO DISEÑO EXPERIMENTAL

MATERIALES SUSTANCIAS 4 tubos de ensayo 13x100 mm 20 mL de disolución de tres tipos de suelos agrícolas

1 gradilla para tubos de ensayo 5 mL de Hidróxido de amonio (NH4OH)

1 vaso de precipitados de 250 mL 10 mL de Cloruro de amonio (NH4Cl) 0.1M

1 soporte universal 10 mL de Oxalato de amonio (NH4)2C2O4 0.1M 1 mechero 10 mL Cloruro de calcio CaCl2 0.1 M 7 pipetas Beral 1 embudo de tallo corto 1 piseta con agua destilada 1 espátula 1 papel filtro 1 vidrio de reloj 1 balanza digital 1 probeta de 10 mL 1 pinza para tubo de ensayo

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Preparación de los reactivos: Hidróxido de amonio. Diluir 3.5 mL de hidróxido de amonio al 20% en 10 mL de agua destilada (realizarlo en campana de extracción) Cloruro de amonio. Disolver 0.535 g de cloruro de amonio en 100 mL de agua destilada para preparar una disolución 0.1 molar. Oxalato de amonio. Disolver 0.124 g de oxalato de amonio en 10 mL de agua destilada para preparar una disolución 0.1 molar. Desarrollo Experimental Colocar en un tubo de ensayo 5 o 6 mL de disolución de cloruro de calcio, ésta será la muestra patrón, y tratarlo igual que la disolución de suelo.



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Colocar en un tubo de ensayo grande 5 o 6 mL de disolución de suelo, añadir de 4 a 5 gotas de disolución de hidróxido de amonio, si se forma un precipitado oscuro filtrar, y colocar al filtrado 1 mL de disolución de cloruro de amonio y 1 mL de oxalato de amonio. Calentar dos o tres minutos en un baño de agua (puede utilizarse un vaso de precipitados de 250 mL. Si hay iones calcio, se formará un precipitado blanco de oxalato de calcio que es insoluble en agua. (Ver Acordeón 4) Prueba B: IDENTIFICACIÓN DE ION SULFATO DISEÑO EXPERIMENTAL

MATERIALES SUSTANCIAS 1 Tubo de ensayo grande Ácido clorhídrico RA (HCl) al 35% d=1.18 g/cm3

1 Espátula Cloruro de Bario (BaCl2) 0.1M 1 Vidrio de reloj Sulfato de sodio (Na2SO4) 0.1 M 1 Balanza digital 2 Tubos de ensayo pequeños 1 Mechero 1 Probeta de 10 mL 2 goteros o pipetas Beral 1 piseta con agua destilada 1 Pinzas para tubo de ensayo

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Preparación de los reactivos: Ácido Clorhídrico (HCl). Mezclar 5 mL de ácido clorhídrico al 35% y 25 mL de agua destilada (utilizar campana de extracción) Cloruro de bario (BaCl2). Disolver 1.0 g de cloruro de bario dihidratado en 10 mL de agua destilada. Sulfato de sodio (Na2SO4). Disolver 0.142 g de sulfato de sodio en 10 mL de agua destilada para una disolución 0.1 M. Desarrollo Experimental: Colocar 4 o 5 mL de disolución de suelo en un tubo de ensayo, añadir tres o cuatro gotas de ácido clorhídrico y calentar el tubo sujetándolo con las pinzas, una vez que alcanza la temperatura de ebullición, retirar el tubo y adicionar unas dos o tres gotas de cloruro de bario, la aparición de un precipitado blanco indica la presencia de sulfatos. Se realiza el mismo procedimiento colocando en el tubo 4 o 5 mL de sulfato de sodio, que sirve como testigo, para observar la aparición del precipitado blanco.



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La reacción que ocurre es la siguiente: Na2SO4(ac) + BaCl2(ac) → 2NaCl(ac) + BaSO4(s) Sulfato de bario insoluble color blanco

Prueba C: IDENTIFICACIÓN DE MATERIA ORGÁNICA PROBLEMA A RESOLVER Identificar la presencia de materia orgánica en diferentes muestras de suelo, por reacción de oxido-reducción. DISEÑO EXPERIMENTAL

MATERIALES SUSTANCIAS 1 Matraz Erlenmeyer de 50 mL Peróxido de hidrógeno (H2O2) 1 Piseta con agua destilada Residuos de materia orgánica (tortilla, pan,

papel, etc) 1 Baño María Agua de cal (Solución saturada de hidróxido de

calcio Ca (OH)2 filtrada. 1 Tapón para el matraz 1 Tubo de desprendimiento 1 Tubo de ensayo grande

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Colocar en el matraz Erlenmeyer, suelo seco, suficiente para cubrir la base del matraz, añadir agua oxigenada (peróxido de hidrógeno), hasta cubrir el material. Se tapa inmediatamente y se coloca el tubo de desprendimiento en el otro tubo que contiene agua de cal. En caso de que se suspenda el burbujeo, calentar el matraz con el suelo en Baño María, hasta que deje de generarse gas. (Cuidar que el matraz no se seque, y que los gases generados fluyan libremente). ¿Qué le pasa al dióxido de carbono al burbujearlo en el agua de cal? (Ver acordeón 7 y 8)



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REGISTRO DE OBSERVACIONES, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES Anota en la siguiente tabla los resultados de las evidencias experimentales observadas

GUIA DE DISCUSIÓN Realizando trabajo en equipo y si es necesario consultando bibliografía, comparen sus resultados y discutan los siguientes cuestionamientos: 1. ¿Cuál de las muestras de suelo, presenta mejores condiciones físicas y

químicas para el desarrollo de plantas? 2. ¿Qué otras pruebas serian convenientes para poder reconocer un suelo útil

para cultivar?

Análisis Muestra 1 Muestra 2 Muestra 3 Observaciones Textura al tacto Color Porosidad Densidad Ion Calcio Ion Sulfato Materia orgánica

Si el contenido de calcio en

suelos es de:

Unidades

Este Tipo de suelo se encuentra en

30 a 300 mg/kg Zona templada 8 a 33 mg/kg Zona lluviosa 1 mg/kg Zona tropical (meteorizada) 250 mg/kg Zonas calcáreas



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ACORDEON 1. La textura de un suelo, depende de la proporción de partículas minerales de

diversos tamaños. Las partículas minerales se clasifican por tamaño en cuatro grupos:

Fragmentos rocosos: diámetro superior a 2 mm y son piedras, grava y cascajo.

Arena: Diámetro entre 0.05 a 2 mm. Puede ser gruesa, fina y muy fina. Los granos de arena son ásperos al tacto y no forman agregados estables, porque conservan su individualidad.

Limo: Diámetro entre 0.002 y 0.5 mm. Al tacto es como la harina o el talco, y tiene alta capacidad de retención de agua.

Arcilla: Diámetro inferior a 0.002 mm. Al ser humedecida es plástica y pegajosa, cuando seca forma terrones duros. Se presenta la fase coloidal del suelo donde ocurren los procesos de intercambio de iones.

2. La textura de un suelo se puede determinar obteniendo los porcentajes de

cada una de las fracciones. Pesar una muestra de suelo de 100g y pasarla por un primer cernidor de tamaño grueso para separar la fracción de partículas grandes. Determinar la masa en gramos de esta primera porción de partículas grandes (masa 1). Pasar la segunda porción, la que pasó el primer cernidor, por un segundo cernidor de tamaño medio para separar las partículas de tamaño mediano. Determinar la masa en gramos de esta segunda porción de partículas medianas (masa 2) (las que se quedaron en la malla del segundo cernidor. Determinar la masa en gramos de esta última porción de partículas pequeñas (fracción fina) (masa 3). Para determinar el típo de suelo, una vez que se tiene el peso de las tres fracciones, utilizar el triángulo de texturas y calcular el % de cada una. Compara estos resultados con los obtenidos por el método de textura al tacto. Consulta la siguiente dirección electrónica para consultar el “Tríangulo de Texturas” www.sagan-gea.org/hojaredsuelo/paginas/15hoja.html

3. El calcio es un elemento esencial para la nutrición de las plantas, ya que activa

la formación de las raíces, estimula la producción de semillas. En los suelos, el calcio tiene su origen en los minerales de las rocas del material parental. El mineral plagioclasa, que es un feldespato (KAlSi3O8), se puede presentar bajo la forma de albita (NaAlSi3O8) o de anortita (CaAl2Si2O8) ésta última es una de las principales fuentes primarias de calcio para los suelos. La calcita (CaCO3) es frecuentemente la fuente dominante de Ca en los suelos de zonas áridas y semiáridas, como la dolomita también conocida como caliza de magnesio

(CaMg(CO3)2) y el yeso (CaSO4·2H2O).



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4. La identificación de la presencia del ion calcio en muestras de suelo, se

fundamenta en la reacción de obtención del oxalato de calcio que es una sal insoluble de color blanco. Se representa con la siguiente reacción:

Ca2+ + (NH4)2C2O4 → 2NH4 + + CaC2O4

oxalato de amonio oxalato de calcio

Nota: presentar la ecuación completamente iónica o molecular, no parcialmente.

Ca2+(ac) + C2O42-(ac) → Ca C2O4(s)

Ion calcio ion oxalato oxalato de calcio

5. El azufre en los suelos es afectado por numerosos procesos químicos, físicos y biológicos y se presenta en diferentes formas como ningún otro elemento, ya que su capacidad de combinación varía entre –2 a +6 donde los sulfuros y los sulfatos representan los dos extremos.

El azufre del suelo proviene de la meteorización de las rocas, y se presenta principalmente en forma de sulfuros de hierro, níquel, cobre, los cuáles se oxidan a sulfatos. Una importante cantidad del azufre de los suelos se encuentra en la materia orgánica, que alcanza a más del 90% del azufre total.

El azufre inorgánico en los suelos se puede encontrar como sulfato soluble en solución y sulfato adsorbido, la forma de azufre más relacionada con la disponibilidad para las plantas es la de los sulfatos, ya que en esa forma el azufre es absorbido por las raíces.

6. La identificación del ion sulfato (SO42-) presente en diversas muestras de suelo

se observa cuando se forma un precipitado blanco de sulfato de bario (BaSO4(s)), de acuerdo a la siguiente reacción química:

SO4

2- + BaCl2(ac) 2Cl- + BaSO4(s) 7. La materia orgánica y su influencia en la nutrición vegetal está estrechamente

relacionada con los procesos biológicos. El concepto o término materia orgánica del suelo no define algo concreto, ya que cubre una variedad de materiales orgánicos en todos los estados de descomposición.

Una definición de materia orgánica del suelo puede ser: “Fracción del suelo que incluye residuos de plantas y animales en distintos estados de descomposición, células y tejidos de organismos del suelo y sustancias sintetizadas por la población del suelo”.

En forma general se puede hacer una separación en dos categorías muy amplias: una correspondería a los componentes relativamente estables que



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algunos denominan “humus”, el cual es más resistente a la descomposición; la otra incluiría los materiales orgánicos de rápida descomposición, materiales que van desde los residuos frescos a aquellos que estarían más cercanos a la estabilidad (humus).

8. El burbujeo se debe, a la descomposición de la materia orgánica por la acción

del peróxido de hidrógeno como agente oxidante, y se libera oxígeno naciente, que provoca el paso de carbono orgánico a dióxido de carbono que se libera y provoca el burbujeo. El nitrógeno presente en la materia orgánica, pasa a su forma amoniacal que también se desprende como amoniaco, el azufre orgánico pasa a sulfato, el fósforo a fosfato, y así el resto de los elementos presentes. El hidrógeno forma agua que en parte se evapora por el calor generado en las reacciones de oxido-reducción.

REFERENCIAS ELECTRÓNICAS http://www.unex.es/edafo/ECAP/ECAL4Pract6.htm hhtt://www.mazinger.sisib.uchile.cl/repositorio/lb/ciencias_agronomicas/miscelaneasagronomicas... http://es.wikipedia.org7wiki/Propiedades http://www.sagan-gea.org/hojaredsuelo/paginas/14hoja.html http://www.sagan-gea.org/hojaredsuelo/paginas/15hoja.html http://www.ceniap.gov.ve/ceniaphoy3/articulos/n3/texto/fovalles.htm



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¿SOBRE QUE ESTÁS PARADO? Determinación del pH e identificación de algunos iones en el suelo

INTRODUCCIÓN Los continentes están cubiertos por una mezcla, llamada suelo, formada por rocas descompuestas o erosionadas y restos de plantas y animales. Los diminutos huecos que existen entre el material descompuesto están ocupados por aire y agua, junto con un gran número de bacterias, hongos y plantas microscópicas. Todos ellos alteran la composición química del suelo, al acelerar el proceso de descomposición y mejorar las condiciones del mismo para albergar plantas, innumerables insectos, lombrices, etc. La mayoría de las actividades del hombre están relacionadas con el uso directo o indirecto del suelo. Está claro que los seres humanos y todos los otros animales requieren de la presencia de plantas verdes y su fotosíntesis, no sólo para que nos den alimentos, sino también para que, en la atmósfera, se mantenga la cantidad de oxígeno que necesitamos para respirar. ¿Qué es un suelo fértil? Esta es una pregunta difícil de contestar, puesto que los requerimientos del las plantas varían considerablemente. No todos los tipos de suelo tienen la misma eficacia, ya que no están sometidos a las mismas condiciones físicas, químicas y biológicas, debido al clima, la vegetación, la topografía, la edad de cada uno de ellos y las alteraciones causadas por el hombre. Por lo general, es necesario que los agricultores modifiquen la composición del suelo para proporcionar los nutrientes que lo hagan más fértil, de acuerdo a las necesidades de los cultivos. Entre los factores que afectan el desarrollo de las plantas están el pH y algunos nutrientes esenciales como los fosfatos, nitratos, carbonatos, etc. Se han desarrollado diversos procedimientos de laboratorio para investigar el tipo (análisis cualitativo) y la cantidad de nutrientes (análisis cuantitativo) disponibles en el suelo para saber si es un suelo fértil o no lo es.



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OBJETIVOS

Identificar algunos de los nutrientes presentes en el suelo.

Comprender la importancia que tiene el suelo como recurso natural PROBLEMA A RESOLVER

Determinar el pH a identificar la presencia de Cl- (ion cloruro), Mg2+ (ion magnesio), PO4

3- (ion fosfato), NO3- (ion nitrato), CO3

2- (ion carbonato), Fe3+ (ion hierro III), Na+ (ion sodio), K+ (ion potasio) y Ca2+ (ion calcio) en tres diferentes muestras de suelo.

ACTIVIDADES PREVIAS A continuación se te proporciona el diagrama de flujo del procedimiento experimental con objeto de que tengas una guía de los experimentos que vas a realizar.

HCl Ca(OH)2

HNO3, HCl KSCN

HCl flama

HNO3 NH4)2MoO4 H2SO4

tampón (9 – 10) Eriocrom

papel indicador

AgNO3

SUELO

PARTE 1 PARTE 2 PARTE 3 PARTE 4

pH Mg2+ NO3-

CO32-

Cl PO43-

Fe3+ Na+, K+, Ca2+



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DISEÑO EXPERIMENTAL MATERIALES SUSTANCIAS

1 embudo Ácido nítrico (HNO3) 6M 1 microplaca Ácido clorhídrico (HCl) 6M 1 agitador magnético Nitrato de plata (AgNO3) 0,1 M Papel pH Solución tampón NH3 /NH4

+ 1.0M, pH=10 5 pipetas Beral 1 pHmetro

Indicador Eriocromo negro T (mezclar en un mortero 1 g de ericromo con 100g de KCl sólido)

papel filtro Whatman No. 5 Sulfocianuro de potasio (KSCN) en solución al 15%

1 espátula Cloruro de sodio (NaCI) 0.1M 1 malla del No. 18 o un colador Ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado 1 vaso de precipitados de 100 mL

Nitrato de sodio (NaNO3) 0.1 M

1 puntilla de lapicero Sulfato de hierro II (FeSO4) 0.1M recién preparado*

2 tubos de ensayo Nitrato de hierro III (Fe(NO3)3) 0.1M 1 tapón hule para el tubo Fosfato de sodio (Na3PO4) 0.1M 1 jeringa desechable de 10 mL Solución saturada de hidróxido de calcio

(Ca(OH)2)** 1 tubo de vidrio doblado en forma de L 1 balanza digital

Molibdato de amonio ((NH4)2MoO4). Pesar 0.5g y aforar a 10 mL con ácido sulfúrico (H2SO4) 3M

1 matraz Erlenmeyer de 125 mL

Cloruro o nitrato de magnesio (MgCl2 o Mg(NO3)2) 0.1M

1 baño María Oxalato de amonio o de sodio 0.1 M 1 vidrio de cobalto Tres diferentes muestras de suelo 1 mortero

*La sal es de color verde, si presenta color amarillo es sulfato férrico (Fe2(SO4)3) **Filtrarla inmediatamente antes de usarla porque su solubilidad varía con la temperatura. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Recolectar 3 muestras (aproximadamente 100 g) de diferentes suelos. Colocar cada muestra en un frasco e identificar cada uno indicando en una etiqueta el lugar de procedencia y la fecha. Para cada muestra seguir el procedimiento siguiente. Si está húmeda, esparcirla sobre un papel de periódico y esperar a que se seque (tarda un par de horas en secarse o dejarla secándose desde la noche anterior). Ya seca, molerla en un mortero y tamizar a través de una malla del No.18 o un colador casero de cuadrícula pequeña. Una vez cernida la muestra dividirla en cuatro partes iguales e identificarlas como parte 1, parte 2, parte 3 y parte 4. Tratarlas como se explica a continuación:



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¡PRECAUCIÓN!

El AgNO3 es tóxico y al contacto con la piel la ennegrece.

Parte 1. Determinación de pH, ion cloruro (Cl-), ion magnesio (Mg2+), ion nitrato (NO3

-) e ion fosfato (PO43-)

En un vaso de precipitado colocar 10 g de suelo y agregar 50 mL de agua destilada (conviene medir previamente el pH del agua destilada con un pHmetro o con papel pH para utilizar este valor como referencia). Agitar la muestra de suelo durante 10 min. (usar la parrilla con agitador magnético). Suspender la agitación y dejar en reposo unos minutos hasta que se asiente el sólido. Decantar y filtrar. Prueba 1. Determinación de pH. Aunque se puede determinar directamente sobre la muestra utilizando el pHmetro o el papel indicador es mejor filtrar la muestra. La operación del filtrado es lente debido al tamaño del poro del papel, pero se utiliza éste con el fin de asegurar que no pase el sólido. Colocar 2 mL del filtrado en un pozo de la microplaca y humedecer el papel pH. Comparar el color obtenido con la escala de pH. (Figura No. 1)

Figura No. 1 ¿Qué color obtuviste? ¿A qué valor de pH corresponde? ¿Cómo se compara con el del agua destilada? ¿El suelo es ácido, neutro o alcalino? Anota tus datos en la tabla No.1 que aparece en la parte de Registro de observaciones, datos, resultados y evidencias experimentales. Prueba 2. Identificación del ión cloruro (Cl-). En un pozo de la microplaca colocar 10 gotas de un testigo, que consiste en una solución de cloruro de sodio (NaCl) 0.1M a la que se agregan 4 gotas de nitrato de plata (AgNO3) 0.1M (Figura 1). En otro de los pozos colocar 10 gotas del filtrado del suelo, usando la pipeta Beral y agregar 4 ó 5 gotas de la solución de nitrato de plata. Aparece un precipitado



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blanco que se oscurece con el paso del tiempo, que indica la presencia del ión cloruro. ¿Qué compuesto es el precipitado formado? ¿Cuál es su fórmula? Consulta el Acordeón que aparece al final de esta actividad experimental. Anota tus resultados en la tabla No. 1. Prueba 3. Identificación de ión magnesio (Mg2+). Colocar 10 gotas del filtrado en un pozo. Como para esta prueba se requiere que el pH esté entre 9 y 10, ajustar agregando gotas de la solución tampón de amonio/amoniaco hasta obtener pH=10. Añadir una punta de espátula de Eriocromo negro T. La aparición del color púrpura (en la literatura se reporta como rojo vino) indica la presencia del ion magnesio. Nota: es importante cuidar que la solución tampón sea de amonio/amoniaco y, en caso de no contar con ésta, se puede regular el pH= 10 con una o dos gotas de disolución de Hidróxido de Amonio al 10%. Se recomienda colocar en el pozo contiguo a esta prueba, y como un testigo, 10 gotas de agua destilada y el mismo número de gotas de la solución buffer (pH=10) agregadas al filtrado del suelo. Añadir una punta de espátula o mejor una gota de disolución del indicador Eriocromo Negro T; aparece el color azul del Eriocromo. Así se aprecia mejor la diferencia de colores debida a la presencia del ión magnesio. Prueba 4. Identificación de nitratos (NO3

-). Preparar un testigo con solución de nitrato de sodio (NaNO3) o nitrato de potasio (KNO3) 0.1M. Colocar 2 mL en un tubo de ensayo y agregar, gota a gota, ácido sulfúrico (H2SO4) 3.0M hasta que la disolución muestre pH ácido. Agregar 2 mL de solución de sulfato de hierro (ll), (FeSO4) 0.1M. recién preparada. Agregar nuevamente ácido sulfúrico concentrado, gota a gota, dejando que éstas resbalen por la pared del tubo ¡no agitar! (porque el tubo se calentará). Aparece un anillo de color café-verdoso en la interfase entre el ácido y la disolución. Es conveniente esperar varios minutos para observar el anillo. Consulta en el Acordeón la reacción que se lleva a cabo. Usar 2 mL del filtrado del suelo de la parte 1 y realizar esta prueba para detectar la presencia de nitrato siguiendo los mismos pasos que se acaban de describir. Prueba 5. Identificación de fosfatos (PO4

3-). Preparar una solución testigo con solución de fosfato de sodio (Na3PO4) o de potasio (K3PO4) 0.1M. Colocar 10 gotas en un tubo de ensayo. Agregar 4 gotas de agua destilada. Agitar y añadir de 8 a 12 gotas de la solución de molibdato de amonio. Calentar en baño María hasta que se forme el precipitado de color amarillo.



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¡PRECAUCIÓN!

Los ácidos concentrados causan quemaduras al contacto con la piel y ojos. Lavar inmediatamente con agua corriente en forma abundante.

Repetir esta misma operación con 10 gotas del filtrado del suelo. ¿De qué es el precipitado que se formó? Consulta el Acordeón. Parte 2. Determinación del ión carbonato (CO3

2-) Prueba 6. Identificación de carbonatos.

a) Colocar una muestra de suelo seco, de aproximadamente 0.5 g, en un tubo de ensayo. Añadir 5 gotas de agua y agregar, gota a gota, ácido clorhídrico

b) (HCl) 6 M. La aparición de efervescencia indica la presencia de carbonatos.

Si esta prueba es positiva continuar con la parte b).

c) Para identificar el gas que se desprende, colocar 5.0 g de suelo seco en un tubo de ensayo. Taparlo con un tapón de hule e insertar en el tapón el tubo de vidrio doblado y la jeringa, teniendo cuidado de colocar la aguja de la jeringa a través del tapón de hule.(Figura No. 2)

d)

Figura No. 2 Generador de gases

Llenar la jeringa con 10 mL de ácido clorhídrico (HCl) 6M y agregar lentamente el ácido a la muestra de suelo. Si es necesario, agitar el tubo manualmente, teniendo cuidado de no desconectar el tubo de desprendimiento, para favorecer el contacto con el ácido. Colectar el gas despendido en el tubo de ensayo, al que previamente se habrá agregado 5 mL de agua de cal (solución saturada de hidróxido de calcio, Ca (OH)2 filtrada).



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¡PRECAUCIÓN!

Es necesario trabajar con lentes de protección porque los ácidos son corrosivos y muy tóxicos

Dejar el generador de gases instalado hasta el día siguiente para que continúe la reacción y registrar las observaciones. ¿Qué reacción ocurre en el tubo de ensayo que demuestra que el gas recolectado es dióxido de carbono (CO2)? Consulta el Acordeón. Parte 3. Determinación de ión hierro (III) (Fe3+) Prueba 7. Identificación de hierro (III) En un vaso de precipitados colocar 10 g de suelo y agregar 50 mL de agua destilada. Colocarla por 2 min sobre el agitador magnético. Observa las agujas de hierro que quedan adheridas al agitador magnético. Agregar, con cuidado, 5 mL de ácido nítrico (HNO3) 6M y 5 mL de ácido clorhídrico (HCl) 6M para tener el Fe (III) en disolución. Continuar con la agitación durante 15 min.. utilizando el agitador magnético. Filtrar la muestra utilizando el embudo y el papel filtro. En este caso la operación también es lenta, por el mismo motivo mencionado anteriormente en la Muestra 1. Añadir, con la pipeta Beral, 10 gotas de filtrado a uno de los pozos. Agregar 1 a 2 gotas de sulfocianuro de potasio (KSCN) al 15%. La aparición del color rojo sangre indica la presencia del ión hierro (III). Correr un testigo para comparar, con solución de nitrato de hierro III (Fe(NO3)3) 0.1M a la que se añaden 3 gotas de sulfocianuro de potasio. ¿Cuál es el nombre y la fórmula del compuesto que se forma? Consulta el Acordeón Parte 4. Identificación del ión sodio (Na+), del ión potasio (K+) y del ión calcio (Ca2+ ) Prueba 1. Ensayos a la flama: Identificación de los tres iones: Na+, K+ y Ca2+ Cuando los metales alcalinos y alcalinotérreos, o sus compuestos, se ponen sobre la llama de un mechero Bunsen emiten luz de diferentes colores característicos de cada metal. Este procedimiento se denomina ensayo a la llama. El experimento consiste en mojar con ácido clorhídrico (HCl) 6M un extremo de la puntilla de un lapicero e introducirla en la flama para limpiarla, es decir, para eliminar cualquier resto de sustancia que pudiera alterar las observaciones que se van a realizar. Puedes clavar la puntilla en un tapón de corcho si tienes problemas con las pinzas para sujetarla. Puedes utilizar como testigos las disoluciones de los iones que has usado en las otras pruebas (el cloruro de sodio, el cloruro de potasio y el hidróxido de calcio).



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Después de corroborar que la puntilla está limpia, sumérgela en una de las disoluciones de los metales (NaCl, KCl y Ca(OH2). Introduce la puntilla justo al lado de la parte incolora de la llama y observa el color que adquiere la llama. Si el color desaparece muy rápido, sumerge de nuevo la puntilla en el ácido clorhídrico (HCl) y en el compuesto metálico y calienta de nuevo. Anota tus observaciones. Las sales de sodio dan a la llama un color amarillo. El potasio se puede detectar en presencia de sodio observando la llama a través de un vidrio de cobalto, porque el vidrio de color azul-violeta absorbe la luz amarilla del sodio y transmite la luz violeta del ion potasio. Las sales de calcio dan a la llama una coloración rojo-ladrillo.

Después de trabajar con las muestras testigo, humedecer la puntilla con el mismo ácido e introducirla en la muestra de suelo a analizar, tratando de que el suelo quede pegado a la puntilla. Introducirla en la flama y observar el color de la llama, su duración y el tiempo que tarda en aparecer el color.



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REGISTRO DE OBSERVACIONES, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES. Anota en la siguiente tabla los resultados de las evidencias experimentales que observaste. Tabla No. 1

Análisis Presencia de: Muestra 1 Muestra 2 Muestra 3 ObservacionespH Cl- Mg2 + NO3

-

Parte 1

PO43-

Parte 2 CO32-

Parte 3 Fe3+ Na+ K+

Parte 4

Ca2+ GUIA DE DISCUSION Trabajando en equipo y consultando bibliografía: Comparen los resultados obtenidos con los del resto del grupo y respondan las siguientes preguntas: 1. ¿Cuál muestra de suelo resultó

más rica en nutrientes? Justifica tu respuesta.

2. ¿Por qué es recomendable abonar

el suelo? ¿Existen diferentes abonos en el mercado? Haz una tabla con sus nombres y lee en la etiqueta el contenido. Anota estos datos. ¿Existen diferencias?.



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EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ . Relación Ciencia, Tecnología, Sociedad y Medio Ambiente ¿CUÁL ES “LA ONDA” DE LA HIDROPONÍA?

Hidroponía significa “cultivo en agua” (hydros, agua; ponos, cultivo o labor). Es una técnica agrícola utilizada para desarrollar vegetales sin requerir del suelo o tierra. Los nutrientes, disueltos en agua, son aportados directamente a las raíces de las plantas, y para sostener o afianzar la planta se utilizan diversos materiales insolubles e inertes (se llaman medio sustentante) como arena de mar, tezontle, pedacería de plástico, vermiculita, etc. El contenedor o cama hidropónica puede ser una cubeta de PVC o cajones de concreto impermeabilizados.

Las plantas necesitan CHO, (carbono, hidrógeno y oxígeno), que adquieren del bióxido de carbono de la atmósfera y del agua. El nitrógeno, así como el azufre, calcio, fósforo, magnesio, potasio y otros elementos los encuentran las raíces en el suelo. Para los cultivos hidropónicos se utiliza un caldo nutritivo que consiste de una disolución acuosa de las sales adecuadas (nitratos , sulfatos y fosfatos) de los iones correspondientes en una concentración no mayor de 2.5g por litro de agua. Muchas de esas sales pueden ser fertilizantes comerciales y no necesariamente sales químicamente puras. De manera periódica debe realizarse un análisis cuantitativo de la disolución para mantener la concentración idónea para el tipo de cultivo, la época del año, control de pH o corregir las deficiencias nutricionales detectadas en el follaje, tallo, etc. La hidroponia es una alternativa para zonas desérticas o donde las lluvias son irregulares, ya que no hay desperdicios de agua ni de nutrientes. Es ideal para verduras, leguminosas y ciertas flores. Sin embargo, tiene sus limitaciones. La mayor es el elevado costo de las instalaciones y su mantenimiento, así como los insumos (fertilizantes, herbicidas e insecticidas). También requiere de personal capacitado para realizar el análisis químico de las disoluciones, con los instrumentos y reactivos necesarios. La hidroponia, sin ser una panacea, es un buen ejemplo de tecnología intermedia. Es sustentable y no agrede al ambiente. Si bien la inversión económica inicial es importante, más lo es dar de comer a los habitantes del país y arraigarlos en su terruño. Resumen basado en: Hidroponía: ventajas y limitaciones Saab H., Jalil. La Jornada, 12 de julio, 1999. Reúnete con tus compañeros para analizar este texto y comenta acerca del empleo de la hidroponía como una alternativa para ayudar a resolver el problema nacional de la alimentación y uso del suelo.



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PALABRAS CLAVE PARA LA CONSTRUCCIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL De la siguiente lectura extrae una lista de palabras clave y trata de relacionarlas elaborando un mapa conceptual. Para ayudarte consulta el Acordeón. CONTAMINACIÓN POR RESIDUOS SÓLIDOS Existen varias ideas de lo que significa el concepto de basura, pero la mayoría de ellas coincide en que se trata de todos los desechos sólidos mezclados que se producen como consecuencia de las actividades humanas, ya sean domésticas, industriales, comerciales o de servicios. La Organización Mundial de la Salud (OMS) considera que la zona metropolitana de la ciudad de México es uno de los cinco asentamientos humanos que generan más basura en el mundo. Esto se debe principalmente al número de personas que habitan esta ciudad. Los tiraderos de basura a cielo abierto han sido la forma tradicional en la que se acumulan los desechos sólidos de las ciudades. Hoy en día se encuentran funcionando el tiradero de Santa Catarina y quince más, distribuidos en el estado de México. Además de que los tiraderos son peligrosos para el aire y el agua, el terreno que se utiliza como basurero queda prácticamente inservible debido a que, al depositar la basura, se destruye la capa vegetal que lo cubría originalmente. El suelo se erosiona y crea polvo saturado de microorganismos y partículas nocivas. Después, el viento ocasiona que se formen tolvaneras en estos sitios y traslada la contaminación de un lugar a otro de la zona metropolitana. En repetidas ocasiones se ha intentado reforestar y dar utilidad a los terrenos cuando el basurero se ha clausurado, pero el suelo queda tan deteriorado, que es muy difícil que esas zonas puedan se útiles. Actualmente se recurre al relleno sanitario como una salida a este problema. Éste consiste en depositar la basura en un área relativamente pequeña, donde se excava para formar una fosa que debe ser impermeabilizada para evitar escurrimientos, y se instalan sistemas de captación para lixiviados y biogas. Con esto se evitan posibles incendios en los depósitos y se impiden que los lixiviados lleguen al subsuelo y contaminen los mantos acuíferos. Cuando los depósitos cumplen con estos requisitos, son una de las mejores alternativas de disposición final para los desechos. Aunque existen varios tipos de rellenos sanitarios, todos requieren de un estudio geológico para evitar escurrimientos hacia los mantos acuíferos.También deben contar con vigilancia continua para prevenir incendios y para prohibir “la pepena”. Además, todos los rellenos deben estar alambrados o rodeados por árboles, para que no perjudiquen el paisaje.



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Residuos

Dos ejemplos de relleno sanitario son el Bordo Xochiaca en ciudad Nezahualcóyotl y el Bordo Poniente, en el noreste de la ciudad. Este último cuenta con celdas de contención para los desechos, que se cubren con tierra o arcilla al final de cada jornada, y sistemas para la captación del biogás. MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS GENERADOS Los desechos que se producen en la práctica pueden eliminarse por la tarja con abundante agua, excepto los generados en la Parte 3 (Determinación del ion Fe (lll) ). En este caso recolectar en un recipiente, previamente etiquetado, los desechos del experimento y agregar hipoclorito de sodio (blanqueador comercial), poco a poco, hasta que no se desprendan burbujas. Eliminar por la tarja con abundante agua. ACORDEÓN No. 1 Para determinar el pH aproximado de una solución se utilizan los indicadores ácido-base, que son colorantes orgánicos que cambian de color cuando se cambia la concentración del ión hidrógeno. Se usa ampliamente en los laboratorios escolares el papel pH que es una cinta de papel impregnada con diversos indicadores, acompañada de una escala de colores para hacer la comparación. Para medir el pH con rapidez y exactitud se emplea un medidor digital conocido como pHmetro. También se encuentran en el mercado pHmetros de bolsillo para uso en los estudios ambientales, para vigilar los desechos industriales y en los trabajos agrícolas. No. 2 Las disoluciones reguladoras o tampón resisten los cambios de pH, es decir, permanecen relativamente constantes cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. No. 3 La adición de nitrato de plata a una disolución de cloruro de sodio forma un precipitado de cloruro de plata blanco que se torna de color gris al paso del tiempo. AgNO3 + NaCl AgCl ↓ + NaNO3 No. 4 El anillo de color marrón que aparece en la zona de contacto cuando se vierte el ácido sulfúrico en una solución que contiene los iones Fe2+ y NO3ֿ se debe a la formación el catión ferronitroso FeNO2+ 4 H+ + NO3ֿ + 3 Fe2+ 3 Fe3+ + NO + 2 H2O

NO + Fe2+ Fe (NO)2+

ión ferronitroso (café verdoso)



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No 5 Al agregar el molibdato de amonio a la muestra que contiene el ión fosfato provoca la precipitación del fosfomolibdato de amonio de color amarillo 12 MoO3 + 12 H2O + 3 NH4

+ + PO43¯ (NH4)3 PO4 12 MoO3 3 H2O

fosfomolibdato de amonio No. 6 Al agregar el ácido clorhídrico (HCl) a los carbonatos se desprende dióxido de carbono que al burbujear sobre la solución saturada de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, forma un precipitado blanco de carbonato de calcio. CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2 CO3

H2 CO3 CO2 + H2O dióxido de carbono CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2 O polvo blanco No. 7 La presencia de hierro se confirma con la aparición de color rojo intenso al añadir el ión sulfocianuro (SCN-) Fe3+ + SCNֿ FeSCN2+

ion sulfoclanuro de hierro (lll) No. 8 La presencia del ion calcio se confirma por la formación de un precipitado insoluble de oxalato de calcio, de acuerdo a la siguiente reacción: Ca2+ + (NH4)2 C2O4 2NH4

+ + CaC2O4 oxalato de amonio oxalato de calcio No. 9 Aunque los valores del pH son relativamente variables, en la mayoría de los suelos cultivados oscilan de 5.5 a 7.5. La mayoría de las plantas requieren para un buen desarrollo de un suelo débilmente básico. Para conservar este nivel de pH se aplica caliza (carbonato de calcio) molida a los suelos. Si el pH es demasiado básico, los iones metálicos, como el hierro, forman hidróxidos o carbonatos insolubles que no son asimilados por las plantas. Si el pH es demasiado ácido, los nutrientes son tan solubles que se permean rápidamente a través del suelo y no los asimila la planta.



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El grado de acidez también afecta la actividad de los macro y microorganismos. Las lombrices y las bacterias, que son benéficas para la producción de cultivos, prefieren condiciones cercanas a un pH neutro. No. 10 El biogás es el gas que resulta de la degradación de la materia acumulada. Esta degradación se lleva a cabo en dos fases: una aeróbica y otra anaeróbica. La degradación es producida por los hongos y bacterias aeróbicas. Sus subproductos finales son el bióxido de carbono, el amoniaco y el agua. Esta fase tiene una duración variable ya que continúa mientras haya suficiente oxígeno para que las bacterias y los hongos sobrevivan. La segunda fase (anaeróbica) comienza cuando se extinguen las poblaciones aeróbicas y son reemplazadas por microorganismos anaeróbicos. En esta fase se forman los subproductos hidrógeno, monóxido y bióxido de carbono, agua, ácido acético, amoniaco y metano. Los lixiviados se forman cuando la basura se descompone produciendo un líquido que, junto con el agua de lluvia, se infiltra a través de las capas de basura. De esta manera se acumula una gran cantidad de contaminantes líquidos que, al desplazarse, dañan al suelo, la vegetación y los mantos acuíferos. Los mantos acuíferos son capas permeables de roca y arena que se encuentran debajo del suelo y que retienen el agua que se filtra desde la superficie. Los lixiviados se desplazan en todo el basurero y escurren hacia las zonas aledañas al terreno del tiradero. Como consecuencia, contaminan el suelo y dañan la vegetación. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. Bohn H., McNeal B. y O‘Connor G. Química del Suelo. Limusa, México, 1993. 2. Fitzpatrick, E., A. Introducción a la Ciencia del Suelo, Publicaciones Cultural,

México, 1978 3. Leal M., Chávez V., y Larralde, Temas ambientales. Zona metropolitana de la

ciudad de México. Programas Universitario del Medio Ambiente, México, 1966. 4. Moore J.. Stanitskic , Wood J., Kotz. El Mundo de Química. Addison Wesley

Longman. México, 2000



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REFERENCIAS HEMEROGRÁFICAS 1. Bautista F ., Luna V. M. y Durán C., El suelo, un reactor químico muy

interesante. Ed. Quím. 6[4], 226-230,1995. 2. David G. y Ghabbour E., Humic Acids: Marvelous Products of Soil Chemistry. J.

Chem. Ed 78[12], 1609-1613, 2001 3. Estrada M. Héctor. Conservación y Manejo de los Suelos, Ciencias 50, 50-55,

abril – junio 1998 4. West D., Sterling D. Soil Studies. The Science Teacher, 37-40, Nov. 2001 5. Willey J., Brooks A., et al Chemical Analysis of Soil. J Chem. Ed. 76[12], 1693-

1694, 1999.



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Unidad temática ALIMENTOS, PROVEEDORES DE SUSTANCIAS ESENCIALES PARA LA VIDA



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LOS DOS FASTIDIOSOS: EL AZÚCAR Y LA SAL Determinación de edulcorantes en bebidas refrescantes

y de cloruro de sodio en salmueras. INTRODUCCIÓN El sabor dulce es, sin duda, el más atractivo para los seres humanos. La necesidad de productos edulcorantes es tan propia del hombre

como su exigencia de sal. Esta sustancias son de vital importancia en el organismo. Los edulcorantes constituyen un importante sector de la industria alimenticia, en la que día a día se llevan a cabo desarrollos tecnológicos para encontrar nuevas sustancias con sabor dulce. Un desarrollo importante en este terreno ocurrió con la síntesis de la sacarina en el siglo pasado. Esta sustancia fue el primer edulcorante “no calórico”, lo que dio pie a su utilización por pacientes diabéticos o por usuarios de las dietas para adelgazar. Algunas pruebas de laboratorio demuestran que en dosis altas la sacarina puede producir cáncer, por lo que actualmente ha sido desplazada por otras sustancias como son: el aspartame (fenilalanina), el ciclamato de sodio, el acesulfame potásico, etc., con las que se endulzan los refrescos dietéticos. La sacarosa, comúnmente llamada azúcar de mesa, tiene un alto poder calórico para el organismo. Se obtiene de diversos vegetales, del que sobresale la caña de azúcar originaria de la India, es la principal fuente del azúcar que consumimos.

El cloruro de sodio (sal de mesa) aporta iones sodio que intervienen directamente en la presión osmótica de los fluidos extracelulares y los iones cloruro son un activador de las enzimas de amilasa y se requieren para la formación del ácido clorhídrico gástrico. La falta o exceso de estas sustancias, el azúcar y la sal, en el organismo representan trastornos en la salud humana. Investigaciones recientes han revelado que el uso excesivo de sal puede contribuir a que se eleve la presión de la sangre. En esta práctica tendrás la oportunidad de conocer la cantidad de azúcar que consumes cuando tomas una bebida refrescante y la cantidad de sal que está presente en el líquido de ciertas conservas también llamado “salmueras”.



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EXPERIMENTO. Determinación de edulcorantes en bebidas refrescantes. OBJETIVOS

Utilizar un método rápido para determinar la densidad de los líquidos.

Construir y calibrar un hidrómetro.

Elaborar e interpretar gráficos.

Valorar la importancia del contenido de azúcar en algunas bebidas y su relación con la salud humana.

PROBLEMA A RESOLVER

¿Cuál es el % p/v de azúcar en algunas bebidas refrescantes? ACTIVIDADES PREVIAS

1. Antes de iniciar cualquier actividad lee con atención toda la práctica. Si te queda alguna duda consulta con tu profesor.

2. Selecciona varias muestras de bebidas refrescantes (refrescos, jugos de frutas y bebidas para deportistas)

3. Prepara cinco soluciones de azúcar de concentración conocida.

4. Elabora un diagrama de flujo del procedimiento experimental

5. Construye y calibra un hidrómetro. ( figura 1 y 2 ) 6. Trazar una gráfica con los datos obtenidos en la calibración del hidrómetro.



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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL I. Construcción del hidrómetro. Un hidrómetro es un instrumento diseñado para hacer mediciones rápidas e indirectas de la densidad de los líquidos. Se basa en que si un objeto flota sobre un líquido, éste tiene menor densidad que el líquido y si el objeto se va al fondo, éste tiene mayor densidad que el líquido. El hidrómetro se construye con una pipeta Beral, que se introducirá en el líquido. Dependiendo de qué tanto flote o qué tanto se hunda en el líquido se puede determinar, sobre una gráfica, la concentración de azúcar en la muestra de bebida. Para su construcción necesitas una pipeta Beral jumbo, un clavo de aproximadamente 2.5 cm de largo y una rondana o una pequeña tuerca. (Ver la figura No.1)

Figura No.1 Hidrómetro

MATERIALES SUSTANCIAS 1 probeta graduada de 100 mL 100 mL de solución de sacarosa (C12H22O11) de cada

una de las siguientes concentraciones: 2%, 6%, 10%, 12% y 16% (en volumen)

1 pipeta Beral jumbo de 10 mL 1 balanza digital

100 mL de varias muestras de bebidas: refrescos, jugosde fruta ( sin pulpa o filtrados) y bebidas paradeportistas.

1 clavo de aprox. 2.5 cm de largo ydiámetro pequeño

1 rondana o tuerca/ para el clavo 1 regla graduada en mm 1 cristalizador de 20 cm de diámetro 1 hoja de papel milimétrico

rondana

clavo

pipeta Beral larga



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II. Calibración del hidrómetro.

1. Una vez que hayas construido tu hidrómetro, llénalo con agua a 1/3 de su capacidad. Verifica que no presente fugas de líquido.

2. De ser posible, coloca la probeta dentro de algún recipiente (cristalizador).

Algunos líquidos pueden derramarse al introducir el hidrómetro.

3. Coloca tu hidrómetro dentro de la probeta, la cuál deberá estar completamente llena con agua destilada, esta será la solución de referencia (0% de azúcar). (Ver figura No.2).

4. Asegúrate de que el hidrómetro flote libremente y que no toque los lados de

la probeta. Si este flota mucho o se hunde completamente debes ajustar el nivel del agua dentro del hidrómetro (agregando o quitando agua).

5. Cuando tu pipeta Beral flote correctamente, ¡estará lista para usarse como

un hidrómetro!.

6. Utilizando una regla mide el largo del tallo de la pipeta Beral que queda fuera del agua y márcalo con un plumón. Esta marca corresponderá a 0% de azúcar (Solución de referencia)

Figura No. 2



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7. Reemplaza la solución de referencia (0% azúcar) con la solución de 4% de azúcar. Llena la probeta con esta solución hasta el tope antes de introducir el hidrómetro, con cuidado mide el largo del tallo de la pipeta que quede afuera de la solución. Registra tus datos en la tabla No.1.

8. Repite el paso anterior, utilizando ahora las soluciones de azúcar 2%, 6%,

10%, 12% y 16% (en volumen). Registra todos tus datos en la tabla No. 1 Traza la gráfica de altura del hidrómetro vs. % de azúcar.

III. Preparación de las muestras y determinación

cualitativa de las densidades. Antes de iniciar propiamente tu experimento con las bebidas refrescantes, debes de proceder a eliminar el “gas” de los refrescos. ¿Por qué crees que se deba realizar esta operación?.

1. Coloca cada una de las muestras de las bebidas que contengan gas en un recipiente y caliéntalas ligeramente agitando para favorecer el desprendimiento de gas. Enfriar a temperatura ambiente antes de utilizarlas.

¿Qué crees que suceda si se calienta demasiado el refresco?

2. Coloca una de las muestras de las bebidas dentro de la probeta de 100 mL, introduce el hidrómetro y mide con exactitud la altura del tallo del hidrómetro que sobresale del líquido. Registra el dato en la tabla No. 2.



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3. Repite el procedimiento anterior para cada una de las muestras de bebidas que hayas escogido. Registra los datos en la tabla No.2 ¿De qué manera podrías relacionar la longitud del tallo que sobresale del nivel del líquido con su densidad? Justifica tu respuesta. De acuerdo con este criterio, establece un orden creciente de densidad con las bebidas empleadas.

REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES Tabla No. 1 Calibración del hidrómetro

% de azúcar Altura del hidrómetro (largo del tallo que sobresale del líquido) (mm)

(Agua) 0% 4%

8%

12%

16%

20%

Con los datos obtenidos en la calibración, traza una gráfica de la variación de la concentración de azúcar en función de la altura del hidrómetro. Coloca la altura del hidrómetro (en mm) en el eje de las la ordenadas y el porciento de azúcar en el de las abcisas.

¡PRECAUCIÓN! Lava muy bien la probeta entre una determinación y otra para evitar que se contaminen las muestras. De la misma manera limpia el hidrómetro antes de cada determinación.



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Tabla No.2 Datos de las bebidas refrescantes

GUÍA DE DISCUSIÓN Trabajando en equipo y consultando bibliografía:

1. Utiliza la gráfica de calibración para determinar el contenido de azúcar (%) que hay en las bebidas refrescantes.

2. Comenta con tus compañeros de equipo las dificultades que se presentaron

al realizar la construcción y calibración del hidrómetro.

3. ¿Qué puedes concluir de la gráfica de calibración? ¿Para qué te sirve esta gráfica?

4. Analiza los datos obtenidos y compara tus resultados con los de tus

compañeros.

5. El refrigerio que comes en la escuela puede contener alimentos con gran cantidad de azúcar. ¿Cómo podrías estimar la cantidad de azúcar que contiene estos productos?

6. Llévate el hidrómetro que construiste a tu casa (con cuidado). Utilízalo para

otras bebidas que contengan azúcar, que tengas en tu casa. Anota tus resultados y coméntalos con tus compañeros de grupo.

7. ¿Qué trastornos en la salud ocasiona la falta o el exceso de azúcar en el

organismo?

Bebidas refrescantesNombre comercial

Altura del hidrómetro ( mm ) % de azúcar

Altura hidrómetro

(mm)

% azúcar



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¡PRECAUCIÓN! La piel se mancha al contacto con la solución de nitrato de plata (AgNO3) El cromato de potasio es cancerígeno (K2CrO4)

EXPERIMENTO B. Determinación de cloruro de sodio en salmueras.

OBJETIVOS

Conocer y utilizar el método de titulación en microescala.

Realizar cálculos estequiométricos.

Valorar la importancia del contenido de cloruro de sodio en algunos productos comestibles y su relación con la salud humana.

PROBLEMA A RESOLVER ¿Cuál es el contenido de cloruro de sodio en las salmueras de algunos alimentos en conserva?

ACTIVIDADES PREVIAS

1. Antes de iniciar cualquier actividad lee con atención toda la práctica. Si te queda alguna duda consulta con tu profesor

2. Consigue varias muestras de líquidos de conservas (salmueras). Consulta el acordeón No. 5

3. Elabora un diagrama de flujo del procedimiento experimental. DISEÑO EXPERIMENTAL

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Es conveniente preparar un testigo de cloruro de plata y otro de cromato de plata, para poder comparar el color y la forma del precipitado.

MATERIALES SUSTANCIAS 1 microplaca de 12 o 24 pozos Varias muestras de salmueras de conservas:

(champiñones, pepinillos, aceitunas,alcaparras, chiles en vinagre, etc.)

1 microagitador (palillo de madera) Nitrato de plata (AgNO3) 0.3 M 6 pipetas Beral Cromato de potasio (K2CrO4) 0.1 M



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2. En un pozo de la microplaca coloca 10 gotas de salmuera de champiñones. Agrega 2 gotas de solución de cromato de potasio como indicador.

3. Adiciona, gota a gota, solución de nitrato de plata, agitando con un palillo

después de cada adición hasta que el precipitado cambie de color. Registra tus datos en la tabla No.1

¿A qué se debe el cambio de color? Consulta el acordeón No. 8

4. Registra tus datos en la tabla No. 1

Escribe la reacción que se efectúa.

5. Repite el procedimiento anterior dos veces más con la misma cantidad de muestra.

¿Por qué se debe de repetir la titulación por lo menos tres veces?

6. Utilizar la misma pipeta para los dos procedimientos (para la muestra y la titulación)

¿Cuál es el fundamento de esta indicación?



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REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES Tabla No. 1

Muestras de salmueras

No. de gotas de salmuera

No. de gotas de AgNO3

Promedio de gotas de AgNO3 (X)

Liquido de pepinillos

a) b) c)

Líquido de aceitunas a) b) c)

Líquido de alcaparras a) b) c)

Líquido de chiles envinagre

a) b) c)

Al realizar tres determinaciones para cada muestra, lo más probable es que las gotas añadidas de AgNO3 a cada muestra hayan variado. En estos casos es recomendable calcular el promedio de las tres determinaciones. (X) Para realizar los cálculos, consulta el acordeón No. 9



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REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES


1. El profesor promoverá una puesta en común de los resultados que se obtuvieron en el grupo, con el fin de fomentar la participación de todos los alumnos.

2. Se analizarán los resultados obtenidos por los diferentes equipos y se discutirán las posibles fuentes de error así como, la manera de mejorar el experimento.

3. El refrigerio que consumes en la escuela, puede contener alimentos con

gran cantidad de sal. ¿Cómo podrías determinar la cantidad de cloruro de sodio de estos productos?

4. ¿Qué trastornos en la salud ocasiona la falta o el exceso de sal en el

organismo?

Salmuera de: AgNO3 M (mol/L)

Promedio de número de gotas del AgNO3

NaCl M (mol/L)

% de NaCl en lamuestra de salmuera

Pepinillos

Aceitunas

Alcaparras

Chiles en vinagre



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EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ. Relación Ciencia – Tecnología - Sociedad y cuidado del Ambiente La industria refresquera en crisis. ¿Azúcar o fructosa? En nuestro país, las industrias refresqueras han mostrado su inconformidad por el impuesto a los refrescos que utilizan en su elaboración alta fructosa, (recordemos que la sacarosa que se obtiene de la caña de azúcar es un disacárido que esta constituido por glucosa y fructosa). Utilizar alta fructosa en la elaboración de los refrescos reduce los costos de producción a una cuarta parte en comparación con los de azúcar. Una tonelada de alta fructosa vale 250 dólares, mientras que una de azúcar cuesta 500 dólares, además la fructosa tiene un poder endulzante de casi el doble que el del azúcar. En México, se producen alrededor de cinco millones de toneladas de azúcar, de los cuáles el 55% es utilizado en las más de 200 plantas embotelladoras de refrescos. México es uno de los más importantes consumidores de refrescos en el mundo, diariamente se ingieren cien millones de botellas de 333 mL, es decir, uno por persona. Esta es una situación que se traduce en un problema social. Si se cobrara el arancel a las importaciones de alta fructosa el gobierno debería percibir cerca de 28 millones de dólares. Mientras los productores estadounidenses realizan un chantaje al gobierno mexicano, éste ha mostrado falta de interés a pesar de que la medida sometió al campo mexicano a una crisis sistemática cada vez más alarmante. Resumen tomado de: Gaceta UNAM. Ciudad Universitaria 21 enero 2002 No. 3514 pág. 9 Te invitamos para que comentes tus reflexiones sobre este tema con tu profesor y tus compañeros. Como un trabajo extra clase te recomendamos que investigues ¿cuál es el proceso de obtención del azúcar a partir de la caña de azúcar?



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PALABRAS CLAVE PARA LA CONSTRUCCIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL De manera individual elabora un mapa conceptual con las siguientes palabras y después analízalo con tus compañeros de equipo.

Azúcares Disacárido Glucosa Fructosa Densidad Concentración Líquido Medición Sacarosa Precipitado Cloruro de sodio Disolución Volumen Molaridad Reacción química Compuesto Líquido Indicador

MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS GENERADOS Los residuos que se generan en esta práctica no representan ningún riesgo para el medio ambiente. Desecharlos directamente a la tarja y arrastrar con abundante agua. ACORDEÓN No. 1 El contenido de azúcar en bebidas gaseosas o refrescantes, puede ser determinado por la densidad de cada una de ellas. Cuando el azúcar se disuelve en agua, la densidad de estas soluciones se incrementa en la misma proporción que su contenido en azúcar. De esta manera es posible determinar aproximadamente la cantidad de azúcar en la solución. No. 2 El procedimiento utilizado para determinar la densidad de las soluciones azucaradas no es exacto para todas las bebidas, ya que algunas tienen otros ingredientes además del azúcar y agua. Sin embargo, en la mayoría el cambio de densidad se relaciona directamente al contenido de azúcar. Los refrescos de cola tienen aproximadamente 15% de azúcar en peso, el jugo de manzana 10% y otros refrescos, con sabor a frutas, varían desde muy poca cantidad de azúcar hasta el 10 % de azúcar. No. 3 Si se coloca el hidrómetro en un líquido más denso que el agua, el tallo de la pipeta quedará más fuera del agua. Si se coloca en un líquido menos denso que el agua, la pipeta se hundirá más y, como consecuencia, el tallo saldrá menos del nivel del agua. A mayor longitud del tallo la densidad del líquido será mayor y, por lo tanto, es mayor el contenido de azúcar en la solución.

Residuos



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No. 4 El uso del hidrómetro resulta sencillo y es un planteamiento interesante al problema. El hidrómetro se puede usar también fuera del salón de clases. Hay que hacer notar que los cambios de profundidad para un hidrómetro construido con una pipeta Beral no son muy grandes, así que se requieren de medidas muy cuidadosas si uno desea cierta exactitud. No. 5 Una titulación es un procedimiento que consiste en añadir un reactivo denominado “reactivo titulante”, a una disolución denominada “disolución a titular”, hasta alcanzar el punto de la reacción que corresponde aproximadamente al punto de equivalencia o punto estequiométrico. No. 6 El procedimiento llamado “titulación en microescala” se realiza en el laboratorio utilizando una microbureta o una pipeta Beral y una microplaca de plástico. El reactivo titulante se deja caer, gota a gota, de la pipeta Beral y la disolución a titular se coloca en los pozos de la microplaca. No. 7 El líquido en el que están contenidos los champiñones debe de ser casi incoloro y sin alumbre, esta sustancia se observa como residuo, (para que no interfiera con el punto final de la titulación). Algunas de las salmueras que se encuentran en el mercado y que no están en el refrigerador contienen alumbre y colorantes. Aquellas que se encuentran en los refrigeradores del supermercado no contienen ni colorantes ni alumbre (sulfato doble de aluminio y potasio). No. 8 La reacción que se lleva a cabo en la titulación es : AgNO3 (ac) + NaCl (ac) → AgCl ↓blanco + NaNO3 (ac) El precipitado blanco de cloruro de plata (AgCl) se ve de color amarillo por el cromato de la solución. Cuando todo el cloruro de la solución ha sido precipitado como cloruro de plata (AgCl) la adición de una gota más de Ag+ como nitrato de plata, reacciona con el cromato de potasio y forma un precipitado rojo de cromato de plata (AgCrO4). Ag+

(ac) + CrO42-

(ac) → AgCrO4 (s) ↓ precipitado rojo



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En este punto, el precipitado de cloruro de plata (AgCl) se aglutina (floculación). Si existe un exceso de iones cromato este conglomerado se rompe y ocurre la peptización. No. 9 La solución de concentración conocida se agrega a la solución problema hasta que el indicador cambie de color durante el proceso de adición, agitando cada vez que se realiza. El punto final es cuando hay un cambio de color en la solución y se presenta cuando se han utilizado cantidades equivalentes, en concentración, de los dos reactivos. La concentración de la solución desconocida se calcula utilizando la ecuación: C1V1 = C2 V2 En donde C1 V1 son la concentración y el volumen de la disolución conocida y C2 V2 corresponden a la concentración y al volumen de la disolución cuya concentración se desea determinar. En esta actividad experimental: C1 y V1 corresponden a la concentración y al número de gotas de la solución de nitrato de plata (AgNO3) y C2 y V2 corresponden a la concentración y al número de gotas de la salmuera utilizada. Concentración del ion cloruro (Cl-) = Concentración de cloruro de sodio (sal) Nota: El promedio de gotas (X) corresponde al volumen de nitrato de plata en la ecuación REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Dickson, T, R, Química. Enfoque ecológico. Limusa, México, 1989.

2. Garritz, A., Chamizo J. A., Química., Addison –Wesley Iberoamericana México 1994.

3. Queré, Alain., Manual de laboratorio de Química Analítica II. Facultad de

Química. UNAM, México 1982.

4. Silberman Robert G., Chemistry in Context. Laboratory Manual. A Project of the American Chemical Society. WCB: Wm. C. Brown Publishers, U.S. ,1994.

REFERENCIA HEMEROGRÁFICA

1. Gaceta UNAM. Ciudad Universitaria 21 enero 2002 No. 3514 pág.9.



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PROTEÍNAS: LAS DEFENSORAS DE LA SALUD Identificación de proteínas en alimentos

INTRODUCCIÓN El buen funcionamiento de nuestro organismo depende de la cantidad y tipo de alimentos que consumimos y es, mediante los procesos alimentarios y de nutrición como los seres vivos reponen la materia y energía que consumen a través de las actividades que realizan diariamente. La base de una buena nutrición es una adecuada selección de los principios alimenticios conocidos como carbohidratos, lípidos, grasas y las proteínas. El organismo utiliza a las proteínas para crecer y formar defensas contra enfermedades, generalmente se encuentran en las fibras musculares. La proteína ha sido descrita como el material primordial de toda la vida, son los componentes estructurales principales de los tejidos vivos. Cuando observas a otra persona, todo lo que ves es proteína: piel, pelo, ojos, uñas. Dentro del cuerpo, los huesos, cartílagos, tendones y ligamentos, todos contienen proteínas, al igual que las plumas de las aves y la piel, pezuñas y cuernos de los animales. Además, la mayoría de las moléculas enzimáticas que ayudan a controlar las reacciones químicas en la célula son proteínas. Tu cuerpo contiene decenas de miles de tipos distintos de proteínas. La proteína se necesita constantemente para el mantenimiento del tejido existente y para su crecimiento. Por ejemplo, los glóbulos rojos de la sangre deben reemplazarse cada mes, las células que recubren el tracto intestinal se reponen cada semana y cuando nos bañamos eliminamos células muertas de la piel. Cuando los alimentos que contienen proteínas llegan a tu estómago e intestino delgado, los enlaces peptídicos entre los aminoácidos son rotos por enzimas conocidas como proteasas. Los aminoácidos individuales viajan entonces a través de las paredes intestinales hacia la corriente sanguínea, el hígado, y de ahí al resto del cuerpo, donde se convierten en bloques de construcción para nuevas proteínas que satisfagan las necesidades del organismo. Si ingieres más proteínas de las que tu cuerpo necesita, o bien, si tu cuerpo necesita quemar proteínas porque los carbohidratos están escasos, los aminoácidos reaccionan en el hígado. Ahí, los átomos de nitrógeno se eliminan y se convierten en urea, la cual se excreta a través de los riñones en la orina. El



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resto de la molécula de aminoácidos se convierte en glucosa y se quema, o se transforma en grasa para almacenar. OBJETIVOS

Observar e identificar la presencia de proteínas en diferentes alimentos. Comprender las principales funciones y propiedades de las proteínas.


¿Cuáles son las evidencias experimentales de que algunos alimentos contienen proteínas al agregarles ácido nítrico concentrado, hidróxido de sodio y reactivo de Biuret?

¿Por qué es necesario consumir alimentos que contienen proteínas? ¿Cuáles son las principales propiedades de las proteínas? ¿Cuál es la principal función de la sustancia orgánica conocida como

proteína? ACTIVIDADES PREVIAS 1. Antes de iniciar, lee con atención todo el contenido de la actividad

experimental. Si tienes dudas consulta con tu profesor. 2. Elabora un diagrama del procedimiento experimental. 3. Investiga y discute con tus compañeros de equipo sobre los siguientes

conceptos: a) ¿Qué es una proteína? b) ¿Qué alimentos contienen proteínas? c) ¿Por qué son necesarias las proteínas para nuestro organismo? DISEÑO EXPERIMENTAL

MATERIALES SUSTANCIAS 10 tubos de ensayo Solución diluida de gelatina 1 mechero Bunsen Una clara de huevo (albúmina de

huevo) 1 gotero Un trozo de carne de res molida 1 gradilla Un trozo de un vegetal verde 1 agitador Ácido nítrico concentrado HNO3 3 pipeta de 1 Ml 3 pipetas Beral

Solución concentrada de hidróxido de sodio (NaOH)

1 pinza para tubos de ensayo Reactivo de Biuret



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¡PRECAUCIÓN!

El ácido nítrico es tóxico, corrosivo y

puede provocar quemaduras.

Maneje los reactivos con las precauciones

debidas

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL PARTE A . IDENTIFICACIÓN DE PROTEÍNAS CON HNO3 1. En cinco tubos de ensayo coloca, en el primero 2 mL de

albúmina de huevo, en el segundo 2 mL de gelatina diluida, en el tercero una muestra de carne molida, en el cuarto un pequeño trozo de un vegetal verde, y en el último tubo 2 mL de una disolución de azúcar, que será la “muestra testigo” que no contiene proteínas.

2. Observa, describe y registra en el siguiente cuadro lo que sucede cuando se le

agrega 1 mL de ácido nítrico concentrado a cada tubo de ensayo. ¿Qué ocurre? 3. Calienta, cada tubo con cuidado y a fuego lento, hasta llegar a la ebullición. ¿Observas algún cambio? 4. Deja enfriar y adiciona 1 mL de disolución de hidróxido de sodio concentrado

(NaOH) ¿Observas algún cambio de color?

5. Registra tus observaciones, analiza y discute con tus compañeros los resultados y las conclusiones a las que lleguen.

PARTE B. IDENTIFICACIÓN DE PROTEÍNAS CON Reactivo de Biuret 1. En cinco tubos de ensayo coloca, en el primero 2 mL de albúmina de huevo, en

el segundo 2 mL de gelatina diluida, en el tercero una muestra de carne molida, en el cuarto un pequeño trozo de un vegetal verde, y en el último tubo 2 mL de una disolución de azúcar, que será la “muestra testigo” que no contiene proteínas.

2. Observa, describe y registra en el siguiente cuadro lo que sucede cuando se

agrega 1 mL de reactivo de Biuret a cada tubo de ensayo.

¿Ocurre algún cambio que muestre la presencia de proteínas? 3. Registra tus observaciones, analiza y discute con tus compañeros los

resultados y las conclusiones a las que lleguen.



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REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES. Anota las evidencias experimentales observadas acerca de la presencia de proteínas.

Tubo #

Muestra de

alimentos

Propiedades físicas

observadas: color, olor, sabor, etc.

Cambios observados al agregar el HNO3

Cambios observados al calentar

Evidencias experimentales

y cambios observados al

agregar el NaOH

Cambios observados al agregar el reactivo de Biuret

1

Solución diluida de gelatina

2

Clara de huevo

3

Muestra de carne molida

4

Trozo de un vegetal

verde

5

Disolución de azúcar

GUÍA DE DISCUSIÓN Trabajando en equipo y consultando bibliografía: 1. ¿Consideras que éste método para identificar la presencia de proteínas es

confiable? Explica tu respuesta. 2. ¿Qué otros alimentos cotidianos podrías utilizar para saber si contienen

proteínas? 3. Investiga, con tus profesores de Biología, sobre algún otro método para

identificar la presencia de proteínas en los alimentos. 4. Cuáles son las características y problemas que presenta una persona con

deficiencia de proteínas. 5. Consulta las etiquetas de diferentes alimentos envasados que contengan

proteínas. Registra esta información en un cuadro.



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EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ Relación Ciencia, Tecnología, Sociedad y Medio Ambiente El mundo de las moléculas. Genes, aminoácidos y proteínas Los avances de la bioquímica y la genética en la primera mitad del siglo XX han dejado claro que las cualidades de los seres vivos descansan sobre dos entidades nuevas: lo que los bioquímicos llaman proteína y lo que los genetistas denominan gen.Buena parte de la biología del siglo va a gravitar sobre el estudio de estas dos unidades biológicas.

Las proteínas son los ladrillos fundamentales que dan a los cuerpos vivos su estructura y ejecutan las reacciones biológicas; los genes son las instrucciones que permiten a las células construir todas esas proteínas y transmitir la información hereditaria de una generación a la siguiente.

La especialización progresiva de las ciencias de la vida había estado acumulando desde principios del siglo XX una lista de avances que resulta impresionante.

Éstos son sólo algunos de los más importantes: el hallazgo de las vitaminas, un concepto acuñado en 1911 por el bioquímico polaco Casimir Funk (1884-1967), y el aislamiento en los años sucesivos de estas trece sustancias esenciales para el metabolismo.

En 1921, el médico canadiense Frederick Grant Banting (1891-1941) descubre la insulina, la hormona que regula el metabolismo de la glucosa. Alexander Fleming (1881-1955) descubre en 1922, una enzima de las lágrimas con capacidad bactericida, la lisozima, y en 1928, la penicilina.

Un físico y un bioquímico lograron, en 1953, el primer gran hito de la biología molecular: el descubrimiento de la arquitectura tridimensional del ácido (ADN), la macromolécula que forma los cromosomas y los genes.

El bioquímico español y Premio Nobel también, Severo Ochoa (1905-1993), consigue sintetizar el ácido (ARN), la molécula que hace posible la transformación del ADN en proteínas.

La cadena que va del gen (la unidad de la genética) a la proteína (la unidad de la bioquímica) empezaba a ser entendida. Quedaba así abierta la posibilidad de leer el mapa que contiene las instrucciones para hacer un ser vivo (genoma) y estudiar cómo su código cifrado se traduce en la formación de proteínas. Pero quizá de mayor trascendencia “filosófica” fue la corroboración de que el código de la vida es común para todos los organismos: la diversidad biológica se resume en una variedad de genes y proteínas (constituidas por subunidades llamadas aminoácidos).

El portentoso siglo XX concluye con la identificación de algunos genomas de animales inferiores y el logro de un mapa, muy general, del humano.



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PALABRAS CLAVE PARA LA CONSTRUCCIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL En forma individual elabora el mapa conceptual con los siguientes conceptos y después analízalo con tus compañeros de equipo

Alimentos de origen vegetal y animal

Principios nutritivos Proteínas Compuesto orgánico Energía

Grasas Alimentación Carbohidratos Lípidos Aminoácidos

MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS GENERADOS Las sustancias con las que se trabaja no representan toxicidad. Sin embargo, es conveniente no arrojar los desechos de las reacciones a la tarja, sino al bote de la basura. Los residuos de ácido nítrico de pueden neutralizar con el detergente utilizado para lavar el material, y suficiente agua. ACORDEÓN No. 1 Las proteínas son polímeros orgánicos (moléculas biológicas) compuestos de aminoácidos que están enlazados entre sí mediante enlaces peptídicos. Las proteínas son elementos nutritivos fundamentales. Los alimentos que contienen proteínas proporcionan el nitrógeno y algo de fósforo y azufre, que son vitales para el organismo. Los aminoácidos, provenientes de proteínas digeridas, son necesarios para estructurar las diversas proteínas del organismo. No. 2 Las proteínas son los componentes estructurales de todos los tejidos y actúan como defensoras contra las enfermedades; por esto es necesario consumir alimentos que las contengan. Las proteínas son sustancias orgánicas que se encuentran en vegetales y animales; están formadas por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno (CHON) y se utilizan como fuente de energía en ausencia de grasas, almidones y azúcares. No. 3 Algunos alimentos comunes que contienen alto porcentaje de proteínas son la carne, el pescado, las aves, los productos lácteos y los huevos. Pero también las legumbres, las nueces y los granos de los cereales pueden proporcionar proteínas.

Residuos



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No. 4 Cuando a diferentes muestras de alimentos se les agrega ácido nítrico HNO3 ocurre una reacción que pone en evidencia que contiene proteína al observar un color amarillo, y al adicionar el NaOH cambia a color naranja, hecho que indica la presencia de proteínas. No. 5. Cuando agregamos el reactivo de Biuret, éste reacciona con los grupos amino dando una coloración púrpura que confirma la presencia de proteínas. No. 6 A la nutrición se le define como una serie de procesos mediante los cuales un organismo orienta y distribuye los alimentos y desecha aquellos que no le son útiles. No. 7 El valor biológico de la comida es la relación de nitrógeno que retiene el cuerpo para su crecimiento y mantenimiento, al nitrógeno que se absorbe en la digestión. Esto expresa la fracción de las proteínas en el alimento que aprovecha el cuerpo. Otro factor, es qué parte de la proteína del alimento se digiere y se le conoce como digestibilidad. A la relación del valor biológico y la digestibilidad se le conoce como UNP (utilización neta de proteína9. La siguiente tabla muestra el contenido de proteínas y valores de UNP en algunos alimentos típicos.

ALIMENTO CONTENIDO PROTEICO (% EN PESO)

UNP

Harina de soya 42 61

Quesos 22-36 70

Carne y aves 20-32 67

Nueces y semillas 18-32 43-58

Legumbres secas 20-25 38-61

Pescado 18-24 80

Granos 8-14 51-70

Huevos 13 94

Leche 3.5 82



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REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. Chemistry in Context. Applying Chemistry to Society. A Proyect of the American

Chemistry Society, Edited by Robert G. Silberman USA, 281, W.C.B: C. Beown Publishers, 1994 USA.

2. Brewster, Ray Q., y McEwen, William E., Química Orgánica. Un curso Breve,

Continental, Argentina,1980. 3. Dickson, T.R. Química. Enfoque Ecológico, Limusa, México, 1996 4. Garritz, A., Chamizo, J. A. Química, Addison Wesley Iberoamericana, México,

1994. 5. Hein, M., Arena S. Fundamentos de Química, Ciencias Thompson, México, 372

– 373, 1994. 6. Moore, Stanitsky, Word, Kotz, El Mundo de la Química, Addison Wesley

Longman, México 2000. 7. Pimentel, George C. Oportunidades en la Química. Presente y futuro, Mc.

Graw Hill, México, 120-129, 1995. 8. QuimCom, Química en la Comunidad, American Chemical Society, Addison

Wesley Longman, Pearson, México 1998. REFERENCIA ELECTRÓNICA 1. http://www.lafacu.com/apuntes/biologia/lipidos/default.htm



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LÍPIDOS: FUENTE DE ENERGÍA

Identificación de lípidos en muestras de alimentos INTRODUCCIÓN A diferencia de los carbohidratos y las proteínas, la palabra “grasa” ha adquirido su propio significado general (y un poco negativo). Para la mayoría de la gente, “tienes demasiada grasa” significa que la persona se ve pasada de peso. Desde el punto de vista químico, en cambio, las grasas son una categoría importante de biomoléculas que poseen características y funciones especiales propias, al igual que los carbohidratos y las proteínas, se componen de carbono, hidrógeno y oxígeno, pero contienen menos oxígeno que los carbohidratos y más energía almacenada, característica que las hace ser una fuente de energía natural del cuerpo formando una capa protectora de tejido graso. Las grasas son miembros de la clase de biomoléculas llamadas lípidos, algunos de los cuales son moléculas de construcción que forman las membranas de las células. Otras se convierten en hormonas: mensajeros químicos que regulan los procesos corporales. ¿Sabías que algunos factores como los culturales, económicos y demográficos determinan el acceso a los alimentos y en ocasiones limitan la dieta adecuada de lípidos que debe consumir el ser humano? OBJETIVO

Identificar la presencia de lípidos (grasas) en diferentes muestras de alimentos al agregar un reactivo específico.


Demuestra la presencia de lípidos en algunos alimentos al agregarles el reactivo Sudan III

Investiga las principales funciones de los lípidos en el organismo.



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¡PRECAUCIÓN!

La solución de Sudan III es

inflamable

ACTIVIDADES PREVIAS Investiga y consulta en el acordeón:

1. ¿Qué son los lípidos? 2. Propiedades físicas y/o químicas de los lípidos. 3. ¿Cuál es la principal función de la sustancia orgánica conocida como lípido

en el organismo? 4. Los lípidos son insolubles en agua pero solubles en compuestos orgánicos

como el cloroformo, éter, acetona, etc. ¿Porqué?

DISEÑO EXPERIMENTAL MATERIALES SUSTANCIAS

1 gradilla 1 mortero

Reactivo Sudan III Agua destilada

1 gotero 1 pipeta Beral 14 tubos de ensayo 1 espátula 3 vidrios de reloj 1 probeta de 10 mL 1 papel de estraza

Muestras de: cacahuate molido, un trozo de mantequilla, aceite comestible, manteca de cerdo o grasa de animal, aguacate, chícharo fresco, cereales Kellog’s, lentejas, manzana, papa y plátano, nueces, alimentos fritura (charritos, papas, etc.)

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Preparación de la solución testigo de comparación visual Prepara 10 mL de la disolución testigo en un tubo de ensayo, mezclando 5 mL de agua destilada y 5 mL de aceite vegetal con unas gotas del reactivo Sudán III, agita y espera para el desarrollo del color en la fase no acuosa.

1. Coloca una pequeña porción de cada alimento previamente molido, sobre un papel de estraza. Observa el tamaño y características de las manchas que se producen.

2. En cada uno de los once tubos de ensayo coloca, por

separado, pequeñas muestras de los siguientes alimentos: cacahuate triturado, mantequilla, aceite comestible, manteca, aguacate, chícharo fresco previamente disuelto en 2 mL de agua destilada, cereal Kellog’s previamente disuelto en 2 mL de agua destilada, lentejas previamente disuelta en 2 mL de agua destilada, manzana, papa y plátano. Numera los tubos para poder identificarlos.



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3. Agrega gota a gota el reactivo Sudan III a cada tubo de ensayo, agita y deja reposar.

¿Qué ocurre en cada tubo? 4. Compara los resultados de cada tubo con el testigo de Sudán III 5. Describe en la siguiente tabla los cambios observados. 6. Analiza las observaciones, discute los resultados y registra en la tabla, las

conclusiones a las que llegues junto con tus compañeros de equipo. REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES.

Tubo Muestras de alimentos

Propiedades físicas

observadas: color, olor, sabor, etc.

Cambios observados al

agregar el Reactivo Sudan III

Evidencias de la presencia

de lípidos

1 Cacahuate

2 Mantequilla

3 Aceite comestible

4 Manteca de cerdo o grasa animal

5 Aguacate

6 Chícharo

7 Cereal Kellog´s

8 Lenteja

9 Manzana

10 Papa

11 Plátano

12 Nuez

13 Frituras (papas fritas, churros, etc.)



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GUÍA DE DISCUSIÓN Trabajando en equipo y consultando bibliografía: Comparen y analicen los resultados observados y contesten las siguientes preguntas:

1. ¿Podríamos saber qué muestra(s) de alimentos contienen mayor cantidad de grasa? Fundamenta tu respuesta.

2. ¿Qué tipo de ácidos grasos (saturados o no saturados)

contiene cada muestra de alimento?



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EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ Relación Ciencia, Tecnología, Sociedad y Medio Ambiente. La importancia de comer bien. Hoy en día, la alimentación es un tema que suscita polémicas. Además de sus funciones nutricionales, el alimento se relaciona a todas las condiciones que nos caracterizan dentro de una cultura determinada con hábitos alimenticios concretos, gustos, estado de salud costumbres e ideales, actividad física y estilos de vida diferentes. Por lo tanto no existe una dieta “ideal” que sirva para todo el mundo. Una alimentación equilibrada es aquella que incluye una diversidad suficiente de alimentos en las cantidades adecuadas, en función de las características de cada persona (edad, sexo, complexión, etc.) y de su estilo de vida (activo, sedentario...) y que garantiza que se cubren los requerimientos de energía y nutrientes que nuestro organismo necesita para mantener un buen estado nutritivo, de salud y bienestar. Las sustancias nutritivas no están distribuidas de manera homogénea en los alimentos, en cada uno de ellos predomina uno u otro nutriente. Grasas buenas y grasas malas Las grasas (también llamadas lípidos), tienen la más alta concentración de energía de todos los nutrientes, proveen más del doble de calorías por gramo que los carbohidratos y proteínas; otorgan el 60% de la energía que el cuerpo necesita para mantenerse en estado de reposo. Las grasas que no se gastan, se depositan en el hígado y en los músculos en forma de glicógeno que por acción de la enzima lipoproteína-lipasa los transforma en glucosa que el cuerpo usará en el momento que necesite transformar en energía. La grasa que se acumula en el cuerpo (abdomen y “llantitas”) está compuesta por triglicéridos. Igual que los carbohidratos, las grasas también se dividen en “buenas” y en “malas”. Las malas son las saturadas por ejemplo: el queso, los postres(pasteles, galletas helados), el chocolate, la manteca, la mayonesa, la piel de pollo, huevos, el tocino y la grasa de la carne y otros productos derivados de la leche como la crema y la mantequilla, son las responsables de muchas enfermedades como la arteriosclerosis y las cardiovasculares y la obesidad. Las grasas saturadas aumentan el nivel de colesterol en la sangre. Las grasas mono-saturadas y las poli-insaturadas no son malas porque contribuyen a “limpiar” el colesterol malo de las arterias tapadas. Las grasas poli-insaturadas son líquidas y permanecen líquidas hasta ser usadas por ejemplo: el aceite de germen de trigo, el de girasol, el de soya, el de maíz, el de hígado de bacalao y el de cártamo. Las grasas poli-insaturadas son esenciales para la salud, junto con los aceites, el pescado es la mejor fuente de grasas poli-insaturadas. Dentro de las grasas mono-saturadas están el aceite de olivo, las nueces, los cacahuates y las almendras, el aguacate. Sin embargo no todos los aceites vegetales son buenos, los aceites “hidrogenados” o parcialmente hidrogenados, a través del proceso de hidrogenación transforma la grasa buena en mala, al convertir las uniones dobles en sencillas. Las grasas hidrogenadas son aceites que han sido procesados a través de un método de endurecimiento químico para lograr el aumento de la plasticidad de los aceites líquidos a temperatura ambiente, allí encontramos la margarina y aceites vegetales, y a todo alimento procesado con aceites y grasas hidrogenadas. Reflexión: ¿Somos lo que comemos? Comenta con tus compañeros acerca de hábitos alimenticios de cada uno y cuánto de esta información ya conocen y la aplican en su dieta diaria. ¿Qué alimentos deberían incluirse en una dieta equilibrada?



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PALABRAS CLAVES PARA LA CONSTRUCCIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL.

Alimentos Lípidos Mezcla Compuesto Biomolécula

Energía Solubilidad Disolvente Reacción química Aceites

Carbono Hidrógeno Oxígeno Ácidos

grasos Oxidación

Glicéridos Colesterol Enlace químico Grasas

MANEJO Y DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS GENERADOS Como las sustancias que se utilizan son alimentos, ninguna representa riesgo alguno. Los residuos sólidos, colocarlos en el bote de la basura. ACORDEÓN No. 1 Reconocimiento de aceites por la acción de un colorante. Los lípidos se colorean de rojo con el reactivo Sudán III. Su fórmula condensada es C22H16N4ON. El Sudán III es en realidad el 1-(p-fenilazofenilazo)-2naftol; o tetrazobenceno-β-naftol. Es un colorante de aceites que desarrolla un color rojo oscuro en la fase aceitosa. Es insoluble en agua, soluble en cloroformo, ácido acético glacial, poco soluble en alcohol, éter, acetona y éter de petróleo y cuando se mezcla en aceites volátiles Su fórmula desarrollada es:

No. 2. Otra forma de reconocimiento de lípidos es a través de la saponificación, donde las grasas reaccionan en caliente con el hidróxido de sodio o de potasio formando glicerina y ácidos grasos, éstos se combinan con los iones sodio para dar jabones:

Residuos



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No. 3 Los lípidos son biomoléculas orgánicas que se caracterizan por ser insolubles en agua pero solubles en ciertos disolventes orgánicos, presentan características de ser compuestos con enlaces covalentes polares, por lo que sólo son solubles en compuestos orgánicos polares como éter, cloroformo, benceno, acetona, etc. No 4. Los términos grasa y aceite sólo indican si el material es líquido o sólido a temperatura ambiente, ya que ambos tienen la misma estructura básica. Se componen por ésteres de la glicerina y ácidos grasos. Los ácidos grasos de cadena corta producen grasas más blandas con puntos de fusión más bajos que las de los ácidos de cadenas largas. No 5. Las grasas tienen varias funciones en el organismo: son una buena fuente de energía concentrada (9 Kcal por gramo), también actúan como vehículos de las vitaminas liposolubles A, D, E y K. Sin las cuales, no podríamos absorber estas vitaminas y sobrevendría un deficiencia vitamínica. Las grasas son esenciales también para la estructura de las membranas celulares, forman parte de nuestra piel, nos protegen del frío y son precursoras de muchas hormonas, sobre todo las hormonas sexuales. No. 6 Los ácidos grasos son moléculas formadas por una larga cadena hidrocarbonada de tipo lineal y con fórmula general:

Los ácidos grasos de cadena corta producen grasas más blandas con puntos de fusión más bajos que las que dan los ácidos grasos de cadena larga. Se clasifican en dos grupos: los ácidos grasos saturados, que tienen enlaces simples entre los átomos de carbono, y los ácidos grasos insaturados, que presentan uno o varios enlaces dobles en su cadena.

CH3-(CH2)n –COO – CH2 CH3-(CH2)n –COONa CH2OH CH3-(CH2)n –COO – CH2 + 3 NaOH → CH3-(CH2)n –COONa + CH2OH CH3-(CH2)n –COO – CH2 CH3-(CH2)n –COONa CH2OH Molécula de grasa sosa jabón glicerina



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Los ácidos grasos insaturados son muy sensibles al ataque de oxígeno en los puntos de instauración, por lo que, la hidrogenación que satura la grasa también la vuelve más resistente a la oxidación y al desarrollo de sabores oxidados. La mayoría de las grasas naturales no contienen sólo una clase de molécula de triglicérido, como resultado, algunas moléculas de esa grasa son más blandas y otras más duras. Algunos ejemplos de ácidos grasos saturados son el ácido palmítico y el esteárico. El ácido oleico y el linoleico son ejemplos de ácidos grasos no saturados. No. 7 Cuando dos o tres moléculas de ácidos grasos se esterifican, forman los lípidos simples conocidos como glicéridos o grasos simples. Se distinguen tres tipos de estos glicéridos:

los monoglicéridos, que contienen una molécula de ácido graso. los diglicéridos, con dos moléculas de ácidos grasos. Los triglicéridos, con tres moléculas de ácidos grasos.

No 8. Los esteroides son lípidos que se derivan del esterano y comprenden dos grandes grupos de sustancias:

Los esteroles como el colesterol y la vitamina D Las hormonas (esteroides) sexuales y suprarrenales.



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No.9 El colesterol forma parte estructural de las membranas a las que confiere estabilidad y es la molécula base que sirve para la síntesis de casi todos los esteroides. Entre las hormonas sexuales se encuentran la progesterona y la testosterona. No. 10 Los lípidos desempeñan cuatro tipos de funciones:

Función de reserva. Son la principal reserva energética del organismo. Un gramo de grasa produce 9.4 kilocalorías en las reacciones metabólicas de oxidación, mientras que proteínas y glúcidos sólo producen 4.1 kilocaloría/gr

Función estructural. Forman las bicapas lipídicas

de las membranas. Recubren órganos y les dan consistencia o los protegen mecánicamente como el tejido adiposo de pies y manos.



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Función biocatalizadora: Los lípidos favorecen o facilitan las reacciones

químicas que se producen en los seres vivos. Cumplen esta función las vitaminas lipídicas, las hormonas esteroideas y las prostaglandinas.

Función transportadora. El transporte de lípidos desde el intestino hasta

su lugar de destino se realiza mediante su emulsión gracias a los ácidos biliares y a los proteolípidos.

No. 11 Los nutrimentos de naturaleza lipídica (ácidos grasos, esteroides, carotenos, recinoides, tocoferoles y quinonas) tienen numerosas y complejas funciones, y los compuestos que los contienen como los almidones, la sacarosa, fibras, triglicéridos y proteínas, proporcionan una cantidad considerable de aceites grasos a la dieta actual del ser humano. Los lípidos digeridos por el organismo se transforman en ésteres de glicerol y se distribuyen en todo el cuerpo antes de penetrar al torrente sanguíneo y una vez en la sangre, los lípidos insolubles en agua se asocian con las proteínas y se transforman en lipoproteínas que son solubles en la sangre. No. 12. Las grasas y los aceites pueden ser de origen vegetal o animal. Las grasas vegetales incluyen formas sólidas como la manteca de cacao y líquidas como: aceite de semilla de maíz, aceite de soya, aceite de semilla de algodón, aceite de cacahuate, aceite de olivo, y muchas más. Las grasas animales incluyen manteca de cerdo, sebo de res y grasa de mantequilla de leche. Los aceites de pescado comprenden aceite de hígado de bacalao, aceite de sábalo y aceite de ballena. No. 13 Algunos de estos aceites se escogen para determinados usos por su sabor especial como sucede con la manteca de cerdo que otorga un sabor a carne y la grasa de la mantequilla que tiene aroma y sabor ricos, mejoran las propiedades físicas y texturas. No. 14. Cualquier sustancia que sea ingerida o introducida de cualquier forma en el organismo mantiene actividad fisiológica y psicológica, proporciona energía y promueve la nutrición. Comemos por otras muchas razones además de para obtener nutrientes o nutrirnos. Un alimento es un conjunto de compuestos químicos conocidos como agua, proteínas carbohidratos, lípidos, minerales, vitaminas, pigmentos y aromatizantes pero también contiene una serie de compuestos químicos desconocidos que imparten al alimento las características del olor, sabor, textura, características nutritivas y otros efectos. No. 15. Atendiendo a su función los alimentos pueden clasificarse en dos grandes grupos:

A. los que proporcionan energía, se subdividen en:

Fuente primaria: carbohidratos: azúcares y almidón Fuente secundaria: lípidos o grasas



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B. los que sirven para la construcción y reparación del organismo:

proteínas de primera clase: leche huevos, carne, aves, pescado proteínas de segunda clase: cereales, legumbres, pan, pastas.

REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS

1. Chemistry in Context. Applying Chemistry to Society. A Proyect of the American Chemistry Society, Edited by Robert G. Silberman USA, 311 -346, W.C.B: C. Brown Publishers, 1994 USA.

2. Dickson T.R , Química. Enfoque Ecológico, Limusa, México, 1996.

3. Garritz.A., Chamizo J.A., Química, Addison Wesley Iberoamericana,

México, 1994.

4. Moore, Stanitsky, Word, Kotz, El Mundo de la Química, Addison Wesley Longman, México 2000.

5. Navarro F., Manual de Actividades Experimentales para Química II, Colegio

de Ciencias y Humanidades. Plantel Sur, UNAM, México, 1998.

6. Ott, D. Manual de laboratorio de ciencia de los alimentos. Editorial Acribia, S.A. España, 1992.

7. Potter, N. La Ciencia de los Alimentos. Editorial Harla. España, 1994 8. QuimCom, Química en la Comunidad, American Chemical Society, Addison

Wesley Longman, México 1998. 9. Schmidt, Hermann, Química y Tecnología de los Alimentos, Editorial

Salesiana, Santiago de Chile, 1966. REFERENCIAS ELECTRÓNICAS

1. http://www.lafacu.com/apuntes/biologia/lipidos/default.htm 2. http://www.vrg.org/nutshell/corazon.htm



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SIN OLVIDAR A LAS VITAMINAS Identificación de Vitamina “C” en alimentos.

INTRODUCCIÓN. Habrás escuchado que para estar sano nuestro organismo requiere cantidades relativamente grandes de proteínas, carbohidratos y lípidos, esto claro está de acuerdo a la edad de la persona y a su metabolismo. Las reacciones complejas que se llevan a cabo en tus células utilizan parte de estas moléculas y de otras sustancias para formar biomoléculas de otro grupo: los ácidos nucleicos. Todos ellos son necesarios para que las células formen sus sustancias estructurales, que utilizan y almacenan como fuente de energía. De igual manera, nuestro organismo requiere, de otras sustancias las vitaminas y los minerales. La importancia de las vitaminas se ha reconocido por más de 200 años, ya que son esenciales para conservar la salud. Aunque no se requieren en grandes cantidades en la dieta, la deficiencia de una o más puede provocar serios desórdenes nutricionales y enfermedades como el escorbuto, el raquitismo, el beriberi, entre muchas. ¿Qué son las vitaminas? ¿Cómo las adquirimos? ¿Cómo las procesamos? ¿Cómo las conservamos? Aquí analizaremos una de ellas la “Vitamina C”, también conocida cómo ácido ascórbico. OBJETIVOS

Identificar la vitamina C, ácido ascórbico, en diferentes alimentos (frescos y procesados).

Evidenciar el comportamiento antioxidante de la vitamina “C”


¿Sólo las frutas cítricas contienen vitamina C? ¿Por qué es importante consumir vitaminas? ¿Cuál es la evidencia experimental de que un alimento

contiene vitamina “C”?



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ACTIVIDADES PREVIAS: PRIMERA PARTE:

1. Investiga cuáles son las vitaminas que requiere el organismo. 2. ¿En qué alimentos podemos encontrar cada una de las vitaminas? 3. Completa la información de la siguiente tabla. Para ayudarte

consulta tu libro de Biología o de Química en Alimentos. REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES. VITAMINAS Función en el

organismo Síntomas dedeficiencia

Alimentos que las contienen

RequerimientosDiarios

Vitamina A Vitamina B1 (Tiamina)

Vitamina B2 (Riboflavina)

Vitamina B5 (Niacina)

Vitamina B6 Vitamina B12 Vitamina C Vitamina D Vitamina E

Vitamina K Vitamina F

4. Con la información de la tabla anterior ¿podrías decir que tu dieta es

adecuada? 5. Se requiere añadir a la dieta de cada persona “un complemento alimenticio”

¿por qué?, ¿cuándo es necesario?, ¿cuáles son sus riesgos? SEGUNDA PARTE En tu casa podrás trabajar con la siguiente actividad:

1. . Toma tres rodajas de un plátano (o de una manzana), colócalas en un plato y con una de ellas haz una papilla. Las otras dos déjalas enteras y sólo a una agrégale unas gotas de jugo de limón. ¿qué observas en cada una de las rodajas?

2. Al dejar expuestos al aire trozos de fruta observamos que se

oscurecen en pocos minutos ¿podrías explicar qué les ocurre?

3. ¿Sucedió esto con las tres rodajas? ¿En el mismo tiempo? ¿Por qué?



101

DISEÑO EXPERIMENTAL MATERIALES SUSTANCIAS 5 vasos de precipitados de 50 mL 6 g de maicena 1 agitador Agua destilada 1 espátula Disolución de yodo (lugol) 1 gotero o pipeta beral 1 pinzas para tubo de ensayo 8 pipetas Beral

1 Tableta de vitamina C (ácido ascórbico) sin sabor

1 mortero con pistilo 1 probeta de 50 mL

Frutas (naranja, limón, guayaba, plátano, etc.),

1 microplaca 3 vidrios de reloj

Verduras (espinaca, berros, etc.)

1 mechero 1 soporte universal o parrilla 1 piseta con agua destilada

Alimentos preparados: latas de frutas o vegetales, paquetes de cereales, etc.

1 balanza digital

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

PARA EL PROFESOR: Preparación de la disolución prueba. Procedimiento. 1. Agrega 5 g de maicena en un vaso de 50 mL 2. Añade 25 mL de agua a este mismo vaso. 3. Calienta el vaso y agita hasta que toda la maicena se disuelva en

el agua, después deja enfriar. 4. Agrega aproximadamente 10 mL de esta disolución a un vaso de precipitados de

50 mL y agrégale aproximadamente 25 mL de agua. Usando el gotero, adiciona cuatro gotas de la disolución de yodo en la disolución. Ésta será la disolución testigo

Tu profesor tendrá preparada esta disolución testigo con la que trabajarás.

Reacción de identificación de la vitamina C (ácido ascórbico) 1. Si la tableta de vitamina C no es efervescente, colócala en el

mortero y tritúrala hasta hacerla polvo, después agrega aproximadamente la cuarta parte a un vaso de precipitados conteniendo 25 mL de agua. Si la tableta es efervescente, divídela en cuatro partes iguales y uno de estos trozos colócalo en el vaso de precipitados con los 25 mL de agua.



102

¡PRECAUCIÓN!

El yodo es una sustancia tóxica.

2. En otro vaso de precipitados, vierte 2 mL de la disolución testigo preparada por tu profesor (agua con maicena y unas gotas de yodo).

3. Con el gotero, agrega una gota de la disolución de

vitamina C (vaso 1) a la disolución testigo y agita. Continúa agregando gotas hasta que ocurra un cambio.

4. ¿Cuál es el color de la disolución ahora?. 5. Elimina el contenido de todos los vasos por la tarja con

abundante agua, no ingieras ninguno, el yodo es venenoso. Identificación de vitamina C en alimentos frescos y procesados.

1. Para trabajar requerirás: si son frutas extraer un poco de jugo, si son verduras machacarlas un poco con el mortero.

2. En el caso, de los alimentos preparados, según sea el caso,

requerirás agregar un poco de agua para trabajar.

3. En la microplaca agrega 10 gotas de la disolución testigo en cada uno de los pozos.

4. Llena la pipeta Beral con el jugo de una de las frutas.

5. Agrega cuidadosamente gota a gota la disolución de jugo, en uno de los

pozos de la microplaca que contiene la disolución testigo hasta observar algún cambió de color. ¿Qué evidenciará la reacción?

6. Repetir el mismo procedimiento con cada una de las muestras de alimentos

Fruta sólida

Algunas verduras

Alimentos preparados

Diferentes jugos de fruta



103

REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES. Alimento fresco

¿Contiene Vitamina C?

Alimento preparado

¿Contiene Vitamina C?


1. ¿Qué tipo de alimentos contienen vitamina C? 2. ¿Contienen la misma cantidad de Vitamina C los alimentos

que analizaste? ¿Por qué? 3. Ordena los alimentos que analizaste de mayor a menor,

según la cantidad de vitamina C que contienen. 4. ¿Por qué a los alimentos preparados se les agrega ácido

ascórbico? Consulta LA sección de “La química y Tú”. 5. ¿Qué se utiliza para la conservación de alimentos? 6. Investiga otros métodos de conservación de alimentos. 7. Considerando tu alimentación, ¿requerirías ingerir un suplemento

alimenticio? ¿Por qué? 8. ¿Cómo evitarías tomar un complemento alimenticio?¿Qué tipo de

alimentos requiere una dieta balanceada? ¿Por qué? MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS GENERADOS. Los residuos sólidos que queden en la microplaca vacíalos sobre una hoja de papel y arrójalo al bote de la basura. Los líquidos, así como la disolución testigo restante arrójalos por el drenaje dejando correr suficiente agua.

Residuos



104

EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TU. Relación Ciencia, Tecnología, Sociedad y Medio Ambiente. Características de la vitamina C A diferencia de las proteínas, los carbohidratos y los lípidos, las vitaminas no se utilizan directamente por el organismos como fuente de energía o como material para formar la estructura del cuerpo. Muchas vitaminas funcionan como coenzimas en las reacciones de las células. Una coenzima es una molécula orgánica que ayuda a las enzimas en las reacciones de catálisis. Las vitaminas se clasifican en dos categorías principales: las vitaminas hidrosolubles que se disuelven en agua y las liposolubles, que se disuelven en disolventes orgánicos no polares. Por ejemplo: la vitamina D es liposoluble y se disuelve en las grasas de la leche. La vitamina C es una coenzima de la reacción que modifica la proteína colágena para que su estructura sea estable y pueda sostener los tejidos. Su actividad biológica es muy variada y en este sentido es la vitamina que más controversias causa. Se sabe que es necesaria para la síntesis de tejido conectivo colágena, para la formación de huesos, de la dentina de los dientes, de los cartílagos y de las paredes de los capilares sanguíneos. Interviene en reacciones de oxidación reducción y de hidroxilación de hormonas esteroidales y de aminoácidos aromáticos. Igualmente, ayuda a la absorción de hierro, por lo que es fundamental en la dieta de los pueblos que basan su alimentación en granos y semillas. Debido a ello, se han desarrollado complejos de hierro ácido ascórbico, estables a pH ácidos, que se adicionan a las harinas de trigo. A diferencia de otras vitaminas el hombre no sintetiza la vitamina C, por lo que requiere consumirla a diario. Algunos animales si la producen, por lo que para ellos no es indispensable. Investiga:

¿Cuáles son los requerimientos diarios de vitamina C que necesita el cuerpo humano?. ¿Con tu alimentación diaria cubres los requerimientos de nutrimentos para tu buen desarrollo.



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CONSTRUYE UN MAPA CONCEPTUAL CON LAS SIGUIENTES PALABRAS

Alimentos. Vitaminas. Proteínas Vitaminas hidrosolubles Lípidos Vitaminas liposolubles Carbohidratos. Nutrimentos Antioxidante Vitamina “C”

ACORDEÓN

No. 1. La vitamina C (ácido ascórbico) es una cetona cíclica que corresponde a la forma enólica de la 3 ceto 1 gulofuranolactina, contiene un enol entre los carbonos 2 y 3 que la hace un agente ácido y muy reductor, por lo que se oxida fácilmente. Se encuentra principalmente en alimentos de origen vegetal, los cereales al igual que las carnes y los pescados, y sus derivados, no la contienen. Por esta razón, el consumo rutinario de frutas y verduras frescas aporta la vitamina C requerida diariamente, ya que, al ser hidrosoluble, el hombre la almacena escasamente, por ejemplo, el jugo de una o dos naranjas contiene aproximadamente 80 mg. de ácido ascórbico, suficiente para satisfacer las necesidades de 50 a 60 mg. diarios.

No. 2. Su actividad biológica es muy variada y en este sentido es la vitamina que más controversias causa; se sabe que es necesaria para la síntesis de tejido conectivo colágeno, para la formación de huesos, de la dentina de los dientes, de los cartílagos y de las paredes de los capilares sanguíneos: interviene en reacciones de oxidación reducción y de hidroxidación de hormonas esteroidales y de aminoácidos aromáticos. Igualmente, ayuda a la absorción de Hierro, por lo que es fundamental en la dieta de los pueblos que basan su alimentación en granos y semillas, debido a esto, ya se han desarrollado complejos de hierro ácido ascórbico, estables a pH ácidos, que se adicionan a las harinas de trigo.

No. 3. En los cítricos, como la naranja o el limón, de 60 a 70 % del ácido ascórbico está presente en el albedo y flabelo, partes de la corteza que el hombre no consume, lo mismo ocurre con otros cultivos, el contenido vitamínico de estos frutos varía de acuerdo a la localización en el árbol, los más externos contienen mayor proporción que los internos.

No. 4.. La siguiente tabla muestra el contenido de vitamina C de algunas frutas y verduras.

O = C ⏐

C - OH ⏐⏐ O

C - OH ⏐

H - C ⏐

HO – C- H ⏐

H – C – OH H

Ac. ascórbico



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Alimento mg/100 g Durazno 4 Manzana 10 Plátano 10 Mandarina 25 Piña 25 Jitomate 25 Papa 30 Toronja 40 Naranja 50 Limón 50 Berro 51 Col 60 Chícharo 60 Chiles 120 Perejil 222 Guayaba 300 Brócoli 300 Chile poblano 364

No. 5. Una propiedad de la vitamina C es ser un antioxidante, ya que reacciona muy rápido con el oxígeno. Cuando se agrega a algún alimento, el oxígeno reacciona preferentemente con el ácido ascórbico (vitamina C) lo cual evita que los alimentos se oxiden. Por eso observamos que mientras los frutos mantengan su piel, el fruto no se oscurece, ya que la piel mantiene alejado al oxígeno. Si se cubre la fruta cortada con un antioxidante se puede evitar su oscurecimiento, lográndose que se mantenga fresca por más tiempo. Así, si agregamos jugo de limón a un plátano cortado o a rebanadas de manzana, no se oscurecerán tan pronto, porque la vitamina C reacciona con el oxígeno más rápido que los compuestos de las frutas. Por esta propiedad el ácido ascórbico se añade a los alimentos bien sea, como ácido o como la correspondiente sal sódica, ascorbato de sodio, ya que actúa como nutrimento, antioxidante y conservador. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Chang, Ramond. “Química”, 4 edición, Ed. McGraw Hill, México, 1992.

2. Garritz, A, Chamizo, J.A.. “Tú y la Química” , Ed. Pearson Educación de México, S.A. de C.V., México 2001.

3. Garritz, A, Chamizo, J.A.. “Química”, Ed. Pearson Educación de México,

S.A. de C.V., México, 1994.

4. Phillips, Strozak, Wistrom. “Química, conceptos y aplicaciones”. Ed. McGraw Hill, México 2000.



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¿CUÁNTO POR UNA NUEZ? Determinación del número de calorías

INTRODUCCIÓN Los alimentos además de ser fuente energética (elevado aporte calórico), también son los combustibles más importantes para los seres humanos. Si queremos planear una dieta para balancear la cantidad de energía que nos proporcionan los alimentos y la cantidad de energía que gastamos en las actividades diarias y el trabajo que realizamos, será necesario conocer cuanta energía nos proporciona una cierta cantidad de alimento. Las almendras, avellanas, nueces, etc, además de ser una fuente natural de energía para el organismo, contienen vitaminas, proteínas, hidratos de carbono, calcio, magnesio, vitamina E y ácido fólico; es decir todo lo que necesita la máquina del organismo humano para no quedarse sin pilas. El consumo de la nuez es recomendable ya que su aportación de ácidos grasos poliinsaturados contribuyen a reducir el nivel de colesterol y ayuda a prevenir las enfermedades cardiovasculares. OBJETIVOS

Determinar la cantidad de energía (calorías) que nos proporciona la grasa contenida en una nuez.

Comprender el concepto de caloría Comprender la diferencia entre calor y temperatura


¿Qué cantidad de energía, expresada en calorías proporciona una nuez?

¿Con base en los cálculos que realizarás, ¿cuántas calorías se producirán por gramo de nuez?.

¿Qué podríamos considerar como errores experimentales?



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ACTIVIDADES PREVIAS Investiga:

1. ¿A qué se le llama “principio nutritivo” esencial para la vida humana? 2. ¿Qué es un macronutriente? 3. ¿Qué es un micronutriente? 4. ¿Qué es energía calorífica? 5. ¿Qué es una caloría y en qué unidades se mide? 6. ¿A qué se llama calorímetría? 7. ¿Qué es una Kcal, también llamada Cal grande, y en qué unidades se

expresa?


MATERIAL SUSTANCIAS 1 lata vacía de refresco cortada a la mitad y slas tapas superior e inferior. Hacer dos aberturcerca del borde más bajo para la entrada de airver figura).

1 nuez pequeña sin cáscara 1 trozo de pan 1 almendra pequeña

1 termómetro 1 soporte universal 1 tapón ranurado 1 probeta graduada de 100 mL 1 clip 1 pinzas para sujetar el termómetro 1 pinzas para sostener el matraz Erlenmeyer

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL En esta actividad es necesario realizar mediciones cuidadosas de masa, volumen y cambios de temperatura, que deberán registrarse de manera precisa.

1. Determina la masa de una nuez pequeña sin cáscara. (m1 = masa inicial).

2. Mide 100 mL de agua y colócala en un matraz Erlenmeyer de 150 mL. 3. Registra la temperatura inicial del agua contenida en el matraz

Erlenmeyer. 4. Desdobla un clip, de tal manera que con la mitad de éste se forme un

pie que soporte la nuez que estará clavada en la otra punta del clip. 5. Haz un orificio de cada lado a la lata como se muestra en la figura.



109

6. Sujeta con una pinza el matraz Erlenmeyer, al soporte

universal, según se muestra en la figura No.1. 7. Coloca el termómetro dentro del tapón ranurado. 8. Enciende la nuez con un fósforo hasta que empiece a

arder, e inmediatamente colócala debajo del matraz, cuidando que esté lo más cerca posible, pero sin que toque el fondo de la lata.

9. Coloca el termómetro dentro del agua y observa como

aumenta la temperatura del agua conforme se quema la nuez.

10. Una vez que se ha quemado totalmente la nuez,

registra la máxima temperatura alcanzada y determina la masa final (m2).

11. Registra los datos en la Tabla No. 12. Con los datos obtenidos, calcula la cantidad de energía (calor) producida por

la nuez. 13. Repite este procedimiento pero ahora con un trazo de pan o con una

almendra.

REGISTRO DE OBERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES. Tabla No. 1 Presencia de grasas o lípidos.

Muestras dealimentos

Masa de la nuesin cáscara

M1 = masa inicia

Temperatura inicial de 100 mL d

agua

Temperatura finaalcanzada por los100 mL de agua

Cantidad de energía expresad

en número de calorías que

proporciona unnuez.

Calorías por gramo de alimento

Una nuez pequeña sin

cáscara

Trozo de pa Almendra

Figura No. 1



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1. ¿Qué cantidad de energía nos proporciona una nuez? 2. ¿Cómo podemos convertir la temperatura en calorías? 3. ¿Cuál es la diferencia entre caloría y Kcal o Caloría

grande? 4. Construye un álbum que contenga diversas tablas

de alimentos con sus respectivos valores energéticos y las etiquetas de los empaques que contienen dichos productos alimenticios, Ésta actividad puede resultar interesante.



111

EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ Relación Ciencia, Tecnología, Sociedad y Cuidado del Medio Ambiente Las Nueces y la alimentación. La nuez, cuyo nombre científico es Juglans regia, es un fruto oleaginoso proveniente del nogal y originario del sureste de Europa y de China. Los principales países productores: EEUU, Turquía, China, Ucrania, Irán, Italia y Francia, producen nueces durante todo el año y éstas se comercializan con o sin cáscara; fresca contiene 20 de agua y la seca 3 a 5%. La nuez, como los demás frutos oleaginosos, es muy rica en grasas (60 g) de las cuales el 90% son ácidos grasos insaturados (mono y poli insaturados). La nuez tiene un alto contenido en proteínas (10 a 15 g); todas las cantidades indicadas corresponden a 100 g de nueces, éstas contienen todos los aminoácidos esenciales aunque son deficitarias en metionina y cistina (como legumbres) y es un alimento muy energético, pues 100 g aportan alrededor de 600 kilocalorías, de las cuales más del 80% corresponde a las grasas o lípidos. Las nueces contienen una cantidad importante de fibra dietética (más de 5 g), ésta se compone sobre todo de fibra soluble en su mayor parte pectinas, también contiene una excelente concentración de minerales de oligoelementos. Es muy rica en potasio (690 mg), en fósforo (51 mg), en magnesio (130 mg), en calcio (44 a 61 mg), en hierro (2, mg) y otros oligolementos como zinc, cobre, etc. Estos frutos secos son también ricos en vitaminas, pues contienen vitamina (7 mg) que acompaña las grasas y vitaminas del grupo B: B1 (0.4 mg), B6 (0, mg) y B9 o ácido fólico (155 microgramos). Por su riqueza en ácidos grasos esenciales (ácido linolénico y ácido linoleíco), en fibra dietética, en minerales, en oligoelementos y en vitaminas, las nueces constituyen un excelente complemento nutricional. Las nueces y las enfermedades cardiovasculares. Según estudios recientes, los frutos oleaginosos (nueces, avellanas y almendras son beneficiosos para la salud del sistema cardiovascular, concretamente el consumo diario de una ración 25 o 50 g) de nueces reducirá el reisgo de enfermedad coronaria, debido a:

su perfil lipídico: la relación Ácidos Grasos Insaturados / Ácidos Grasos Saturados es del 7,4, con más del 60% de ácidos grasos poliinsaturados (ácidos linoléico y linolénico), con más del 20% de ácidos grasos mono insaturados (ácido oleico) y un porcentaje muy bajo (menos del 10% de ácidos grasos saturados perjudiciales para la salud.

la acción del magnesio: una deficiencia en este mineral constituye un factor de riesgo cardiovascular debido a un aumento de la susceptibilidad de las células a las peroxidaciones; las nueces tienen un alto contenido en magnesio y además éste tiene una excelente biodisponibilidad.

su contenido en fibras dietéticas, las nueces son ricas sobre todo en fibras solubles. Las nueces, al ser ricas en grasas insaturadas y ser carentes de colesterol, son recomendadas en una dieta baja en colesterol siempre y cuando se tenga en cuenta el aporte global de calorías y de lípidos a fin de respetar el equilibrio de régimen. En conclusión, las nueces tienen un valor nutritivo excelente, por lo que en cantidades moderadas deberían formar parte de una dieta sana y variada.



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PALABRAS CLAVE PARA LA ELABORACIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL. Alimentos Principios nutritivos Lípidos o grasas Macronutriente Micronutriente Energía Energía calorífica Temperatura Calor Caloría Proteínas Masa Volumen Colesterol Enfermedades cardiovasculares Ácidos grasos insaturados Ácidos grasos saturados Oligoelemento

ACORDEÓN No. 1. La técnica por la cual se puede determinar cuánta energía calorífica producen algunas sustancias cuando se queman, se llama calorimetría. Si se conoce el calor dado por una sustancia utilizada para calentar agua, la masa de agua y el incremento en la temperatura, se puede calcular el número de calorías producidas por la sustancia. No. 2. Una forma usual de expresar el calor es la caloría, ésta se define como la cantidad de calor requerido para aumentar la temperatura de 1 g (1 mL) de agua a 1°C. Por conveniencia se expresará el calor producido por una sustancia como el número de calorías por gramo. También se asumirá que una Kcal (1000 cal) es la misma energía expresada como 1 Cal (frecuentemente llamada una caloría “grande”). No. 3. A los carbohidratos, grasas y proteínas (como fuentes de energía) se les conoce como macronutrientes, mientras que las vitaminas y los minerales (como constructores del ser humano) son los micronutrientes, es decir son los que se encuentran en menor cantidad. No. 4. Los principales elementos que nuestro cuerpo necesita son: Cl, Mg, P, K, Ca, F, Fe, N, Se, Zn y el Co. No. 5. Para hacer la determinación de la energía que proporciona una nuez, es necesario que ésta libere su energía por medio del calentamiento y utilizar el calor producido para calentar una cantidad conocida de agua. No. 6. Si se conoce cuánto aumenta la temperatura del agua, se podrá calcular cuánta energía contiene la nuez. Para simplificar los cálculos, se asumirá que la nuez está compuesta principalmente por grasa (cerca del 85%), pequeñas cantidades de carbohidratos y proteínas y cerca de 3% es agua.



113

No. 7. Aún cuando hay pérdidas de calor en los alrededores del sistema, cuando se está quemando la nuez, estos se consideran constantes y su efecto en los resultados no es considerable. Si se utiliza un volumen de agua menor e 10 mL, ésta puede ebullir rápidamente y será difícil registrar el aumento de temperatura. No. 8. Al quemarse la nuez, ésta producirá una flama negra, por lo que sería conveniente realizar la actividad en la campana o fuera del aula - laboratorio. No. 9. Cuando 1 g de nuez se quema (se oxida) en el cuerpo, se producirán cerca de 6800 calorías (6.8 Kcal o Cal). La cantidad de energía, calorías, que proporciona a nuestro cuerpo una nuez va a depender de su tamaño y masa. La cantidad de calorías que se producirán por gramo de nuez variará entre 4 y 6 Kcal por gramo. No.10. Es importante considerar que hay transferencia de calor a los alrededores del sistema, por lo que el proceso no es totalmente adiabático. No. 11. Algunos errores experimentales a considerar son: pérdida de energía durante el experimento, poca entrada de aire cuando se está quemando la nuez.

No. 12. La grasa y demás componentes de la nuez arden cuando la nuez se quema, los productos de la reacción son bióxido de carbono, carbón y agua. No. 13. Una manera de expresar el calor es en calorías.

Una caloría es la cantidad de calor requerida para aumentar la temperatura de 1g (1mL) de agua en 1°C.

Número de calorías = cambio en la temperatura (°C) x volumen de agua (mL)

No.14. Utilizar la siguiente igualdad para determinar el número de calorías por gramo de nuez. Calorías por gramo de nuez = número de calorías

Masa de la nuez quemada (masa inicial – masa final) Dato: 1000 cal = 1 Kcal Donde: m1 = masa inicial de la nuez y m2 = masa final



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REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICA 1. Chim Com. Química en la comunidad, Américan Chemical Society, Addison

Wesley Lkongman, 1998. 2. Garritz, A., Chamizo, J. A., Química, Addison-Wesley Iberoamericana, México,

1998. 3. Moore, Staniski, Wood. Kotz, El mundo de la Química, Pearson Education,

México, 2000. 4. Navarro León Francis, Manual Guía para la Enseñanza Experimental de la

Química, con Aplicación del Ciclo de Aprendizaje como Estrategia Constructivista, CCH Sur UNAM 1996.

5. Pimentel, George, C., Oportunidades en la Química, Presente y Futuro Mc. Graw

Hill, México, 1993.



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¿A QUÉ DEBE SU FUERZA POPEYE? Determinación de hierro en algunos vegetales

INTRODUCCION El hierro en los alimentos se encuentra presente en la forma de iones de Fe (II) y Fe (III). El Fe (II) se absorbe mas rápidamente en el intestino que el Fe (III). Es frecuente que en el organismo humano se presenten deficiencias de hierro, especialmente en el caso de adolescentes por estar en una fase de crecimiento rápido. La deficiencia de hierro, o anemia, normalmente puede remediarse con un tratamiento de tabletas de hierro y un cambio en la dieta alimenticia. Aunque hay que tener en cuenta que los iones de hierro, de calcio y otros iones inorgánicos se absorben con dificultad por nuestro organismo. En este experimento vamos a investigar las cantidades relativas de hierro, que se encuentran presentes en el brócoli, espinacas, berros y acelgas, mediante la comparación del color obtenido en una muestra de vegetal con un patrón visual colorido. OBJETIVOS

Determinar la cantidad de hierro que está presente en algunos vegetales por comparación con un patrón visual colorido.

Preparar disoluciones de cloruro de hierro (III) a diferentes concentraciones, partiendo de una disolución inicial (solución patrón) de concentración conocida.

PROBLEMA A RESOLVER

¿Cuál vegetal contiene más hierro: las espinacas, el brócoli, los berros, o las acelgas?

ACTIVIDADES PREVIAS

1. Plantea un diagrama de flujo con objeto de tener una guía del trabajo experimental

2. Investiga, en la bibliografía recomendada, el valor nutritivo de los siguientes alimentos: espinacas, brócoli, acelgas y berros.



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3. Discute con tus compañeros los conceptos de: concentración, dilución, solución patrón de referencia y métodos colorimétricos.

4. Investiga la toxicidad de los compuestos que se utilizan en la práctica, y en función de ellos discute con el profesor, la forma de desecharlos una vez terminado el experimento.

5. ¿Cuál es la representación de la disolución 1 cuando se diluye a la mitad su concentración? Respuesta__________

1 A B C DISEÑO EXPERIMENTAL MATERIALES SUSTANCIAS 2 cápsulas de porcelana 20mL de ácido clorhídrico (HCl) 2M 1 triángulo de porcelana 10mL de sulfocianuro de potasio (KSCN)

0.1M 1 soporte con anillo 2 pipetas graduadas de 5 mL

10mL de cloruro de hierro (III) exahidratado (FeCl3.6H2O) 0.025 M

1 pinza para crisol 2.5g de espinacas∗ 1 mechero de Bunsen 2.5g de brócoli∗ 8 tubos de ensayo 2.5g de acelgas∗ 6 matraces aforados de 10 mL (5 de ellos pueden sustituirse por 5 tubos de ensayo de 15 mL calibrados y marcados a 10 mL)

2.5g de berros∗

2 matraces Erlenmeyer de 50mL 1 embudo de filtración de tallo corto 2 papeles filtro 1 vaso de precipitados de 50 mL 1 probeta graduada de 10 mL 1 pipeta graduada de 1 mL 1 balanza digital 1 espátula ∗ Pesar 1 g si los vegetales están secos.



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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Preparación del patrón visual colorido

1. Prepara una solución de cloruro de hierro (III) hexahidratado (FeCl3.6H2O) 0.025 M. Ésta será la solución patrón de Fe3+.

(Pide ayuda a tu profesor para preparar la solución patrón del punto 1). A partir de ella vas a preparar el patrón visual colorido:

2. Mide, con una pipeta, 1 mL de la solución patrón y viértelo en un matraz aforado de 10 mL, completa con agua destilada hasta el aforo. Ésta será la disolución A.

3. Mide 5 mL de esta disolución A y vacíalos en un matraz aforado de 10mL,

completa con agua destilada hasta la marca del aforo. Ésta será la disolución B.

4. Realiza las otras diluciones como se indica en el esquema hasta tener un total

de 5es hechas a partir de la solución patrón

Asegúrate de mezclar bien después de efectuar cada dilución.

5. De cada una de las concentraciones preparadas anteriormente, mide 5 mL con la pipeta y vacíalos en 5 tubos de ensaye etiquetados como 1, 2, 3, 4 y 5

6. Agrega, a cada uno, 5 mL de solución de sulfocianuro de potasio (KSCN)

0.1M. Mezcla bien invirtiendo cada tubo.

¿Cuál es la reacción que se lleva a cabo? (Consulta el Acordeón) ¿A que compuesto se debe el color de la reacción? (Consulta el Acordeón)

D E C FeCl3 0.025M

5 mL

B A

1 mL 5 mL 5 mL 5 mL



118

Figura 1

Las soluciones preparadas anteriormente te muestran la intensidad de color del ion sulfocianuro de hierro (Fe (SCN)2+) y cada una, corresponde a una determinada concentración. Este será tu patrón visual colorido de referencia. Ver figura 1 De acuerdo a la reacción que se realiza indica cuál será la concentración molar de Fe3+, en cada tubo (Consulta el Acordeón).

1 B) Tratamiento de la muestra Selecciona dos vegetales de los que te interese conocer su contenido en hierro.

1. En una cápsula de porcelana, pesa 2.5g de la muestra del vegetal por analizar. Introduce el crisol en la estufa a 110ºC hasta que esté completamente deshidratado (Observa que cuando el vegetal se seca, cambia de color).

Coloca el crisol sobre un triángulo de porcelana, tal como se

observa en la figura 2 y caliéntalo hasta convertir la muestra en cenizas blancas. Cuida que las cenizas no vuelen de la cápsula de porcelana, al estar calentando. Tapa la cápsula de porcelana.

2. Cuando la cápsula esté fría, vacía con mucho cuidado las

cenizas a un matraz Erlenmeyer de 50 mL. Agrega 10mL de HCl 2M.

Tapa el matraz y agita vigorosamente durante un minuto. Después añade 5 mL de agua destilada.

3. Filtra la suspensión anterior y recibe el filtrado en un vaso de precipitados. Figura 2

Patrón visual colorido o Curva de calibración



119

4. Mide 5 mL del filtrado y vacíalo en un tubo de ensayo, agrega 5 mL de solución 0.1M de KSCN, agita hasta mezclar bien.

5. Compara el color de tu solución con el patrón visual colorido que elaboraste. 6. Determina la concentración % de hierro en la muestra (Ver acordeón).

7. Compara y discute tus resultados con los de tus compañeros.

8. Repite todo el procedimiento con otras tres muestras de alimento.

REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES. Concentraciones de las disoluciones de cloruro de hierro (III) que se utilizarán para preparar el patrón visual colorido.

SOLUCICIÓN FeCl3 CONCENTRACION MOLAR

Solución Patrón 0.025

A) 0.0025

B) 0.00125

C) 0.000625

D) 0.000313

E) 0.000156

Muestras problema




120

5 mL de Fe3+ + 5 mL de SCN- (tubo)

Concentración mola COLOR % DE HIERRO

1 0.00125 M

2 0.000625M

3 0.000313M

4 0.000156M

5 0.000078M

Muestra de vegetal 1

Muestra de vegetal 2

GUÍA DE DISCUSION Trabajando en equipo y consultando bibliografía: 1. ¿Crees que este método nos proporcione una medida confiable

del contenido de Fe3+ en las muestras? ¿Por qué? 2. ¿Cómo podrías hacer mas precisas las mediciones de

concentración? 3. Este método para determinar la concentración de hierro, ¿podría

utilizarse en los cereales de consumo instantáneo? Explica tu razonamiento

4. Indica otro método de análisis que se podría utilizar para determinar hierro en alimentos.

5. Menciona otras fuentes alimenticias que proporcionen hierro al organismo humano.

6. ¿Qué características presentan los individuos con deficiencia de hierro?



121

.

Molécula de hemoglobina en estado de oxihemoglobina, formada por 4 sub-unidades de globina (azul y morado) y un grupo HEM, compuesto de un anillo y un átomo de hierro en estado ferroso (café claro), al cual se liga el oxígeno (rojo).

EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ. Relación Ciencia – Tecnología - Sociedad y cuidado del Ambiente

PAPEL DEL HIERRO (Fe) EN NUESTRO ORGANISMO El hierro desempeña un papel vital en el organismo humano, ya que forma parte de la hemoglobina, sustancia presente en la sangre que es responsable del transporte de oxígeno a todas las células del cuerpo. El diagrama de la siguiente figura 3, se muestra parte de la molécula de hemoglobina. Esta molécula consiste en un ion de hierro (II) en el centro de una estructura de tipo anular, que se denomina grupo hemo. El ion hierro (II) está también unido a una proteína, llamada globina. La hemoglobina realiza su función porque las moléculas de oxígeno (O2) se unen al ion de hierro y así se transportan a todas las células a través de la sangre. El oxígeno no es la única sustancia que se comporta de esta forma: el monóxido de carbono (CO) puede unirse de forma similar. Pero como desgraciadamente éste se une con mayor fuerza que el oxígeno, actúa como un “veneno” al entrar en nuestro organismo e impedir a la hemoglobina el transporte de oxígeno. Por esta causa, es tan peligroso tener el coche con el motor encendido en un garaje y respirar los gases que salen por el tubo de escape, ricos en monóxido de carbono. Asimismo, una de las razones por las que los fumadores son particularmente propensos a enfermedades del corazón es que el monóxido de carbono que inhalan reduce la cantidad de oxígeno que su sangre puede transportar. Su corazón debe entonces aumentar las pulsaciones para mantener un adecuado suministro de oxígeno a todo el cuerpo. Como puedes ver el hierro no solamente se encuentra en el reino mineral, también forma parte de los seres vivos. ¿Puedes recordar en que otros procesos es importante el hierro? Tomado de Química Salters. Unidad 1, 1995



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PALABRAS CLAVE PARA LA CONSTRUCCION DE UN MAPA CONCEPTUAL

Disolución Dilución Preparación de disoluciones Concentración por ciento Concentración molar Soluciones coloridas Patrón visual calorimétrico Muestra problema

MANEJO Y DISPOSICION DE RESIDUOS GENERADOS Los desechos que se producen en esta práctica deben recolectarse en recipientes previamente etiquetados, para su posterior confinamiento. ACORDEÓN No. 1. La concentración molar de hierro en los diferentes matraces (A, B, C, D, y E) puede obtenerse aplicando los siguientes cálculos:

Cf = Ci ⎥⎥⎦

⎤

⎢⎢⎣

⎡

fVV1

CA = 0.025 M ⎥⎦⎤

⎢⎣⎡101

= 0.0025 M

CB = 0.0025 M ⎥⎦⎤

⎢⎣⎡105

= 0.00125 M

Cc = 0.00125 M ⎥⎦⎤

⎢⎣⎡105

= 0.000625 M

CD = 0.000625 M ⎥⎦⎤

⎢⎣⎡105

= 0.000313 M

CE = 0.000313 M ⎥⎦⎤

⎢⎣⎡105

= 0.000156 M

No. 2 Para calcular la concentración de las disoluciones del patrón visual colorido, se deben considerar que se toman, para cada caso, 5 mL de las disoluciones A, B, C, D, ó E y se adicionan a cada una 5 mL de disolución de tiocianto de potasio 0.1 M. La concentración de éstas últimas disoluciones (1, 2, 3, 4, y 5) será la mitad de las disoluciones A, B, C, D, ó E.

Residuos



123

No. 3. Reacción efectuada en el patrón visual colorido. Esta actividad experimental esta basada en una prueba muy sensible para detectar la presencia de iones Fe (III) en la solución. Con el proceso realizado con la muestra de vegetal, todo el hierro es convertido a iones Fe (III). El ion sulfocianuro (SCN-) incoloro, reacciona con el hierro (III) para formar un compuesto de color característico “rojo sangre” que se puede explicar de acuerdo a la siguiente ecuación iónica:

Fe3+ + SCN- FeSCN2+ No.4. También se encuentran estructuras semejantes a la hemoglobina (ver Figura 3) en otros compuestos de importancia biológica, incluidos algunos de naturaleza tan diversa como la mioglobina, la clorofila y la vitamina B12

Figura 3. Molécula de hemoglobina




124

La mioglobina, al igual que la hemoglobina, contiene Fe2+ y transporta y almacena oxígeno molecular, principalmente en los músculos. En la clorofila un ion Mg2+ ocupa la posición, que el hierro ocupa en la hemoglobina. En el centro de una molécula de vitamina B12 hay un ion Co3+ enlazado al mismo tipo de grupo. La vitamina B12 es el único ejemplo que se conoce del cobalto en la dieta, pero lo convierte en un mineral indispensable en la dieta humana.

No. 5. Determinación del % de hierro

Ejemplo de cálculo para una concentración estimada de 0.00035 mol/L. Recuérdese que la muestra se pesó, calcinó, y se agregaron 10 mL de HCl 2M y 5 mL de agua destilada. Posteriormente se filtró, se tomó una alícuota de 5 mL, se agregó 5 mL de tiocianato de potasio, finalmente se estimó la concentración



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0.00035 mol ⎯ 1000 mL

X ⎯ 10 mL

X = 3.5 x 10-6 mol

56 g ⎯ 1 mol

X ⎯ 1.05 x 10-5 mol

X = 5.9 x 10-4 g

3.5 x 10-6 mol ⎯5 mL

X ⎯15 mL

X = 1.05 x 10-5 mol

5.9 x 10-4 g ⎯ 1g de muestra

X ⎯ 100 g

X = 0.06% de Fe

Del razonamiento anterior, se puede deducir un algoritmo, que permita hacer el cálculo para cualquier concentración estimada.

% Fe = ( ) ( )

100010LmolC

X 5

15 X mol

g156 X

1100

Formula:

Nota: este cálculo considera como peso de la muestra un gramo REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Adaptación de: Proyecto Salters, Unidad 1. CIDE. España, 1995 2. American Chemical Society, ChemCom. Kendall/Hunt Publishing Company,

USA, 1993.

3. Ebbing, Química General. Edit. McGraw Hill, 5ª ed. México, 1997

4. Moore, Stanitski, Wood, Kotz. El Mundo de la Química. Addison Wesley.

México 2000.

5. Tablas de Valor Nutritivo de los Alimentos de Mayor Consumo en México.

CONAL. Instituto Nacional de la Nutricion, México1992

6. Zumdahl, S. S Fundamentos de Química. Editorial McGraw Hill,

México,1991

% Fe = C [ ]mLmol x 168

C = concentración estimada de Fe(III) que se obtuvo de la comparación visual



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ENTRE JAMONES Y SALCHICHAS TE VEAS

Determinación de nitritos en embutidos INTRODUCCIÓN Se sabe que los nitritos ( de sodio y potasio ) han sido utilizados desde hace mucho tiempo para ser adicionados a las sales de curación de los productos cárnicos, lo cual produce el color rosado característico de los embutidos. Estos nitritos contribuyen al sabor de la carne curada y a inhibir el crecimiento de ciertos microorganismos patógenos y retarda la aparición de la rancidez. Los nitratos y nitritos son sales que se añaden a alimentos en conserva como protección contra el botulismo. El botulismo es considerado generalmente como la más grave enfermedad transmitida por los alimentos, que puede ser fatal y que es causada por una toxina que es liberada en los alimentos por la bacteria clostridium Botulinum. La toxina afecta al sistema nervioso y finalmente produce parálisis. En los años veinte y treinta, los científicos descubrieron que son los nitritos y no los nitratos, los que favorecen el desarrollo de Clostridium Botulinum, y que los nitratos añadidos a los alimentos son transformados en nitritos por la acción bacteriana que habita normalmente en los alimentos y que son inofensivas. Los nitritos también reaccionan en el estómago con otros componentes de alimentos para formar nitrosaminas, que son potentes cancerígenos, que han sido implicadas en cánceres del estómago, del esófago y de los conductos nasales. Los efectos en la salud más preocupantes son la metahemoglobinemia causada por los nitritos y el cáncer causado por las nitrosaminas. La metahemoglobinemia es una condición en la que la hemoglobina (proteina que transporta oxígeno) sanguínea normal es convertida en metahemoglobina, una forma que no transporta el oxígeno con eficiencia. La sangre normal contiene un 1% de metahemoglobina, cuando los niveles de metahemoglobina llegan al 10% aparecen síntomas como piel azulada; a niveles de metahemoglobina de 20% se reduce la oxigenación del cerebro; si el nivel llega al 60% se produce estupor, coma y la muerte. Casi todos los casos de metahemoglobinemia son resultado de tomar agua de pozos con altos niveles de nitratos (100 mg / L), que luego son convertidos en nitritos en el cuerpo. Casi todos los casos fatales de metahemoglobinemia ocurren en bebés.



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La protección más efectiva contra la hemoglobinemia es evitar el agua con alta concentración de nitratos. La protección contra las nitrosaminas involucra tres estrategias: La reducción dietética de alimentos y agua que contengan nitratos y nitritos añadidos; incrementar el consumo de frutas y verduras ricas en vitamina C y otros antioxidantes; dejar de fumar. Es importante hacer notar que, para ser efectiva, la vitamina C debe estar presente en el estómago en el mismo momento en que ocurre la reacción que forma la nitrosamina. Si se consume una comida que se sabe contiene un alto contenido de nitratos o nitritos (como tocino o salchichas), es prudente servir también jugo de cítricos o cualquier otro alimento rico en vitamina C. En nuestro país los productos cárnicos como el jamón cocido tienen una adición de nitrito restringida a 156 partes por millón (mg/kg), en este nivel el nitrito en combinación con el pH, la concentración de sal y las temperaturas de cocción utilizadas en la elaboración de dichos productos es suficiente para controlar las bacterias del género clostridia cuyas toxinas son capaces de causar la muerte a los humanos. OBJETIVOS

Evaluar la cantidad de nitritos presentes en los productos cárnicos (jamones o salchichas ) mediante el método de comparación visual.

Comprender que la colorimetría es un método adecuado para la determinación de la concentración de un compuesto que forma una disolución colorida.

Entender cómo afecta el contenido de nitritos la salud humana. Conocer los conceptos de reacción química, concentración y dilución.

PROBLEMA A RESOLVER

¿Cuál es el contenido de nitritos en el jamón o salchicha que analizarás?

¿El producto cumple con la norma en cuanto al contenido de nitritos?

ACTIVIDADES PREVIAS

1. Plantea un diagrama de flujo, con objeto de tener una guía del trabajo experimental.

2. Lee cuidadosamente toda la práctica y justifica la selección de los métodos que utilizarás.



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3. Investiga la toxicidad de los compuestos que se utilizan en la práctica, y en función de ello discute con el profesor, la forma de desecharlos una vez terminado el experimento.


MATERIALES SUSTANCIAS 8 tubos de ensayo de diámetro idéntico 1 mortero

Sulfato de aluminio dodecahidratado. Al2(SO4)3 . 12 H2O

8 tapones de hule para los tubos de ensayo Amoniaco conc. (NH3) 3 pipetas graduadas, una de 2, otra de 5 y una de 10 mL 4 Matraces volumétricos de 50 y 100 mL

Disolución Sulfanilamida, 4-(H2N)C6H4SO2NH3 (0.625 g/100 mL HCl 0.1M) *

1 piseta con agua destilada 4 pipetas Beral

Disolución. N-Naftil-Etilendiamina C10H7NHCH2CH2NH2 .H2O 0.1% en agua

1 propipeta Disolución. NO2- (ion nitrito)1000 mg / L

1 gradilla 1 espátula

Disolución saturada de Cloruro de mercurio (II) HgCl2

papel absorbente Carbón activado 1 termómetro 1 balanza sens. 0.01 g 1 varilla de vidrio 1 vasos de precipitados de 50 mL 1 parrilla de calentamiento

* También puede utilizarse ácido sulfanílico (4-(H2N)C6H4SO3H) en vez de la sulfanilamida, (0.625 g / 100 mL HCl 0.1 M. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL ACTIVIDADES A REALIZAR POR EL PROFESOR Las disoluciones “madre” y estándar de nitritos se preparan de la siguiente manera: 1. Disolución madre de nitrito (1000 mg/L)

Pesar 0.15 g. de nitrito de sodio (NaNO2), colocarlo en un matraz aforado de 100 mL y llevar a la marca de aforo con agua destilada.

2. Disolución estándar de 10 mg / L de nitrito Tomar 1 mL de la disolución madre de nitrito de 1000 mg/L, colocarlo en un

matraz aforado de 100 mL y llevar a la marca de aforo con agua destilada. 3. Disolución estándar de nitrito de 1 mg / L

Tomar 5 mL de la disolución estándar de 10 mg / L de nitrito, colocarlos en un matraz aforado de 50 mL y llevar a la marca de aforo con agua destilada.

ACTIVIDADES A REALIZAR POR LOS ALUMNOS 1. Calibración de los tubos de ensayo



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Toma 8 tubos de ensayo de diámetro idéntico y en cada uno de ellos coloca 10 mL de agua destilada, medida con pipeta de 10 mL. Marca el nivel de los 10 mL de agua en el tubo de ensayo con un masking tape.

2. Preparación de las soluciones patrón de comparación visual Principio: El ion nitrito (NO2

-) reacciona con el ácido sulfanílico y con la N-naftil- etilendiamina formando un compuesto diazoíco, de color rojo, a un pH de 2 a 2.5. Se prepara una serie de disoluciones patrón con concentraciones variables de NO2

- que servirán como patrón de color para efectuar comparaciones visuales con las soluciones problema de NO2

- (ion nitrito), provenientes de los embutidos. En los 5 tubos de ensayo calibrados, a los que previamente se ha marcado el nivel de 10 mL, prepara la serie de disoluciones patrón de nitrito (NO2

- ) para la colorimetría visual de acuerdo con la siguiente tabla:

No. DE TUBO DE ENSAYO

1 2 3 4 5

Vol. de solución NO2- 1 mg/L (mL.) 1 2 5 ---- ----

Vol. de solución NO2- 10 mg/L (mL.) ---- ---- ---- 1 3

Vol. sulfanilamida en mL 1 1 1 1 1 Vol. N-naftil- etilendiamina en mL 1 1 1 1 1 Concentración de NO2

- en mg/L 0.1 0.2 0.5 1.0 3.0 Añade agua destilada hasta la marca de 10 mL, tapa los tubos de ensayo con los tapones de hule, mezcla y espera 10 min para el desarrollo de color. 3. Preparación de la muestra

Coloca 2 g. del embutido seleccionado, previamente molido, respectivamente en 3 vasos de precipitados de 100 mL y en cada uno de ellos realiza el siguiente procedimiento:

Adiciona 15 mL de agua destilada calentada a 80 0C, con un agitador, se

mezcla perfectamente, para deshacer los grumos.

Pasa el contenido a otro vaso de precipitados de 100 mL (solamente la disolución, el sólido se descarta), el vaso y el agitador se lavan con porciones de 2 mL de agua caliente.

El vaso de precipitados que contiene la disolución se coloca a baño Maria

de 70 a 80 0 C durante 15 minutos, agitando constantemente.

Se deja enfriar y se añaden 1 mL de la solución saturada de cloruro mercúrico y se mezcla para que aclare la solución.



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Adiciona 1 mL de crema de alúmina y si existe color añade una punta de espátula de carbono vegetal activado. Filtra la disolución y el filtrado junto con las aguas de lavado transfiérelas a un matraz volumétrico de 25 mL, agrega 1mL de sulfanilamida y 1 mL de N-naftil- etilendiamina. Lleva a 25 mL con agua destilada, mezcla perfectamente.

Transfiere 10 mL de la disolución anterior a un tubo de ensayo y compara visualmente la intensidad del color de la disolución con las de las disoluciones patrón y estima de ahí la concentración de nitrito en la disolución problema.

REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES. Anota en tu bitácora el dato obtenido de la concentración estimada mediante la comparación visual, calcula el promedio de las tres estimaciones, y con éste dato realiza el siguiente cálculo: Contenido de nitrito en el embutido:

mg/kg (NO2-) = (A x 25) / B

A = concentración estimada de NO2

- en el embutido, obtenida de la comparación visual.

B = peso de la muestra de embutido empleado para el análisis. Consulta el acordeón No. 3



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1. ¿Cuál es el contenido de nitrito expresado en mg/kg en el embutido que analizaste?

2. ¿El embutido cumple con la norma establecida para el contenido de

nitritos?

3. ¿Por qué consideras que es importante realizar éste tipo de prácticas? 4. Menciona tres aspectos relevantes de la práctica. Indica el orden de

importancia de mayor a menor.

EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ Relación Ciencia, Tecnología, Sociedad y Medio Ambiente. Conservación de alimentos. La amplia gama de alimentos dispuestos en las estanterías de los supermercados ha crecido rápidamente en la última década; sin embargo, todas las formas de conservación de alimentos siguen basándose sólo en dos principios. Uno de ellos es destruir, desactivar, o eliminar aquellos elementos que pueden estropear la comida. El otro consiste en lograr las condiciones que inhiben a dichos elementos contenidos en los alimentos. Los microorganismos como la levadura, el moho y las bacterias son los causantes de la mayoría de los deterioros de los alimentos. El calor puede destruir los organismos y desactivar las enzimas, pero desafortunadamente también puede ocasionar cambios desagradables en el color, el sabor, la textura y el valor nutritivo. Dentro de los procesos del tratamiento de los alimentos para su conservación, que involucran el calor están: La pasteurización, la esterilización, los procesos de secado, el congelado-desecado, la concentración congelación. Otro método de conservación de alimentos es por medio de la irradiación con rayos gamma. Los conservadores preservan a los alimentos de la acción bacteriana y permiten que duren más. También es usual el uso de antibióticos como conservadores de alimentos, como por ejemplo, en la leche. El empleo de antibióticos ha sido el culpable de reacciones alérgicas en algunas personas, es más podrían conducir a una resistencia bacteriana.



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PALABRAS CLAVE PARA LA CONSTRUCCIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL Construye un mapa conceptual que involucre los conceptos relacionados con los experimentos que se llevaron a cabo en toda la actividad experimental, relaciónalos del más general a los particulares.

Concentración Comparación visual Patrón Patrón primario Disolución estándar Disolución madre Curva patrón

MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS GENERADOS Los desechos que se generan en la práctica deben recolectarse en recipientes debidamente etiquetados para su posterior tratamiento. Los restos del embutido tratado, guárdalos en una bolsa de plástico bien cerrada y deposítala en la basura. ACORDEÓN No 1. Preparación de los reactivos utilizados en la práctica.

CREMA DE ALUMINA: Se preparan 200 ml de solución saturada de sulfato de aluminio dodecahidratado. con agitación constante se añade amoniaco hasta que la solución sea alcalina al papel tornasol. Se deja sedimentar el precipitado y se lava con agua, eliminando ésta por decantación. Se lava hasta que en el agua de lavado no exista formación de un precipitado de sulfato de bario al adicionar unas gotas de solución de cloruro de bario. Se elimina el exceso de agua y se guarda la crema en un frasco con tapa.

SOLUCIÓN DE SULFANILAMIDA: Pesar 0.625 g de sulfanilamida y llevar

a 100 mL con ácido clorhídrico 0.1 molar.

SOLUCIÓN DE N-NAFTIL- ETILENDIAMINA 0.1 %: Pesar 0.1 g. de n-naftil-etilendiamina y llevar a 100 mL con agua destilada.

No 2

Patrón, Material de referencia, instrumento de medición, medida materializada o sistema de medición destinado a definir realizar, conservar o reproducir una unidad o uno o más valores de una magnitud para utilizarse como referencia.

Patrón primario, patrón que es designado o reconocido ampliamente como

un patrón que tiene las más altas cualidades metrológicas y cuyo valor es aceptado sin referencia a otros patrones de la misma magnitud.

Residuos



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Disolución madre, corresponde a la disolución de máxima concentración

en un análisis. Es a partir de ésta disolución que se preparan las disoluciones de trabajo.

Disolución estándar, disolución de concentración conocida preparada a

partir de un patrón primario. No. 3 A continuación se presenta un ejemplo de cálculo para la estimación del contenido de nitritos, expresado en mg / Kg. Supóngase que se pesaron exactamente 2 gramos de muestra y que después de tratarla, la disolución se llevó a un volumen final de 25 mL. De la comparación visual se estimó una concentración de nitrito de 2 mg/L. Cálculo: 2 mg nitrito ------- 1000 mL de disolución X -------- 25 mL de disolución X = 0.050 mg de nitrito 0.050 mg nitrito --------- 2 gramos de muestra X ---------- 1000g de muestra X = 25 mg / Kg Resumen de cálculo: mg / Kg de nitrito = [(2 X 25) ÷ 1000] X 1000 ÷ peso muestra. Fòrmula:

mg / Kg nitrito = (conc, estimada X 25) ÷ peso muestra REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Harte J. y coautores, Guía de las Sustancias Contaminantes, Grijalbo, México, págs 485- 491, 1995.

2. Norma Oficial Mexicana NMX-AA-077-CSFI-2001.

3. Revista Quest, Vol 9 Alimentos y nutrición Ediciones Rialp Madrid, págs.

57-581990.



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EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ DESCUBREN EL CÓDIGO GENÉTICO DEL ARROZ ESPERANZA. Investigadores de Washington consideran que el mapa del grano tendrá un impacto en la alimentación mundial. Científicos de la universidad de Washington en Seattle, en coordinación con investigadores chinos, publicaron hoy en la revista Science la secuencia del genoma completo de la planta del arroz. Los expertos esperan que el hallazgo permita mejores cosechas para disminuir el problema mundial del hambre. Cada día mueren 24 mil personas de hambre y causas relacionadas, y 800 millones de personas la padecen. La población humana crece día a día, mientras las áreas para las siembras disminuyen debido a la sequía, a problemas políticos, militares, pobreza extrema y otras razones más complejas. El panorama al respecto, de acuerdo a todas las predicciones científicas, es negro. Por eso el código genético del arroz representa una esperanza para acelerar mejorías en la calidad nutricional del grano, lograr campos de agricultura sustentable para alcanzar las crecientes necesidades mundiales de alimento. Sorprendentemente el arroz parece ser mucho más complejo de lo que los científicos pensaron. Esta constituido por una gran cantidad de genes. Ambos equipos han cooperado con un grupo agroquímico suizo que trabaja para la empresa Syngenta AG., para publicar los dos borradores de secuencias del genoma del arroz. Los investigadores consideran que el mapa de todos los genes del arroz tendrá un impacto más inmediato en el mundo que el del genoma humano.Donald Kennedy, director de la revista Science dijo que “es el cultivo más importante del mundo en lo que respecta a las calorías que la gente consume. Si sabes cómo es el arroz, estás a un paso de conocer plantas similares con genomas más amplios, como el trigo, el maíz o la avena”. Kennedy considera el estudio como uno de los más importantes publicados por su revista en varios años. Los investigadores ya han comenzado a utilizar el genoma del arroz como “plantilla” para buscar genes clave que ayudarán a mejorar otros cultivos. Steve Briggs, de la empresa Syngenta ( que ha solicitado varias patentes del denoma del arroz) señalo que “el mapa genético del arroz eatá directamente relacionado con el maíz, el trigo y la cebada, lo que proporciona oportunidades comerciales para mejorar todos los cultivos de cereales”. Briggs cree que pronto será posible obtener cepas de arroz superiores, utilizando la genética en objetivos concretos. Así, se lograría trabajar en características tales como la resistencia a las enfermedades, a la sequía o la calidad del cultivo.



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EL ARROZ TIENE MÁS GENES QUE LOS HUMANOS La planta del arroz entre 46 mil y 55 mil genes, mientras el ser humano tiene unos 30 mil. El físico canadiense Gane Ka-Shu Wong asegura que al principio este dato le decepcionó pero luego consideró que plantas como el arroz usan sus genes de una forma menos eficiente que los animales. Una posible explicación para el menor número de genes en el humano es que el cuerpo hace múltiples combinaciones y emplea proteínas controladas por los genes en variadas y creativas formas . El arroz alimento básico para entre un tercio y la mitad de la población mundial, es la segunda planta cuyo genoma logra secuenciarse. La otra es el Arabidopsis, una raíz relacionada con la mostaza y de frecuente estudio en laboratorios. La secuencia del arroz tipo indica en su variedad contiene 466 millones de pares base, 3.7 veces mayor que la planta de la mostaza. Las diferencias en la longitud de los genes puede significar diversos mecanismos para la generación de proteínas . El 70% de los genes de arroz son la duplicación, es decir, seguramente codifican alguna forma de proteína. Alrededor de 1.7 % del genoma son frecuencias repetidas. Sólo unos pocos pares base, son utilizados como marcadores o puntos de referencia de este geneoma. Los científicos chinos utilizaron el mismo método empleado en la consecución del genoma de la mosca de la fruta, y el que usaron en “Celera Genomics” para el genoma humano. Para el arroz tipo japónica, que contiene 389 a 420 millones de pares base se utilizó el método de ensamble de secuencias, que es sólo una ligera variante del método usado en el otro tipo de arroz. Resumen tomado de: Huesca Patricia. Periódico Crónica, sección Ciencias., 5 de abril del 2002 Reúnete con tus compañeros para analizar este texto y comenta acerca de los riesgos y beneficios que representa el manejo genético del arroz.



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Unidad temática: MEDICAMENTOS, PRODUCTOS QUÍMICOS PARA LA SALUD



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ASPIRINA, ¿LA PANACEA DEL SIGLO XX? Síntesis e identificación del Ácido Acetilsalicílico

INTRODUCCIÓN La aspirina, considerada el medicamento más popular por sus diferentes aplicaciones, que van desde un simple dolor de cabeza hasta problemas en el sistema cardiovascular, en sus más de 100 años no ha perdido su carácter de medicamento ideal. (panacea) En la antigüedad se empleaba la corteza del sauce para aliviar los dolores, y fue en el siglo XIX cuando se inició la investigación para hallar el principio activo de esta corteza. En 1828 se logró aislar el silicato y posteriormente el ácido salicílico, que resultó ser una sustancia muy agresiva para la garganta y el estómago. Años más tarde se logró la síntesis de un derivado de este ácido, un éster del ácido salicílico. Hoy, esta sustancia se conoce como ácido acetilsalicílico y es el principio activo de la mundialmente famosa “aspirina”, que se emplea para una gran variedad de padecimientos, como pueden ser dolores de cualquier parte del cuerpo, para abatir la fiebre, para problemas reumáticos, inflamaciones, para prevenir la formación de trombos, prevenir infartos y, tal vez, en tu casa alguna vez la han colocado en el agua de un florero, para que las flores duren más. ¿Alguna vez has tomado una aspirina, en qué cantidad, de qué marca, en qué presentación, para qué padecimientos? Si nos preguntamos qué cantidad de aspirinas se producen en el mundo y cuanto se consume, estaríamos hablando de cerca de 45 mil toneladas al año, esta cifra tan grande, ¿podría ser señal de la importancia de esta sustancia?. Si te asomas al botiquín de tu casa, o a los anaqueles de una tienda o de una farmacia, seguramente observarás la presencia de ácido acetilsalicílico, en varias presentaciones, marcas, tamaños y precios, ¿la efectividad es la misma?, ¿cuál comprarías?. Para conocer más sobre esta sustancia y decidir cual comprar, te proponemos realizar las siguientes actividades experimentales. PARTE 1. Síntesis del Ácido Acetilsalicílico



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OBJETIVOS

Obtener el ácido acetilsalicílico.

Determinar algunas de sus propiedades físicas: temperatura de fusión, color y forma de los cristales.

PROBLEMA A RESOLVER

Sintetizar el ácido acetilsalicílico que es el principio activo de la aspirina.

ACTIVIDADES PREVIAS Trabajando en equipo y consultando bibliografía:

1. Investiga acerca de la corteza del árbol de sauce, su lugar de origen y el científico que descubrió su uso.

2. Revisa las principales características que hacen diferente un producto natural de uno sintético.

DISEÑO EXPERIMENTAL MATERIALES SUSTANCIAS 2 tubos de ensayo 1 pipeta de 5 mL 1 soporte universal con aro de metal y tela de asbesto. 2 pinzas para tubo de ensayo 1 embudo de tallo corto 1 vaso de precipitado de 250 mL 2 papeles filtro Whatman No. 5 1 termómetro 1 microscopio o una lupa 1 balanza digital 1 vaso de precipitados de 50 mL 2 pipetas Beral 1 piseta con agua destilada

1.0 g. de ácido salicílico (COOHC6H4OH) 20 mL de agua helada 0.5 mL de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado (18 M) en un frasco gotero 20 mL de anhídrido acético

(C4O3H6) Baño de hielo (hielo)



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¡PRECAUCIÓN!

Las soluciones concentradas de

anhídrido acético y de ácido sulfúrico

son irritantes y corrosivas para los tejidos, causando

quemaduras y destrucción de los

mismos.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL PARTE 1. Síntesis u obtención del ácido acetilsalicilico

1. En un tubo de ensayo perfectamente seco y limpio pesa 1.0g de ácido salicílico. Observa y registra sus características físicas en la tabla No. 1

2. Agrega 1 mL (20 gotas)de anhídrido acético, agita ligeramente y

agrega un exceso de 1.0 mL y agita vigorosamente. ¿Para qué se agita el tubo? 3. Con precaución, agrega dos gotas de ácido sulfúrico

concentrado y agita nuevamente el tubo de ensayo. ¿Para que se adiciona el ácido sulfúrico?

4. Coloca el tubo en un baño María y mantén una temperatura

constante a 50°C durante 8 minutos. Para el baño María utiliza un vaso de precipitado de 250 mL con agua de la llave. Cuida que no entre agua al tubo. ¿Qué pasaría si entrara agua al tubo de ensayo? 5. Puedes medir la temperatura con un termómetro o calentar en una parrilla con termostato. ¿Por qué es necesario controlar la temperatura?

6. Retira el tubo de ensayo con las pinzas y agrega 1mL de agua helada, agita vigorosamente. Enseguida coloca el tubo en un baño de hielo y con el agitador raspa las paredes del tubo de ensayo cercanas a la superficie de la disolución para acelerar la cristalización (debes observar la formación de pequeños cristales). ¿Cuál es la función del agua fría?



140

7. Separa los cristales de ácido acetilsalicílico obtenidos, por filtración, y lávalos dos veces, con cantidades pequeñas de agua fría. Observa los cristales al microscopio o con una lupa. ¿Cuál es la forma de los cristales?

8. Coloca los cristales entre dos papeles filtro y presiona para extraer el

agua y sécalos. 9. Separa unos cristales del producto obtenido y determina su punto de

fusión.

10. De forma similar toma unos cuantos cristales de ácido acetilsalicílico del frasco de reactivos (reactivo testigo) y determina su punto de fusión.

11. Compara ambos resultados ¿Qué diferencia hay en las determinaciones de punto de fusión de las dos

sustancias?¿Puede considerarse pura la sustancia que obtuviste ? 12. Guarda los cristales en un frasco limpio, para utilizarlos en la

siguiente actividad. 13. Registra y describe en la siguiente tabla, las observaciones más

relevantes. TABLA No. 1 REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES

Propiedades FísicasNombre de la sustancia

Representación química

Color FormaPunto.

de fusión

¿Es reactivo?

¿Es producto?

¿Qué tipo de

reacción es?

Ácido

Salicílico

Anhídrido Acético

Ácido

Sulfúrico

Ácido

Acetilsalicílico



141

PARTE 2. Determinación del pH y la solubilidad en ácido, e identificación de la presencia del excipiente en “aspirinas” de diferentes marcas comerciales. OBJETIVOS

Determinar el pH de cinco “aspirinas” de diferente marca comercial.

Identificar el ácido acetilsalicílico, como principio activo de diferentes productos comerciales de aspirina.

Identificar los ingredientes no activos (excipientes), que contienen diferentes marcas de tabletas de aspirinas.

Explicar por qué las presentaciones de diversas marcas de aspirina tienen diferente precio.


¿Qué otras sustancias además del ácido acetilsalicílico contienen las “aspirinas” de diferentes marcas comerciales?

¿Cómo varía el pH en cada marca comercial?

ACTIVIDADES PREVIAS Trabajando en equipo y consultando bibliografía:

1. Lee con atención las etiquetas que indican el contenido de cinco cajas de aspirinas de diferentes marcas comerciales y realiza un estudio comparativo del precio de cada marca comercial de aspirina. Registra esta información en tu cuaderno.

2. ¿Cuál es la sustancia común en todas las marcas de aspirina? 3. Antes de iniciar las actividades experimentales, lee con atención

todo el contenido del documento, principalmente el diseño experimental. Si tienes alguna duda consulta con tu profesor.

4. Elabora un diagrama de flujo del procedimiento experimental.



142

¡PRECAUCIÓN!

El ácido clorhídrico libera una

gran cantidad de calor y vapores al contacto con

agua.


MATERIAL SUSTANCIAS Papel periódico 3 frascos goteros 2 hojas de papel blanco 5 tubos de ensayo pequeños 5 tiras de papel pH 1 balanza digital 2 frasco ámbar de 100 mL 1 matraz volumétrico de 100 mL

5 tabletas de aspirina de marcas comerciales diferentes que contengan ácido acetilsalicílico. 5 tiras de papel pH Ácido clorhídrico (HCl) 1M Ácido acetilsalicílico (COOHC6H4OH)obtenido en la actividad anterior 1 cucharada de maicena 1 cucharada de azúcar 1 cucharada de talco sin aroma 1 cucharada de sal 1 tableta de aspirina envejecida (*) 2 gotas de tintura de yodo (**) 2 gotas de solución de cloruro férrico (FeCl3) al 2%.* Puede usarse nitrato férrico, Fe(NO3)3 (**) 150 mL de alcohol etílico (CH3CH2OH) Agua destilada

(**) de reciente preparación PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL (*)Preparación de reactivos por el profesor.

Aspirina vieja. Para preparar aspirinas “envejecidas”, calienta, durante cinco minutos,

algunas aspirinas envueltas en papel toalla ligeramente húmeda, en un horno de microondas durante unos 5 minutos. (esta actividad se puede realizar en casa un día antes)

(**)Tintura de yodo.

Disolver 5 g. de yodo (I2) y 6 g de yoduro de sodio (NaI) en 125 mL de alcohol etílico (CH3CH2OH) y diluir hasta 250 mL con agua destilada.

Almacenar esta solución en un frasco ámbar etiquetado. Distribuir la disolución en frascos goteros, para entregar a cada equipo de alumnos.

(**)Solución de cloruro férrico (FeCl3) o nitrato férrico

Fe(NO3)3 A 100 mL de agua destilada agregar 2 g. de cloruro férrico (o nitrato férrico). Agitar hasta disolución completa y colocar en frascos goteros. (Se recomienda disoluciones recién preparas)



143

¡PRECAUCIÓN!

Tirar las disoluciones al

drenaje y dejar que fluya el agua.

Solución del ácido clorhídrico 1 M (HCI)

Se recomienda preparar 100 mL de disolución y distribuirla en frascos goteros , uno para cada equipo de alumnos.

En un matraz volumétrico de 100 mL coloca 50 mL de agua destilada, agrega cuidadosamente 8.38 mL de HCI 12M, tener cuidado porque se desprende calor, esperar a que enfríe y agitar levemente.

Agrega agua hasta alcanzar la marca de aforo de 100 mL,

vacíala a un frasco previamente etiquetado. A. Determinación del pH de cinco “aspirinas” de

diferentes marcas comerciales (analgésicos)

1. Observa las etiquetas de cada diferente marca comercial de aspirinas y registra en la tabla No.2, los componentes de cada analgésico.

2. Coloca una o dos tabletas molidas en un tubo de ensayo. Si utilizas una

tableta agrega 7.5 mL de agua destilada y si son dos tabletas agrega 15 mL de agua destilada. ¿Qué es un analgésico?¿Porqué se tienen que moler las tabletas?

3. Agita el tubo de ensayo para mezclar perfectamente la disolución 4. Repite la misma operación para cada marca de analgésico.

5. Mide la acidez de cada marca de aspirina con el papel pH y registra el

valor en la tabla No. 2

¿Cuál de las marcas tiene el menor valor de pH y cuál el mayor? ¿Qué indica que tenga un pH alto y uno bajo?



144

NOTA

El tiempo de disolución es en el que la mayor parte de la pastilla se disuelve.

REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES. TABLA No. 2. pH de cinco diferentes marcas de “aspirinas”

Nombre comercial de cada marca de

analgésico

Componentes de cada tableta de analgésico, según lo que indica la

etiqueta pH del analgésico

Marca No. 1

Marca No. 2

Marca No. 3

Marca No. 4

Marca No. 5

B. Determinación de la solubilidad de diferentes marcas de tabletas de analgésico en el ácido clorhídrico.

1. Coloca una tableta de cada uno de los diferentes analgésicos en cinco

tubos de ensayo y agrega a cada uno 3 mL de HCI 1M. 2. Sin agitar registra el tiempo que tarda en disolverse cada tableta. ¿Qué pasaría si agitas? 3. Registra las observaciones y el tiempo de disolución en la

tabla No. 3 ¿Se disuelven todos los componentes de la aspirina? 4. Compara el producto (aspirina) que se disolvió más rápido,

con la composición del analgésico que aparece en la etiqueta y con el resto de los productos comerciales.

¿En qué observas que son diferentes? 5. Tira la disolución al drenaje y deja que fluya suficiente agua.



145

REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES. Tabla No. 3. Valor de pH y solubilidad en HCI de cinco analgésicos diferentes.

Nombre comercial de cada marca de analgésico

Componentes de cada tableta de analgésico, según lo que indica la etiqueta

Tiempo (min) de disolución

en HCI de cada analgésico

Observaciones y conclusiones

Marca No. 1

Marca No. 2

Marca No. 3

Marca No. 4

Marca No. 5

C. Identificación del excipiente que contienen las tabletas de cinco diferentes analgésicos. 1. Divide dos hojas de papel blanco en once partes 2. Escribe en cada papel los nombres de las siguientes sustancias: almidón,

azúcar, sal, talco, ácido salicílico, aspirina envejecida y los nombres comerciales de cinco analgésicos.

3. Coloca los once papeles sobre papel periódico y colocar ½ cucharadita de

cada sustancia en dos de los extremos de cada papel. 4. Pon de 1 a 2 gotas de tintura de yodo en una de las partes de cada

sustancia. ¿Cuál es la razón de adicionar yodo? ¿Se observan cambios de color, que reacción ocurre?

5. Agrega de 1 a 2 gotas de nitrato férrico al 2%, en la segunda parte de la cada

sustancia. Observa si hay cambios de color. ¿Con qué sustancias reaccionan las sales férricas?



146

6. Registra las observaciones, evidencias experimentales y resultados en la

tabla No. 4. Tabla No. 4 Identificación y determinación de la composición de cinco tabletas de analgésicos de cinco marcas diferentes.


1. Reúnete con tus compañeros y forma grupos de trabajo para discutir los resultados y compararlos con el resto de tus compañeros.

2. Con ayuda del profesor, trata de encontrar las fuentes de error, en caso de no obtener el producto esperado.

3. ¿Qué cantidad de ácido acetilsalicílico en peso se obtuvo? 4. ¿Qué problemas tuviste para la síntesis del ácido acetilsalicílico? 5. ¿Cuál es el principio activo de las muestras analizadas? 6. Los analgésicos comerciales analizados ¿son sustancias puras o

mezclas? 7. ¿Cuál es la función del ingrediente no activo (excipiente) que se

encuentra en mayor proporción en las tabletas de aspirina? 8. ¿Qué efecto tiene en el organismo el producto comercial con el pH

más bajo? 9. ¿Durante la disolución de la muestra hay componentes que no son

solubles?

Nombre de la sustancia patrón Nombre de la marca de cada analgésico

Propiedades físicas de cada sustancia. Color, olor, apariencia, etc.

¿Se observa reacción con el yodo? Anotar cambios de color, formación de sólido etc.

¿Se observa reacción con la sal férrica? Anotar cambios de color, formación de sólidos, etc.

Con base a las observaciones ¿Qué componentes tiene en común cada uno de los analgésicos de las 5 marcas diferentes

Ácido salicílico

Almidón Azúcar Talco Sal

Aspirina “envejecida”

Marca No. 1 Marca No. 2 Marca No. 3 Marca No. 4 Marca No. 5



147

EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TÚ Relación Ciencia, Tecnología, Sociedad t medio Ambiente.

Aspirina. 101 años de batallas ganadas. La aspirina alivia dolores leves y es un antiinflamatorio eficaz. Actúa inhibiendo la producción de prostaglandinas, que son compuestos que intervienen en la transmisión de señales de dolor al cerebro. La inflamación se debe a una producción excesiva de derivados de prostaglandinas, la acción antiinflamatoria de la aspirina es resultado de la inhibición de la síntesis de prostaglandinas: La aspirina suele ser el fármaco inicial preferido para el tratamiento de la artritis, enfermedad que se caracteriza por una inflamación de las articulaciones y el tejido conectivo.

La aspirina también actúa como anticoagulante, esto es, inhibe la coagulación de la sangre: Los estudios indican que cada vez que se ingiere aspirina hay un poco de sangrado intestinal , ésta perdida suele ser insignificante pero en algunos casos podría ser de mayor magnitud. Por otro lado, al parecer ciertas dosis pequeñas diarias reducen el riesgo de sufrir infartos o apoplejías, quizás por la misma acción anticoagulante que causa el sangrado en el estómago.

Analgésicos combinados.

Durante muchos años, la combinación más conocida fue la de aspirina, fenacetina y cafeína, que se vendía con diversas marcas comerciales. La fenacetina es más o menos tan eficaz como la aspirina en cuanto a bajar la fiebre y a aliviar los dolores leves, sin embargo, se le ha implicado en daños a riñones, anormalidades de la sangre y como posible carcinógeno. La FDA prohibió su uso en EUA en 1983.

A partir de entonces, el Anacin, Empirin y Exendrin, por ejemplo, sólo tienen aspirina y cafeína. La cafeína es un estimulante moderado que se encuentra en el café, té y el jarabe de cola. No hay pruebas confiables en que la cafeína mejore significativamente el efecto de la aspirina. De hecho, se tienen indicios en cuanto a la reducción de la fiebre, la cafeína contrarresta el efecto de la aspirina, por lo que las combinaciones que contienen cafeína son menos eficaces que la aspirina solapara este uso

En las farmacias de todo el mundo, encontramos una gran variedad de productos analgésicos. Se venden en diferentes presentaciones: tabletas, cápsulas, comprimidos, grageas, polvos, pomadas. La mayoría de los que contienen ácido acetilsalicílico contienen 325 mg de este principio activo; sin embargo, los productos denominados extrafuertes contienen 400-500 mg.

Los costos de estos medicamentos son muy variables.

Para saber que producto te conviene comprar, puedes hacer una comparación entre la cantidad de principio activo que tienen las diferentes marcas comerciales de analgésicos y su costo. Lo anterior se le conoce como “análisis de costo beneficio”.

Registra en la tabla No. 5 los datos y observaciones de las diferentes marcas de analgésicos analizados.

Dr. Felix Hoffmann (1868-1946).

Sintetizó el ácido acetil salicílico



148

TABLA NO 5. LAS ETIQUETAS Y LOS COSTOS

Nombre del

producto

Componentes activos

Masa del componente

activo por tableta (g)

Masa de una tableta

Número de

pastillas

Precio por

pastilla

Costo de 1 g de

principio activo

Conclusiones

Marca No. 1

Marca No. 2

Marca No. 3

Marca No. 4

Marca No. 5

PALABRAS CLAVE PARA CONSTRUIR UN MAPA CONCEPTUAL Construye un mapa conceptual que incluya los conceptos relacionados con las actividades experimentales, relacionándolos del concepto más general a los particulares.

Sustancia Composición Medicamento Excipientes Compuesto Propiedades físicas Mezcla Propiedades químicas Aspirina Ácido acetilsalicílico Principio activo pH Analgésico Solubilidad

MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS GENERADOS

• Recolecta los desechos que se producen en la primera actividad en un frasco etiquetado, y agrega gotas de hidróxido de sodio poco a poco hasta neutralizar, para que puedan ser arrojados a la tarja

Residuos



149

con abundante agua. • Los desechos que se producen en la segunda actividad, se desechan

directamente a la tarja con suficiente agua. • Los sólidos que se generan se desechan directamente a la basura.

ACORDEÓN No. 1. El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una sustancia. Las que presentan valor por debajo de 7 en la escala de pH se clasifican como ácidos, los que están arriba de 7 son bases. A menor valor de pH más ácida es la sustancia. No. 2. En forma general los medicamentos presentan un principio activo y varios ingredientes no activos(excipientes) que tienen funciones específicas como por ejemplo, la sustancia aglutinante, que sirve para mantener juntos todos los ingredientes, por ejemplo el almidón. No. 3. Reacción de síntesis de la aspirina (ocurre en medio ácido) H2SO4 2C7H6O3(s) + C4H6O3 (l) 2C9H8O4(s) + H2O(l) ácido salicílico anhídrido acético (ácido acetil salicílico)

aspirina No. 4. Si hay almidón al reaccionar con el yodo se producirá un color azul oscuro. No. 5. El ácido acetilsalicílico se identifica con las sales férricas y se observará un color rosa, ligeramente morado, o un color verde. No. 6. Existen otras sustancias que ayudan a reducir la fiebre (antipiréticos), son el acetamínofeno y el ibuprofeno. No 7. Una innovación reciente es la aspirina entérica, la cual es aspirina normal con un recubrimiento que impide que se disuelva en el ácido estomacal, pero sí le permite disolverse en el intestino delgado Las personas con problemas estomacales tienen la opción de tomas aspirinas amortiguadas, que contienen una sustancia conocida como excipiente para aminorar el efecto de la acidez de la aspirina. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Garritz, A., Chamizo, J. A. Química, Addison-Wesley Iberoamericana, México, 1998.

2. Moore. Staniski. Wood. Kotz, El mundo de la Química, Pearson Education, México187, 188, 802., 2000,



150

3. Navarro, L., F., Manual de Prácticas de laboratorio, CCH-Sur, UNAM, México, 1998.

4. Sarquis, A., Descubre y Disfruta la Química. Facultad de Química, 1993. 5. Revista Muy Interesante Año XIV No. 6, pág. 45. 6. Revista Discover en español, Febrero 1998, pág. 20. 7. Whittaker, R. M. Química General, C.E.C.S.A., México,367,1980.



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VITAMINA “C” ¿REMEDIO MÁGICO? Determinar la cantidad de un principio activo en un producto comercial

INTRODUCCIÓN Los médicos insisten en que los complementos de vitaminas y minerales no son necesarios cuando la dieta está bien balanceada e incluye la cantidad diaria recomendada de nutrimento. No obstante, las personas que deciden tomar tales complementos no sufren daño alguno si las dosis de tabletas y cápsulas de vitaminas y minerales son razonables, tales complementos pueden ser benéficos, hay ocasiones en las que el cuerpo requiere más vitaminas y minerales y los complementos son aconsejables. Por ejemplo, en los periodos de rápido crecimiento, en el embarazo, y la lactancia, en periodos traumáticos y de recuperación después de una enfermedad, podrían aumentar la necesidad de muchos nutrimentos indispensables. Las vitaminas son sustancias químicas no sintetizables por el organismo, se encuentran presentes en pequeñas cantidades en los alimentos. La vitamina C corresponde al grupo de las vitaminas hidrosolubles, y como la gran mayoría de ellas no se almacena en el cuerpo por un largo periodo de tiempo y se elimina en pequeñas cantidades a través de la orina. Por eso es importante su administración diaria. El ácido ascórbico no es sintetizable por el organismo, por lo que se debe ingerir desde los alimentos que lo proporcionan: vegetales verdes, frutas cítricas y papas Las tabletas de vitamina C contienen el ácido ascórbico (H2C6H6O6), como principio activo. Sin embargo, son una mezcla con excipientes tales como el almidón que tenderá a enmascarar el punto final de la reacción que se llevará a cabo. OBJETIVO.

Determinar la cantidad, en masa, de ácido ascórbico en una tableta de vitamina C.

PROBLEMA A RESOLVER

¿Cuánto ácido ascórbico hay en una tableta de vitamina “C”?



152

ACTIVIDADES PREVIAS.

1. Investiga los beneficios que proporciona al organismo la ingestión de complementos de vitamina C.

2. Revisa en las etiquetas de varios productos comerciales la cantidad de ácido ascórbico que contiene cada pastilla.

DISEÑO EXPERIMENTAL MATERIALES SUSTANCIAS. 1 bureta de 10 mL Tabletas de vitaminas C 1 mortero con pistilo Fenolftaleína o azul de bromotimol 1 soporte con pinzas para bureta 1 vaso de precipitados de 50 mL

Disolución de hidróxido de sodio (NaOH) 0.15 M normalizada

2 matraces Erlenmeyer de 25 mL 1 probeta de 10 mL 1 balanza digital 1 vaso de precipitados de 250 mL 1 soporte universal con aro de metal, tela de asbesto y mechero

2 pipetas Beral PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL .

1. Determinar la masa de la pastilla de Vit C completa para usarla en los cálculos 2. En un mortero pulveriza una tableta de vitamina C. 3. Para realizar la determinación volumétrica, pesa una cuarta parte de la tableta

y registra su masa.

4. Colócala en un matraz Erlenmeyer, añade aproximadamente 10 mL de agua destilada caliente y agita para ayudar a su disolución. Se sugiere filtrar la muestra de vitamina C antes de titularla

5. Agrega dos gotas de indicador al matraz.

6. En una bureta vierte la disolución de hidróxido de sodio (NaOH)

asegúrala al soporte universal. Antes de iniciar la titulación deja caer unas gotas de la disolución, para eliminar el aire que pudiera contener el fondo de la bureta, agrega más disolución, si se requiere, hasta la marca del cero.

7. Empieza a añadir lentamente (gota a gota) la disolución de hidróxido

de sodio sobre el matraz, agitándolo continuamente para homogenizar la disolución. El punto final se alcanza cuando la fenolftaleína cambia de color a rosa intenso. Consulta el acordeón.



153

8. Repite los pasos anteriores con otra cuarta parte de la tableta, para comparar los resultados.

9. Con los resultados obtenidos calcula la

cantidad de ácido ascórbico contenido en la tableta. Consulta el acordeón.

Nota: la cantidad “real” de ácido contenida en la tableta puede variar, debido a los excipientes que contienen, por ello, es conveniente que se realice la determinación por lo menos, dos veces. Si se disponen de tabletas de vitamina C con diferentes dosis: (500 mg, 1g o 2 g) pueden distribuirse éstas a los diferentes equipos, para comparar sus resultados. REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADIS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES.

NaOH Ácido ascórbico Titulación Masa de muestra (mg)

Volumen (mL) Concentración(mol/L) Volumen (mL Concentración

(mol/L)

1ª titulación

2ª titulación

GUÍA DE DISCUSIÓN. Trabajando en equipo y consultando bibliografía:

1. Reúnete con tus compañeros y forma grupos de trabajo para discutir los resultados y compararlos con el resto del grupo.

2. Escribe la ecuación que representa la reacción del hidróxido de sodio con el ácido ascórbico para formar el ascorbato ácido de sodio.

3. Calcula el número de moles hidróxido sodio que reaccionó con el ácido ascórbico.

4. Calcula el número de moles de ácido ascórbico que estaba presente en la

tableta. 5. Determina el contenido de ácido ascórbico expresado en miligramos y en

porciento en peso en la muestra de medicamento que analizaste.



154

EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TU. Relación Ciencia- Tecnología - Sociedad y cuidado del Ambiente. PAULING Y SUS ESTUDIOS ACERCA DE LA VITAMINA C Linus Pauling sugirió en 1970 que el ácido ascórbico puede servir como arma contra el resfriado común. Pauling recomendó dosis diarias de entre 1000 y 18000 mg dependiendo de la persona y las circunstancias.

Según este científico, la vitamina C puede prevenir los resfriados, o, al menos, mitigar su severidad. Sus aseveraciones se recibieron con escepticismo por muchos miembros de la comunidad científica y médica. Sin embargo, en años recientes Pauling recibió cierto apoyo médico. Debido al fuerte apoyo del público, las ventas de vitamina C se fueron por las nubes desde que Pauling hizo su primer anuncio.

Este gran investigador mencionó que la RDA (cantidad diaria recomendada) de 60 mg de vitamina C es suficiente para evitar el escorbuto, pero la vitamina C hace mucho más que prevenirlo. Consideró que también ayuda a evitar y tratar la influenza, así como varias enfermedades virales. Él pensaba que la vitamina C tiene muchas funciones, entre ellas la de fortalecer el sistema inmune, la de favorecer las cicatrizaciones de las heridas y quemaduras y también su capacidad demostrada para sanar úlceras gástricas. Al parecer, también desempeña un papel importante en el mantenimiento de suministro de colágeno del organismo. Al igual que la vitamina E, el ácido ascórbico es un antioxidante. Estas dos vitaminas, junto con el beta caroteno, han aparecido con frecuencia en los titulares en los diarios a causa de su actividad antioxidante. Loa antioxidantes suelen actuar como anticarcinógenos.

Existen pruebas crecientes de que la vitamina C es indispensable para el funcionamiento eficiente del sistema inmunológico.

Tomado de: Hill y Kolb, “Química para el nuevo milenio”, Ed. Pearson, 8ª. Edición, México, 1999

Investiga entre los productos comerciales cuáles se podrían recomendar como complementos para adquirir las cantidades requeridas por el organismo, justifica tu análisis.



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PALABRAS CLAVE PARA LA CONSTRUCCIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL Elabora un mapa conceptual que incluya los conceptos relacionados con el experimento, relacionándolos del concepto más general a los particulares.

Vitaminas Vitamina hidrosoluble Principio activo Ácido ascórbico Medicamento Vitamina C Titulación ácido-base Contenido vitamínico Indicador Fármaco Punto de equivalencia Dosis

MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS GENERADOS. Los residuos que se generan en la práctica no representan riesgo para el medio ambiente, sin embargo antes de desecharlos conviene verificar el pH y en caso necesario neutralizarlas. Se pueden eliminar por la tarja, acompañados de abundante agua. ACORDEÓN No. 1. La Vitamina C pertenece al grupo de las vitaminas hidrosolubles, interviene en el mantenimiento de huesos, dientes y vasos sanguíneos por ser buena para la formación y mantenimiento del colágeno. Protege de la oxidación a la vitamina A y a la Vitamina E, así como también algunos compuestos del complejo B No. 2. La vitamina C se oxida rápidamente y por lo tanto requiere de cuidados al momento de exponerla al aire, calor y temperatura, mientras menor calor se aplique, menor será la pérdida de contenido. Las frutas envasadas y los alimentos deshidratados, expuestos al calor, pierden gran contenido vitamínico desde el proceso de conservación. No. 3. El ácido ascórbico es una sustancia de color blanco, estable en su forma seca, pero en solución se oxida con facilidad, más aún si se expone al calor. Una dieta muy baja o carente de vitamina C produce el escorbuto (enfermedad rara en nuestros días)

Residuos



156

No.4. La vitamina C y sus funciones. En el metabolismo es de gran importancia, absorción de hierro, participa en la formación de colágeno (hidroxiprolina e hidroxilina), de ahí su importancia como cicatrizante de heridas y fracturas. En el sistema inmunológico ayuda a luchar contra las infecciones y contra las células cancerosas. Comúnmente se le atribuyen varios poderes curativos desde simples resfríos hasta enfermedades como el cáncer. No. 5. Fármaco: es toda sustancia química que es capaz de afectar a un proceso biológico y usada para el tratamiento, curación, prevención o diagnóstico de una enfermedad, la sustancia que cumple con estas propiedades se le llama Principio Activo. Entendido así, el fármaco se emplea sólo con fines terapéuticos y exclusivamente bajo prescripción médica. Todo uso de este fuera de estas condiciones resulta en un mal uso del fármaco. No. 6. Medicamento: es la especialidad farmacéutica que contiene uno o más fármacos y que se emplea para el tratamiento, curación, prevención o diagnóstico de una enfermedad. En este sentido medicamento y fármaco son sinónimos, pero hay una leve diferencia. El fármaco se refiere al principio activo, mientras que el medicamento puede llevar varios fármacos (como pasa en los anticonceptivos orales) además de los excipientes. La especialidad farmacéutica (comprimidos, supositorios, jarabes, etc.) permite la administración del fármaco gracias a la acción del excipiente. El excipiente le da a la preparación farmacéutica la "forma" para que esta pueda administrarse de la manera más adecuada. Por ello, el Excipiente es aquella sustancia que incluida en las formas galénicas, se añade al fármaco o medicamento para servirles de vehículo, posibilitar su

ESTRUCTURA QUÍMICA DEL ÁCIDO ASCÓRBICO

Vitamina C reducida Vitamina oxidada Dehidroascorbato 2,3 - Dicetogulonato



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preparación y estabilidad, modificar sus propiedades organolépticas o modificar las propiedades fisicoquímicas del medicamento y su biodisponibilidad. No. 7. Las dosis requeridas diarias de vitamina C no están definidas exactamente, sin embargo la FDA (Estados Unidos) recomienda que con 60 mg/día se mantiene un total corporal de 1.5g, cantidad suficiente para cumplir con las demandas corporales de un mes, por lo que el consumo de una fruta cítrica al día, cumple con tales requerimientos No. 8. La Titulación es un procedimiento que se emplea en el análisis cuantitativo de las reacciones ácido-base y redox, consiste en agregar en forma gradual una disolución de concentración exactamente conocida, llamada disolución estandar, se agrega en forma gradual a otra disolución de concentración desconocida, hasta que la reacción química entre las dos disoluciones alcance el punto estequiométrico o de equivalencia.

No. 9. Se dice que en una reacción ácido-base alcanza el punto de equivalencia, cuando el ácido ha reaccionado o neutralizado estequiométricamente con la base. Prácticamente, suele utilizarse un indicador colorido para detectar el punto final de la reacción, que es muy cercano al punto de equivalencia. Los indicadores ácido-base son en general sustancias que tienen colores muy diferentes en medios ácido y básico. Un indicador que se usa a menudo es la fenolftaleína, que es incoloro en medio ácido y neutro, pero rosa intenso en medio básico. No. 10. Si se conocen los volúmenes de las disoluciones estándar y desconocida que se usaron en la titulación, y la concentración de la disolución estándar, se puede calcular la concentración de la disolución desconocida.

VaCa = VbCb donde: V = volumen y C = concentración En los cálculos implicados en las titulaciones ácido base, sin importar cuál sea el ácido o la base utilizados, se requiere tener en cuenta que el número de moles de iones H+ que han reaccionado, cuando se llega al punto final, debe ser exactamente igual al número de moles de iones OH- que han reaccionado. El número de moles de una base en cierto volumen está dado por: Moles de base = molaridad (mol/L) x volumen (L) Moles de base = MbVb Donde M es la molaridad y V el volumen expresado en litros, para el ácido tenemos: Moles de ácido = molaridad (mol/L) x volumen (L) Moles de ácido = MaVa Por ello, en el punto de equivalencia tenemos: MbVb = MaVa



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REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Chang, Raymond “Química”, 4 edición, Ed. McGraw Hill, 1992, México. 2. Garritz, A, Chamizo, J.A. “Tú y la Química”, Ed. Pearson Educación de

México, S.A. de C.V., México 2001

3. Garritz, A, Chamizo, J.A. “Química”, Ed. Pearson Educación de México, S.A. de C.V., México1994.

4. Navarro, F., Manual de Prácticas de Química. Colegio de Ciencias y

Humanidades Plantel Sur, México, 1999.

5. Phillips, Strozak, Wistrom “Química, conceptos y aplicaciones”. Ed. McGraw Hill, México, 2000.

REFERENCIAS ELECTRÓNICAS http://www.nutrinfo.com.ar/pagina/info/



159


ACIDEZ ¡QUE TERRIBLE MALESTAR! Determinación de hidróxido de magnesio en un antiácido

INTRODUCCIÓN. Alguna vez te has preguntado ¿qué son las agruras?, ¿el porqué de esa sensación tan molesta de ardor estomacal?. Las causas que originan este malestar son muy diversas; el agitado ritmo de vida que llevan muchas personas provocan “tensión nerviosa” y si a esto le agregamos que muchos de los alimentos que consumimos (muy condimentados e irritantes) estimulan secreciones ácidas en el estómago, causando así un exceso de acidez, comúnmente llamado “agruras”. Como tú sabes, el estómago esta formado por proteínas, sus paredes internas están cubiertas con una membrana mucosa que lo protege de los efectos corrosivos de los jugos gástricos que hay en su interior. Si el contenido del estómago es muy ácido, esta membrana se destruye debido a reacciones de neutralización ácido-base. En el punto donde la barrera es neutralizada, los jugos gástricos pueden comenzar a digerir las proteínas que forman la pared del estómago, lo que provoca las molestias de la indigestión ácida y puede llegar a provocar problemas de salud más serios. En la mayoría de los casos, la destrucción de la membrana se repara de manera natural, sin embargo, en algunos casos el daño puede ser permanente si no se tiene la atención adecuada. Para combatir la acidez estomacal hay que neutralizarla con una base débil, para ello se venden una gran variedad de productos farmacéuticos con esa función, todos contienen bases como: carbonato de sodio, hidróxido de aluminio, hidróxido de magnesio, carbonato de calcio o bicarbonato de sodio. En esta práctica tendrás la oportunidad de conocer más acerca de este tema. OBJETIVOS.

Identificar el carácter (ácido - base) de algunos antiácidos Conocer y utilizar el método de titulación. Determinar la cantidad del principio activo presente en la leche de magnesia.

PROBLEMA A RESOLVER.

¿Cómo determinarías la presencia de hidróxido de magnesio en un antiácido?



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ACTIVIDADES PREVIAS. Trabajando en equipo y consultando bibliografía:

1. En un pozo de la microplaca coloca dos o tres gotas de leche de magnesia e introduce un papel pH en la suspensión. Registra este dato en la tabla No.1

2. Revisa la etiqueta de al menos cinco antiácidos comerciales y anota la formulación que aparece en ella. Investiga el carácter (ácido o básico) de cada uno de ellos. Registra tus resultados en la tabla No.1

DISEÑO EXPERIMENTAL MATERIAL SUSTANCIAS 1 microplaca de 12 pozos Disolución valorada de HCl 2.0 M 1 probeta de 10 mL Suspensión de leche de magnesia (comercial) 3 pipetas Beral graduadas de 3 mL Fenolftaleína 1 microagitador (palillo de madera) Disolución de hidróxido de sodio NaOH 1 M 1 piseta con agua destilada Pastillas o suspensión de antiácid

comerciales. 3 vasos de precipitado de 30 mL Papel pH PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Agita el frasco de leche de magnesia y llena una de las pipetas Beral con ella.

2. En uno de los pozos de la microplaca, agrega 10 gotas de la

suspensión de leche de magnesia y dos gotas de fenolftaleína como indicador.

3. Llena una pipeta Beral (o un gotero)con la disolución de ácido

clorhídrico (HCl) 2M y empieza a agregar gota a gota el ácido, al mismo tiempo agita continuamente para homogenizar. Continua hasta que desaparezca por completo el color rosa de la fenolftaleína, a pesar de que se agite, es decir, que no haya Mg(OH)2 sin reaccionar (hasta que desaparezca el precipitado).

4. Para neutralizar el exceso del ácido (que no reaccionó con el

hidróxido de magnesio de la leche de magnesia) se titula con una disolución de hidróxido de sodio (NaOH) 1 M, para ello, llena la tercera pipeta Beral con la disolución de hidróxido de sodio y agrega gota a gota hasta que aparezca nuevamente el color rosa de la fenolftaleína.



161

5. Realiza una segunda titulación utilizando la misma

cantidad de leche de magnesia.

6. Registra tus resultados en la tabla No. 2

7. Compara los resultados de las dos titulaciones. 8. Repite el procedimiento anterior utilizando algún otro

producto antiácido y registra los resultados en la tabla No.3

Consulta el acordeón No. 1 Para realizar los cálculos debes de tener en cuenta las siguientes consideraciones:

a. Contar el número de gotas que hay en un mililitro de suspensión de leche de magnesia, y con ello determina el volumen de una gota.

b. Contar el número de gotas que hay en un mililitro de disolución acuosa (HCl o

NaOH), y con ello determina el volumen de una gota.

c. El conteo se puede hacer goteando la suspensión o la solución acuosa dentro de la probeta de 10 mL, hasta alcanzar un mL de volumen. Es conveniente repetir este procedimiento mínimo dos veces.

REGISTRO DE OBSERVACIONES, DATOS, RESULTADOS Y EVIDENCIAS EXPERIMENTALES. Tabla No. 1

pH de los antiácidos que utilizaste en la práctica Nombre del antiácido pH (ácido o básico) Leche de magnesia Mh(OH)2 a) b) c) d) e)



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Tabla No.2 Titulación Vol.

Leche magnesia (mL)

Vol. HCl (mL)

Conc. HCl

Vol. NaOH (mL)

Conc. NaOH

Conc. Mg(OH)2 (%)

1ª.

2ª.

Tabla No.3

GUÍA DE DISCUSIÓN. Trabajando en equipo y consultando bibliografía:

1. Compara con tus compañeros los resultados que se obtuvieron del pH de varios antiácidos. ¿Cómo se podría determinar la cantidad que se requeriría de estos productos para neutralizar la acidez estomacal?. Platícalo con tus compañeros de clase.

2. ¿Por qué la leche de magnesia es un antiácido?

3. ¿Cuál es el principio activo de la leche de magnesia?

4. Calcula la concentración de Mg(OH)2 en el medicamento, exprésalo en g /

100 mL. Compara el valor obtenido con el que registra la etiqueta del producto.

5. Sabiendo que los antiácidos funcionan debido a su capacidad de neutralizar la

acidez de los jugos gástricos, identifica cuál de los componentes es el principio activo.

Titulación Vol. Antiácido empleado (mL)

Vol. HCl (mL)

Conc. HCl

Vol. NaOH (mL)

Conc. NaOH

Conc. Principio actidel antiácido (%)

1ª.

2ª.



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EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TU.

Relación Ciencia – Tecnología - Sociedad y cuidado del Ambiente. ANTIÁCIDOS Y BALANCE DE pH EN EL ESTÓMAGO El jugo gástrico es un fluido digestivo delgado y ácido, secretado por las glándulas de la membrana mucosa que envuelve al estómago, un adulto promedio, produce diariamente entre 2 y 3 litros de este líquido que entre otras sustancias, contiene ácido clorhídrico ¡si, leíste bien! ácido clorhídrico, con un pH= 1.5 que corresponde a una concentración de ácido clorhídrico de 0.03M, ¡una concentración tal alta como para disolver cinc metálico! El propósito de un medio tan ácido dentro del estómago es digerir los alimentos y activar ciertas enzimas digestivas. Al comer se estimula la secreción de iones H+ . Una pequeña fracción de estos iones se reabsorbe por la mucosa, lo que provoca diminutas hemorragias. Aproximadamente medio millón de células se renuevan cada minuto y un estómago sano se recubre completamente cada tres días, más o menos. Sin embargo si el contenido de ácido es demasiado alto, la afluencia constante de los iones H+ a través de la membrana de regreso al plasma sanguíneo puede causar contracción muscular, dolor, hinchazón, inflamación y sangrado. Con un antiácido se reduce temporalmente la concentración de los iones H+ en el estómago. La función principal de los antiácidos es neutralizar el exceso de ácido clorhídrico en el jugo gástrico. La figura es un diagrama simplificado del estómago. La envoltura interior esta formada por células parietales, el interior de estas, está protegido por las membranas celulares, estas permiten el paso de agua y de moléculas neutras hacia fuera y hacia dentro del estómago. Los iones H+ provienen del ácido carbónico (H2CO3) que se forma como resultado de la hidratación del CO2 , un producto final del metabolismo: Los iones Cl- segregados por las células de las paredes del estómago provienen principalmente de la sal de mesa (NaCl) y de los alimentos que ingerimos a diario. Estas reacciones ocurren en el plasma sanguíneo que irriga las células de la mucosa, mediante un proceso conocido como transporte activo, los iones atraviesan la membrana hacia en interior del estómago. Para mantener el balance eléctrico una cantidad igual de iones Cl- también se mueve desde el plasma sanguíneo hacia el estómago. Tomado de: * Chang, Raymond. Química. 7ª. Edición, McGraw Hill, 2003 México. * Dingrando, Greeg,Hainen, Wistrom. Química Materia y Cambio Mc Graw Hill, 2003 Colombia

H+ Cl-



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PALABRAS CLAVE PARA LA CONSTRUCCIÓN DE UN MAPA CONCEPTUAL

Principio activo Medicamento Ácido Neutralización Base Antiácido pH Titulación. Compuestos químicos:

hidróxidos, carbonatos, bicarbonatos Hidróxidos de magnesio y de aluminio

Porciento (%) Iones: H+, Cl-, OH- MANEJO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS GENERADOS: La disolución de ácido clorhídrico que no hayas utilizado, vacíala en una disolución de agua de cal (una disolución de hidróxido de calcio, Ca(OH)2) para que se neutralice y puedas posteriormente desecharla por la tarja arrastrando con abundante agua, si tiene alguna duda consulta a tu profesor. La disolución de hidróxido de sodio se puede utilizar posteriormente, se debe de guardar en un frasco debidamente etiquetado. ACORDEÓN. No. 1 Si el antiácido esta en presentación de pastilla, pulverízala con la ayuda de un mortero y toma una pequeña muestra (100 a 150 mg) para mezclarla con un poco de agua destilada hasta formar una suspensión. El procedimiento que se debe seguir es igual al de la práctica. No. 2. En el organismo el pH está rigurosamente controlado, manteniendo valores característicos dependiendo del órgano. Así, en el caso del estómago se secreta de manera natural ácido clorhídrico, que es un ácido fuerte, para llevar a cabo la digestión. El pH del estómago en ayunas es entre 0.9 a 1.5, en estas condiciones funcionan las enzimas encargadas de la digestión gástrica. Cuando aparece la hiperacidez (exceso de ácido clorhídrico), entonces el pH de los jugos gástricos es tan bajo que se siente su poder corrosivo en las paredes del estómago, cuyo efecto disminuirá neutralizando con una base débil; cualquier antiácido. No. 3. El hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, no es muy soluble en agua, sino forma una suspensión coloidal blanca (una mezcla de pequeñas partículas a través del líquido), el cual se conoce como leche de magnesia el cual se emplea como antiácido y laxante. El sulfato de magnesio MgSO4 o sal de Epsom, se usa como purgante. Esta acción aparece por inhibir la absorción del agua del intestino, provocando un incremento del flujo de agua en el tracto intestinal. No. 4. El hidróxido de magnesio es un sólido blanco, gelatinoso, poco soluble en agua. Se comercializa en forma de suspensión acuosa, de aspecto lechoso. La concentración del Mg(OH)2 en la leche de magnesia en general se expresa en g/100 mL

Residuos



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No. 5. Algunos de los “viejos” antiácidos son todavía considerados como los más efectivos, seguros y baratos. La leche de magnesia Mg(OH)2 en suspensión acuosa, de sabor no muy agradable, es un antiácido que provee iones hidróxido (OH-) para neutralizar los iones hidronio (H3O+), de acuerdo a la siguiente reacción: Mg(OH)2(ac) + 2H3O+

(ac) ↔ Mg2+(ac) + 4H2O(l)

No. 6 Como ya vimos en la actividad experimental anterior, en el Equilibrio Ácido – Base tenemos que: VaCa = VbCb , cuando se encuentra en el punto de equivalencia, Donde: Va es el volumen del ácido, Ca es la concentración del ácido Vb es el volumen de la base Cb es la concentración de la base. No. 7. Cálculos para conocer la concentración de Mg(OH)2 expresada en mg/mL en el producto comercial: n HCl = VHCl CHCL n NaOH = VNaOH CNaOH nMg(OH)2 = nHCl - nNaOH 2 Donde: n = cantidad de sustancia (mol). VHCl = No. gotas X (volumen en mL/gota) VNaOH = No. gotas X (volumen en mL/gota) masa Mg(OH)2 = n Mg(OH)2 X 57.32 g/mol V Mg(OH)2 de las 10 gotas utilizadas = REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Chang, Ramond. “Química”, 7ª, Ed. McGraw Hill, México 2003. 2. Garritz, A, Chamizo, J.A.,“Tú y la Química”, Pearson Educación de México,

S.A. de C.V., México 2001. 3. Garritz, A, Chamizo, J.A. “Química”, Pearson Educación de México, S.A. de

C.V., México 1994. 4. Hill John, Kolb Doris. “Química para el nuevo milenio”. Pearson, Octava

edición, México 1999. 5. Phillips John, Strozak Victor, Wistrom Cerril. “Química, conceptos y

aplicaciones”, McGraw Hill, México2000.

Contenido de Mg(OH)2 en el producto comercial en gramos por cada 100mL de la

masa Mg(OH)2 volumen Mg(OH)2



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EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y TU. ¿Qué es un Genérico Intercambiable? Todos alguna vez hemos tenido que recurrir a los medicamentos para conservar y/o recuperar la salud, por lo que sobra decir lo importante que son. En las farmacias se pueden encontrar miles de ellos, la mayoría identificados por su nombre comercial o de marca, denominación que fue asignada por el laboratorio que descubrió la sustancia activa o sal que lo compone, que lo desarrolló y que finalmente lo puso en el mercado. Estos fármacos de marca que “pertenecen” (la fórmula y el derecho de comercializarlos) a una determinada empresa farmacéutica (descubridor) después de veinte años pierden la patente, lo que implica que cualquier otro laboratorio puede producirlos bajo el nombre genérico, es decir, el de la sal (componente del medicamento que tiene una acción farmacológica). Los medicamentos cuya patente ha vencido pueden ser catalogados como genéricos intercambiables (GI) sólo después de haber sido sometidos a distintas pruebas de laboratorio que comprueben que son idénticos a la sustancia activa original, que tiene una acción terapéutica igual y que ofrecen la misma seguridad al utilizarlos. Para evaluar la calidad y seguridad de un GI , la reforma a la Ley General de Salud estableció la figura de un tercer autorizado, el cuál puede ser alguna universidad u otro organismo ajeno a la Secretaría de Salud, que goce de prestigio internacional y cuente con el equipo técnico adecuado así como con expertos en farmacología, lo cuál asegura que los GI que llegan a la población sean de excelente calidad. Las tres pruebas que se deben de realizar son muy rigurosas:

a) Biodisponibilidad (se refiere a cómo se distribuye y elimina el medicamento) b) Bioequivalencia (mide sus efectos curativos) c) Disolución ( cómo se disuelve)

De resultar aprobadas, se dice que un medicamento es intercambiable, o sea, idéntico a su equivalente de marca. La ventaja más importante de los GI es su impacto social, dado que, a pesar de tener la misma calidad y eficacia que los medicamentos de marca, son mucho más baratos, ya que los laboratorios que los producen se ahorraron los costos altísimos en investigación y desarrollo de la sustancia activa que sí invirtió la empresa que la descubrió. A eso se agrega que al haberse vencido la patente, las compañías



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farmacéuticas que utilicen la sal ya no deben pagar por el derecho de uso de ésta. Así, un menor costo de producción de un GI se traduce en un bajo precio para el consumidor final. Los GI tienen los ingredientes activos, potencia y dosis idénticos a los productos originales (de marca) y, por lo tanto, son igualmente efectivos. No lo olvides. REFERENCIAS BLIOGRÁFICAS MERCK, genéricos., Boletín informativo. No. 1 año 1 Al servicio de la salud.



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DI R E C T O R I O

UNAM

Rector Dr. José Narro Robles Secretario General Dr. Sergio M. Alcocer Martínez de Castro

C C H Director General M en C Rito Terán Olguín Secretario General

Lic. Rafael Familiar González

PLANTEL SUR

Director Lic. Jaime Flores Suaste Secretario General

Lic. Valentín Martínez Cruz

Secretario Administrativo Lic. José Javier Arias Ayala

Secretaria Académica Mtra. Ma. de Lourdes Romero Miranda

Secretaria de Asuntos Estudiantiles Act. Patricia Puente Huitrón

Secretario de Apoyo al Aprendizaje Mtro. Luis Almazán Aguilar

Secretario Técnico - SILADIN M C Sabel René Reyes Gómez

quimica ii microescala 2008

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