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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL ESCUELA SUPERIOR DE MEDICINA Departamento de Formación Básica Disciplinaria Academia de Bioquímica Médica I Práctica 6 Cinética Química y Catálisis GPO 2CM10 EQ. Alumnos: Ruiz Aguirre Karen Angyel Se reporta de manera individual (2 experimentos) o en equipos de máximo 5 personas. Lo gris deberá de ser quitado y contestado por lo que se solicita o sugiere. Nota: algunos de los resultados fueron proporcionados por los siguientes alumnos: Cruz Ramos Diana Evelyn, Gámez Rangel Karla G., García, Álvarez Cesar E., Medina Álvarez Edgar, Núñez Rojas Serio André, Torres Galicia Jesús y Zavala Cid E. Irlanda. Hernández Calderón Diana Ivon, Gaytán Vera Alan, González Valdez Laura Patricia, Martínez de la Cruz Laura , Vázquez Villegas Sarahi y Villanueva Balderas Ernesto.

Fecha límite de entrega: Lunes 4 de oct 2021, 10:10 h

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PRÁCTICA No.6 CINÉTICA QUÍMICA Y CATÁLISIS De acuerdo con la Ley de Acción de Masas, la velocidad de una reacción química depende de la concentración de las sustancias que intervienen en la reacción. Esta Ley establece que: “La magnitud de una reacción es proporcional a la masa activa de las sustancias reaccionantes presentes en ese momento”. El término masa activa significa la concentración molecular o sea, la cantidad presente por unidad de volumen. Si reaccionan:

La velocidad V1 con que reaccionan A y B para producir C y D depende de la concentración de cada reactivo y de la afinidad que tengan para reaccionar entre sí, pero como esto se puede considerar constante, podemos decir que: V1 = k1[A][B]. La velocidad V2 con que reaccionan C y D para producir A y B depende a su vez, de la concentración de C y D y de la afinidad. Por lo tanto podemos decir también que: V2 = k2[C][D]. Cuando se alcanza el equilibrio químico, las dos velocidades son iguales. Es decir: V1 = V2 Sustituyendo estos valores por sus equivalentes, tenemos:

Como el cociente de dos constantes es siempre igual a una constante podemos decir que:

Que es la expresión matemática de la Ley de Acción de Masas y keq se conoce como Constante de Equilibrio.

VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA 2

Las reacciones químicas de acuerdo al número de moléculas que toman parte de ellas se clasifican en: Monomoleculares: Cuando participa una sola molécula. Ejemplo: A  B Bimoleculares: Cuando participan dos moléculas. Ejemplo: A + B  AB Trimoleculares: Cuando participan tres moléculas simultáneamente. Ejemplo: A + B + C  ABC Las reacciones trimoleculares son muy raras y reacciones de más de tres reaccionantes no se conocen. Cuando se estudia la cinética de una reacción, tiene más importancia conocer el orden de la reacción que el tipo. El orden de una reacción nos indica la relación entre la velocidad y la concentración de los reactivos, por lo que se clasifican en: Reacciones de orden cero.

Su velocidad no es afectada por la concentración. Está determinada por

algún otro factor limitante como absorción de luz, velocidad de difusión, etc. Reacciones de primer orden. Su velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración de una de las sustancias reaccionantes. Reacciones de segundo orden. Su velocidad de reacción es proporcional a la concentración de dos Reacciones de tercer orden.

sustancias reaccionantes. Su velocidad de reacción es proporcional a la concentración de tres sustancias reaccionantes.

La mayor parte de las reacciones enzimáticas se caracterizan por seguir el modelo correspondiente a las reacciones de primer orden. Matemáticamente la reacción puede representarse así:

dt= tiempo, dc = concentración del material, Ke = constante específica de velocidad de reacción

Si representamos por a la concentración inicial de material y por x la cantidad que ha reaccionado en el tiempo t, la expresión a-x significa concentración del material en el tiempo t. La ecuación anterior puede expresarse en función de a, x y t y al integrarla nos queda:

Cuando se ha completado la descomposición de la mitad del material, la ecuación se simplifica y queda:

Donde t1/2 es el período de vida media, es decir, el tiempo necesario para que se descomponga la mitad de una cantidad dada de material reaccionante.

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Desde hace muchos años se sabía en forma empírica que la velocidad de muchas reacciones aumenta al aumentar la temperatura. Arrhenius encontró una relación que expresa matemáticamente la forma como la temperatura afecta la velocidad de una reacción, la cual está dada por la siguiente ecuación:

La cual indica que el cambio en el logaritmo natural de la constante de velocidad de una reacción es inversamente proporcional al cuadrado de la temperatura absoluta multiplicada por la constante de los gases. E es la energía de activación. Actualmente se considera que para que las moléculas puedan reaccionar deben ser primero activadas, es decir, requieren una cantidad de energía E. Integrando entre límites la ecuación de Arrhenius:

Si consideramos que E = 1200 calorías al aumentar la temperatura de 22°C a 32°C, tendríamos:

Esto quiere decir que por cada 10°C de aumento la velocidad de la reacción se duplica. En la mayor parte de las reacciones se observa este aumento bajo ciertas temperaturas límites. Se sabe que muchas reacciones químicas son afectadas por el pH del medio o el aumento de [H+], sobre todo aquellas en las que participan ácidos. Actualmente se acepta que las moléculas deben ser activadas antes de que puedan reaccionar. Aparentemente el pH ácido favorece la ionización y el estado iónico se puede considerar como un estado activado. 4

La velocidad de una reacción química frecuentemente es afectada por la presencia de “sustancias extrañas” que permanecen inalteradas al terminar la reacción. Cualquier sustancia que sea capaz de acelerar una reacción química y que no sea consumida por ellas, se denomina catalizador y el proceso se conoce con el nombre de catálisis. La función de un catalizador es disminuir la energía de activación, por lo que las moléculas son activadas con menor cantidad de energía produciéndose reacciones más rápidas. En un principio se supuso que los catalizadores actuaban por “presencia”. Es decir, que no intervenían en los procesos que catalizaban. Sin embargo, actualmente se acepta que el catalizador se combina con el sustrato formando un complejo intermediario inestable y altamente reactivo. Supongamos la reacción: A + B  AB. Esta reacción en condiciones normales se efectúa muy lentamente pero si se añade un catalizador C apropiado, tenemos: A + B + C  (AC) + B  AB + C. Estas reacciones son rápidas y el catalizador puede ser usado una y otra vez. Estas sustancias pueden ser de naturaleza inorgánica o bien sustancias orgánicas complejas producidas por las células y son denominadas enzimas. La sacarosa es un disacárido no reductor, pero al hidrolizarse, cada molécula libera una molécula de glucosa y una de fructosa, ambas reductoras. Basándose en esto es posible visualizar y cuantificar la hidrólisis de la sacarosa midiendo la concentración de azúcares reductores con algún reactivo apropiado. Una característica importante entre los catalizadores inorgánicos y las enzimas es que ambos solo son capaces de acelerar un proceso que ya está en marcha. Para esta práctica emplearemos como enzima la sacarasa, también conocida como invertasa o fructofuranosidasa; la cual, es una de las enzimas mejor conocidas y estudiadas. Actúa hidrolizando los azúcares que contienen fructosa. Así hidroliza la estaquiosa (tetrasacárido), la rafinosa (trisacárido), y alcanza su máxima velocidad con la sacarosa (disacárido). Se puede medir la hidrólisis observando el cambio en la rotación óptica o valorando el poder reductor de los productos obtenidos.

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EXPERIMENTO 1. COMPROBACIÓN DE LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS. Elaboró: Ruiz Aguirre Karen Angyel Fundamento: En la reacción química que se describe a continuación: FeCl3 + 6NH4SCN  Fe(SCN)6(NH4)3 + 3NH4Cl Donde: FeCl3 = Cloruro Férrico Fe(SCN)3 = Sulfocianuro Férrico NH4Cl (Cloruro de Amonio) Señale cuáles son los reactivos y cuáles son los productos. Señale la forma oxidada y reducida del Fe. Fe+6

Fe+3

+3

+6

Fe

Fe

Oxidada Reducidaa

Constante de equilibrio. Pregunta de investigación: De acuerdo al número de moléculas, ¿Qué clasificación tiene la reacción química? R: Bimoleculares Objetivo: Comprobar la ley de acción de masas en una reacción química. Hipótesis: Ejemplo: Cuando añadamos mayor concentración de reactivos la intensidad de la solución aumentara. Desarrollo: Agregar en un vaso de precipitado de 250mL de capacidad:  100 mL de agua destilada, 1 mL de solución de NH4SCN(Sulfocianuro de Amonio) 0.2M y 1 mL de solución de FeCl3 (Cloruro Férrico)0.2M en HCl(Ácido Clorhídrico)0.1N mezclando hasta lograr la completa homogeneidad. Observar la aparición de una coloración roja, debido a la formación de Fe(SCN)3 (Sulfocianuro Férrico)  En cuatro vasos de precipitado de 100ml de capacidad, coloque en cada uno 25 mL de la mezcla reaccionante anterior.  Agregar a cada vaso los reactivos descritos en la tabla siguiente:



Frasco 1 2 3 4

Reactivo FeCl3 0.2M en HCl 0.1N

NH4SCN 0.2M

NH4Cl

cloruro férrico en Ác. Clorhídrico.

sulfocianuro de amonio

Cloruro de Amonio

0.5 mL 1.0 mL

0.5 mL 1.0 mL 5.0 mL Testigo 6

 Observar la intensidad de coloración en cada vaso y registrar. Resultados experimentales obtenidos de semestres anteriores:

Vaso

1 2 3 4

Reactivo Resultados Intensidad de color FeCl3 0.2M en NH4SCN NH4Cl con + 0.2M HCl 0.1N cloruro férrico en Ác. Clorhídrico.

sulfocianuro de amonio

0.5 mL 1.0 mL

0.5 mL 1.0 mL 5.0 mL Testigo

Desplazamiento de la reacción (por medio de flechas)

+++ ++++ + ++

Evidencias de aprendizaje: corresponderán a la discusión de resultados Discusión (o análisis): De acuerdo a la intensidad de color en cada vaso podemos encontrar que en los vasos 1 y 2 es mas alta la presencia de Fe(SCN)3 (Sulfocianuro Férrico) y el desplazamiento de la reacción fue en aumento a los productos, en el vaso 3 disminuye la intensidad de color por la ausencia de Fe(SCN)3 (Sulfocianuro Férrico) y el desplazamiento de la reacción fue en aumento a los reactivos por ultimo en el vaso 4 la coloración es rojiza y no hay desplazamiento ya que es una reacción en equilibrio. Conclusión: Debido a que las concentraciones en cada frasco varían la intensidad de color de la misma forma varia excepto en el frasco 3 que esta en equilibrio químico Bibliografía: oet, D., Voet, J.G. y Pratt, C.W. (2007). Fundamentos de Bioquímica. La vida a nivel molecular. 2ª Edición. Editorial Médica Panamericana. Madrid, España. 7

EXPERIMENTO 2. ORDEN DE REACCIÓN (Velocidad de descomposición del H2O2) Elaboró: Ruiz Aguirre Karen Angyel Fundamento: Empleando una variación de la reacción de Landolt1, es posible determinar en forma rápida la velocidad de una reacción química. Realizando el experimento en diferentes condiciones se puede estudiar la forma como distintos factores modifican la velocidad de reacción. La reacción modelo consiste en la oxidación del ión yoduro (I−) con peróxido de hidrógeno (H2O2). El yoduro se genera usando yoduro de potasio (KI) y ácido sulfúrico concentrado (H 2SO4) y después se mezcla con el peróxido que lo reduce a triyoduro (I3−). El triyoduro producido es capturado por reacción con tiosulfato de sodio (Na2S2O3), que se añade siempre en la misma cantidad y cuando se agota, el exceso de triyoduro se detecta con indicador de almidón. La secuencia de reacciones es la siguiente: 1) 2) 3) 4) 5)

KI + H2SO4  HI + KHSO4 HI  H+ + I− 3I− + H2O2 + 2H+  I3− + 2H2O I3− + 2Na2S2O32−  3I− + Na2S4O62− + 2Na+ I3− + Almidón  Complejo Azul

En las primeras dos reacciones se produce el yoduro (I−) mediante la mezcla de yoduro de potasio (KI) y ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado para formar el ácido yodhídrico (HI) que en el medio ácido libera el I−. En la tercera reacción, el peróxido de hidrógeno (H2O2) oxida el I− para formar el ión triyoduro (I3−) en la cuarta reacción, el tiosulfato de sodio (Na2S2O3) reduce el triyoduro a yoduro y se oxida a tetrationato de sodio (Na2S4O6) que debido a su bajo potencial ya no participa en la reacción. Cuando se agota el tiosulfato de sodio, el triyoduro en exceso forma un complejo azul con el indicador de almidón, como se muestra en la última reacción. La principal precaución que se debe tomar al realizar este experimento es preparar la solución de KI en H2SO4 inmediatamente antes de usarla pues si permanece en reposo demasiado tiempo, se producen reacciones secundarias que consumen el HI, que son causa de error. Ya que en todas las reacciones químicas un equivalente siempre reacciona con otro equivalente, cada equivalente de tiosulfato desaparece al reaccionar con un equivalente de triyoduro, y cada equivalente de triyoduro se forma al descomponerse un equivalente de peróxido por lo tanto, la velocidad de descomposición del tiosulfato es igual a la velocidad de descomposición del peróxido de hidrógeno. Pregunta de investigación. ¿Qué índica la aparición de coloración azul en la reacción? La desaparición del tiosulfato de sodio y el exceso de triyouduro. Hipótesis: A partir de la mezcla de youduro de potasio y acido sulfúrico se forma acido yodhirico liberando (I−) el cual va a ser oxidado por el peróxido de hidrogeno y asi formar el ion triyoduro el cual va a ser reducido por el tiosulfato de sodio y por otra parte el bajo potencial del tetrationato de sodio se va a oxidar de esta manera, la descomposición del H2O2 se observará por la aparición de una coloración azul.

1 Landolt, H. Ber. Dtsch. Chem. Ges. 1886, 19, 1317-1365. 8

Objetivo: comprobar la descomposición del H2O2 por medio de la aparición de una coloración azul. Desarrollo y Resultados  En un matraz erlenmeyer de 250 mL coloque 0.25 g de KI (Yoduro de Potasio) y añada 25 mL de H 2SO4 1:6 medido con bureta. Agite hasta disolución completa y agregue 25 mL de H 2O destilada para completar 50 mL. Transfiera la solución a un recipiente limpio y seco marcado como “Solución HI (ácido yodhídrico)" Prepare una serie de vasos de precipitados de 100mL que contengan las cantidades de reactivo que se indican en la tabla siguiente. Tabla 1

Reactivo

Vaso 1

Vaso 2

Vaso 3

Vaso 4

Vaso 5

Solución HI (mL)

5

5

5

5

5

Na2S2O3 0.02N (mL)

1.5

1.5

1.5

1.5

1.5

Almidón (gotas)

5

5

5

5

5

Agua destilada (mL)

3

2.5

2

1.5

1

Agregue al vaso 1 la cantidad de peróxido de hidrógeno (H 2O2 0.02% ) que se indica en la tabla 2, mezcle y mida el tiempo transcurrido desde que se inicia la adición del peróxido, hasta que la solución adquiere un color azul oscuro. Este experimento es a temperatura ambiente. Registre su resultado.

Tabla 2

Vaso 1

Vaso 2

Vaso 3

Vaso 4

Vaso 5

H2O2 0.02% (mL)

0.5

1

1.5

2

2.5

Repita lo mismo con los vasos 2, 3 4 y 5, aplicando el H2O2 y midiendo el tiempo uno por uno.

RESULTADOS: Vaso 1

Vaso 2

Vaso 3

Vaso 4

Vaso 5

H2O2 0.02% (mL)

0.5

1

1.5

2

2.5

Tiempo (s)

85

72

60

26

14

Evidencias de aprendizaje Usando Excel, elaborar la gráfica de puntos de dispersión colocando concentración de H 2O2 en ml en el eje de las X y tiempo (en segundos) en el eje de y, y diga a qué tipo de orden de reacción (orden cero, 1 o 2) corresponde la gráfica. INSERTE AQUÍ SU GRÁFICA.

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CONCENTRACION DE H2O VS TIEMPO 90 80

H2O2 enml

70 60 50 40 30 20 10 0 0

0.5

1

1.5

2

2.5

3

tiempo

Orden de reacción: Primer cero DISCUSIÓN (o ANÁLISIS): CONCLUSIÓN: La descomposición de H2O2 pertenece a una reacción de primero orden ya que es afectada por la concentración de una sola de las sustancias BIBLIOGRAFÍA: Landolt, H. Ber. Dtsch. Chem. Ges. 1886, 19, 1317-1365. Manual de prácticas de laboratorio de Bioquímica Médica 1, grupos 2cm4 y 2cm10. M.A. Ordorica-Vargas., ML Velázquez Monroy. 2018.

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EXPERIMENTO 3. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA. Elaboró: Ruiz Aguirre Karen Angyel Fundamento: La velocidad de reacción puede ser modificada por la temperatura bajo la cual se lleva a cabo. Pregunta de investigación: ¿Cómo afecta la temperatura a la velocidad de una reacción química? Hipótesis: La variación de 10oC en la temperatura duplicará la velocidad de reacción. Objetivo: Observar cómo la variación de temperatura afecta la velocidad de reacción. Desarrollo y Resultados  En un matraz erlenmeyer de 250 mL coloque 0.25 g de KI (Yoduro de Potasio) y añada 25 mL de H2SO4 1:6 medido con bureta. Agite hasta disolución completa y agregue 25 mL de H2O destilada para completar 50 mL. Transfiera la solución a un recipiente limpio y seco marcado como “Solución HI (ácido yodhídrico)"  Prepare una serie de vasos de precipitados de 100mL que contengan las cantidades de reactivo que se indican en la tabla siguiente y mezcle completamente. Reactivo Vaso 1 Vaso 2 Vaso 3 Vaso 4 Solución HI (mL)

5

5

5

5

Na2S2O3 0.02N (mL) Almidón (gotas)

1.5 5

1.5 5

1.5 5

1.5 5

Agua destilada (mL)

1.5

1.5

1.5

1.5

Preincube cada vaso a la temperatura que se indica, 5°C 25°C 40°C durante 10 min. Agregar el H2O2 0.2% como se índica a continuación: antes leer la nota. H2O2 0.2% (ml)

2

2

2

60°C

2

Nota: midiendo con la mayor precisión posible, agregue a cada vaso la cantidad de peróxido de hidrógeno y utilizando un cronómetro, mida el tiempo transcurrido desde que se inicia la adición del peróxido, hasta que la solución adquiere un color azul oscuro al mezclar completamente. Deberá de hacerse uno por uno. RESULTADOS: Tubo Solución

1

Preincubar 5 minutos a: 5°C H2O2 al 0.2% mL 2 tiempo en que aparece el color azul intenso en seg. 286 1/t 0.0034

2

3

4

25°C 2 71 0.014

40°C 2 19 0.052

60°C 2 12 0.083

11

Evidencias de aprendizaje En Excel, trazar la gráfica de 1/tiempo de reacción en las ordenadas (y) contra la temperatura en las abscisas (x). Inserte aquí su gráfica.

TEMPERATURA VS TIEMPO 0.09 0.083

0.08 0.07

tiempo

0.06 0.052

0.05 0.04 0.03 0.02

0.014

0.01 0.0034

0 0

10

20

30

40

50

60

70

temperatura en “C

DISCUSIÓN (o ANÁLISIS): Cuando la temperatura alcanzo los 5°C el color azul se intensifico a los 256 segundos, a los 25°C la coloración intensa llego a los 71 segundos, en 40°C llego a los 19 segundos y a los 60°C a los 12 segundos CONCLUSIÓN: Mientras la temperatura era mas la velocidad de reacción aumenta en este caso mien...