pH, CURVAS DE TITULACIÓN Y SOLUCIONES BUFFER

Prácticas de Bioquímica I
Práctica: pH, curvas de titulación y soluciones buffer
pH, CURVAS DE TITULACIÓN Y
SOLUCIONES BUFFER
Objetivos
Al finalizar este trabajo práctico el estudiante estará en capacidad de:
-
Conocer el fundamento de la medición de pH.
-
Medir el pH de diferentes soluciones y fluidos biológicos.
-
Preparar soluciones amortiguadoras a pH definido.
-
Demostrar mediante experimentos, la importancia de los sistemas buffer en
fluidos biológicos.
-
Construir curvas de titulación e identificar por medio de ésta un amortiguador
o buffer.
Introducción
La gran mayoría de las moléculas orgánicas que se encuentran en los
organismos vivos existen en forma iónica. Dependiendo de la naturaleza de la carga,
éstas pueden ser aniones (cargada negativamente), cationes (cargados positivamente)
o anfolitos (con cargas positivas y negativas). La concentración a la cual estas
moléculas se encuentran en los tejidos y/o fluidos biológicos es de singular
importancia, puesto que esto determina las posibilidades que determinadas reacciones
ocurran o no. Estas concentraciones son utilizadas en clínica para el diagnóstico de
ciertas condiciones fisiológicas o patológicas.
La carga neta de las biomoléculas orgánicas en solución está determinada por
la concentración de hidrogeniones [H+] en el medio, comúnmente expresado como
pH.
El término pH fue introducido en 1909 por Sorensen, quien definió el pH como el
logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno:
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Práctica: pH, curvas de titulación y soluciones buffer
pH= - log [H+].
Los valores de pH están representados en una escala que abarca desde el 0
hasta 14. Los valores inferiores a 7,0 corresponden a concentraciones elevadas de H+
(soluciones ácidas) y los valores superiores a 7,0, equivalen a concentraciones bajas de
H+ (soluciones básicas). El pH 7,0 es el valor de las soluciones neutras.
Para calcular el pH de una solución se debe realizar lo siguiente:
1. Calcular la concentración de iones hidrógeno [H+]. Para esto debe
considerarse si se trata de un ácido o base y éstos son fuertes o débiles.
Si se trata de un ácido fuerte [H+] = [Ácido]; base fuerte [OH-] = [Base]
Si se trata de un ácido débil [H+] =
si es una base débil [OH-] =
Ka x [Ácido]
;
Kb x [Base]
2. Para los ácidos calcular el pH como el logaritmo negativo de [H+]
3. Para las bases calcular el pOH como el logaritmo negativo de [OH-] y luego
calcular el pH a partir de la expresión: pH = 14 - pOH
A nivel del laboratorio podemos medir el pH de diferentes soluciones con el
empleo del pHmetro o potenciómetro o con el uso de tiras indicadoras.
pH metros
El pH de soluciones puede determinarse más exactamente, por mediciones del
potencial de ciertos electrodos, que con el uso de tiras indicadoras. Los instrumentos
utilizados con tal fin, se conocen como pH-metros y están constituidos generalmente
por un sistema potenciómetro de dos electrodos. Uno de los electrodos, construido
generalmente de calomel, funciona como electrodo de referencia (Er). El electrodo
analítico puede ser de hidrógeno (Eh) o de vidrio (Ev). Por razones prácticas es más
comúnmente utilizado el electrodo de vidrio. Modernamente ambos electrodos han
sido integrados en una unidad, conocida como electrodo integrado vidrio-cálomen.
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Práctica: pH, curvas de titulación y soluciones buffer
El potenciómetro mide diferencia de potencial o fuerza electromotriz entre
ambos electrodos. En uno de los electrodos (Er) las condiciones son constantes,
mientras en el electrodo de vidrio (Ev) las condiciones son variables, por cuanto es
variable la [H+] de la solución puesta en contacto con él.
Para comprender los principios fundamentales del análisis electrométrico o
potenciométrico del pH, es necesario conocer las partes constituyentes del electrodo
de vidrio y la exacta relación matemática entre pH y la diferencia de potencial entre el
electrodo de referencia (Er) y el electrodo de vidrio (Ev).
Por equivalencia de unidades, los instrumentos de medida del pH, están
diseñados en tal forma que pueda hacerse la lectura directa del pH, sin necesidad de
conocer la diferencia de potencial.
En la práctica, se calibra el instrumento frente a un amortiguador o una serie de
amortiguadores de pH conocido y luego se procede a realizar la lectura del pH en la
solución que se desea medir.
Soluciones Buffer
Son aquellas soluciones también llamadas soluciones amortiguadoras que se
oponen a los cambios bruscos de pH y están constituidas por un ácido o base débil y
su par conjugado.
Debido al control que el pH ejerce sobre las biomoléculas orgánicas en solución, es
lógico pensar que los organismos vivos deben mantener un control riguroso sobre
cambios excesivos en el pH intra y extra celular (pH fisiológico). El pH fisiológico es
mantenido en un valor aproximado de 7,0 mediante la acción de sistemas buffer
biológicos como H2CO3/ HCO3- ; H2PO4-/ HPO4-2 y otros.
Este efecto puede ser demostrado en la práctica preparando un sistema buffer
(ácido + base conjugada) y midiendo el pH de la solución amortiguadora a medida que
se agrega un ácido o una base fuerte, observándose el poder amortiguador de la
misma, obteniéndose la llamada curva de titulación.
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Práctica: pH, curvas de titulación y soluciones buffer
Si se desea amortiguar una solución a un pH determinado, se debe usar un ácido o
base débil cuyo pK no estén alejados a más de 2 unidades de dicho pH. Esto con la
finalidad de que la capacidad amortiguadora de la solución sea la mayor posible.
En vista de la efectividad de los sistemas buffer en el mantenimiento del pH
fisiológico se hace necesario el estudio de los principales sistemas buffer que se
encuentran en los organismos vivos, entre los cuales se pueden mencionar el buffer
bicarbonato/ácido carbónico, fosfato/ácido fosfórico, proteínas/proteinato, etc.
MATERIALES Y REACTIVOS
- Bureta de 50 mL
- Cilindro graduado de 50 mL
- 3 Erlenmeyers de 50 mL
- Agitador magnético y plancha de agitación
- Potenciómetro
- Vaso de precipitado 100 mL
- Ácido acético 0,1 N
- NaOH 0,1 N
- Ácido clorhídrico 0,1 M
- Agua destilada
- Plasma de bovino
- Buffer fosfato pH 7,4
Experimento Nº 1
Cálculo y determinación del pH en soluciones ácidas y básicas.
Calcule y mida el pH de las siguientes soluciones con la ayuda de tiras
indicadoras o papel pH y el potenciómetro. Anote los resultados para posterior
discusión.
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Solución
HCl 0,1 M
NaOH 0,1 M
CH3COOH 0,1 M
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Resultados
pH teórico
pH real
Experimento Nº 2
Preparación de un sistema amortiguador a partir de soluciones valoradas.
Utilizando soluciones de ácido acético 0,1 M e hidróxido de sodio 0,1 M
realice los cálculos para preparar 50 mL de una solución amortiguadora de acetato
0,1 M pH 5 (pKa=4,74). Medir el pH (pH inicial) a 25 mL de agua, plasma,
amortiguador acetato (preparado por su equipo de trabajo) y buffer fosfato. Luego
agregar 1 mL de HCl 1 M a cada solución y medir nuevamente el pH (pH final).
Registre los resultados en la tabla anexa e interprételos.
Solución
Agua
Plasma
Buffer acetato
Buffer fosfato
Resultados
pH inicial
pH final
Experimento Nº 3
Curvas de Titulación del ácido acético 0,1 N y ácido clorhídrico 0,1 N contra una
solución de NaOH 0,1 N.
Procedimiento:
1. Calibrar el potenciómetro con soluciones de pH conocidas (buffer de referencia).
2. Colocar 40 mL del ácido a valorar (ácido acético 0,1 N o ácido clorhídrico 0,1 N
según sea el caso), en un beaker o vaso de precipitado de 100 mL.
3. Colocar el agitador magnético y el electrodo del potenciómetro en la solución.
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4. Poner en marcha el agitador y comenzar la titulación adicionando con una bureta
fracciones de 2 mL de NaOH 0,1 N
5. Anotar el valor del pH de la solución por cada mL de NaOH añadido.
6. Continuar la titulación hasta que no ocurran cambios en el valor de pH.
7. Calcular los miliequivalentes de NaOH adicionados y graficarlos contra los valores
de pH obtenidos. ( N = mEq / mL , mEq = N x mL )
8. Compare e interprete los resultados de las dos curvas. Discuta el comportamiento
del pH de cada ácido frente al agregado de NaOH.
Auto evaluación
1. Defina los siguientes términos:
a. pH
b. Solución ácida.
c. Solución alcalina.
d. Solución amortiguadora.
2. Explique la función de un indicador ácido-base.
3. Defina que es un buffer y como está constituido.
4. Calcule el pH de las siguientes soluciones
a. HCl 0,0003 M.
b. CH3COOH 7x10-5 M
c. NaOH 3x10-2 M
5. Calcule el pH de una mezcla de iguales volúmenes de ácido acético 0,25 M y
acetato de sodio 0,1 M. El pKa del ácido acético es 4,76.
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Anexo
Constantes de disociación y pKa de los ácidos y bases débiles más comunes:
Ácido o base
HCOOH (ácido fórmico)
CH3COOH (ácido acético)
CH3CH2COOH (ácido propiónico)
CH3CH(OH)COOH (ácido láctico)
H3PO4 (ácido fosfórico)
H2PO4- (fosfato dibásico)
HPO4- (fosfato monobásico)
H2CO3 (ácido carbónico)
HCO3 (bicarbonato)
NH4+ (amonio)
Ka (M)
1,78 x 10-4
1,74 x 10-5
1,35 x 10-5
1,38 x 10-4
7,25 x 10-3
1,38 x 10-7
3,98 x 10-13
1,70 x 10-4
6,31 x 10-11
5,62 x 10-10
pKa
3,75
4,76
4,87
3,86
2,14
6,86
12,4
3,77
10,2
9,25
Bibliografía
Conn y Stumpf. Bioquímica Fundamental. Edit Limusa. 3ra Edic. Mexico 1976.
Manuales departamentales UNAM. Biquímica y Biología Molecular. Mc Graw Hill.
1999-2000.
Shugar, Gershon; Bauman, Lawrence. Chemical technicians’ ready reference
handbook. Mc Graw Hill. 2da Edición. 1981.
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