Practica 1-pH y soluciones amortiguadoras

FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES EXACTAS Y DE LA EDUCACIÓN
DEPARTAMENTO DE QUIMICA
BIOQUÍMICA
Práctica 1: pH y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
1: INTRODUCCION
Una solución reguladora, tampón o amortiguadora, es la mezcla de un ácido débil HA y su
base conjugada A-, que resiste los cambios de pH cuando se le adiciona pequeñas
cantidades de ácido o de base. Para un ácido débil, su conjugado es una base fuerte; de
modo similar, el conjugado de una base fuerte es un ácido débil. Estas soluciones se
emplean en todos los tipos de reacciones químicas en las que se desea mantener el pH
constante y a un cierto valor.
Las fuerzas relativas de ácidos y bases débiles se expresa en función de sus constantes
de disociación K. Los valores numéricos de la Ka para ácidos débiles son números
exponenciales negativos.
La disociación del ácido HA en agua corresponde a:
1)
Una solución amortiguadora presenta el mismo equilibrio, donde la concentración de A- es
suficiente, de modo que al añadir un ácido a la mezcla de A-/HA los H+ liberados por el
ácido añadido se combinan con A- y forma el HA; al añadir una base a la mezcla A-/HA,
ella se combina con él HA de la mezcla y se forma A- y así la relación A-/HA no sufre una
modificación apreciable.
La ecuación de Henderson-Hasselbach describe el comportamiento de los ácidos débiles
y de las soluciones amortiguadoras; ella se deduce de la ionización de un ácido débil (1) y
termina mostrando la relación entre el logaritmo del inverso de la concentración de
protones que corresponde al pH, así como la concentración de ácido y de base
conjugada; también participa el pKa que expresa la fuerza relativa tanto de ácidos como
de las base. Ella es:
2)
La relación A-/ HA se expresa en forma logarítmica; de ahí que los cambios en ella
conduzcan a modificaciones mucho menores en el pH dentro de los límites del sistema
amortiguador.
Durante la actividad de los sistemas biológicos muchas de las reacciones metabólicas que
en ellos se dan se acompañan de liberación o captación de protones, por lo que se
requiere que las reacciones intracelulares estén amortiguadas para así mantener el pH
dentro de estrechos límites. Para lograr estos valores de pH se usan distintos sistemas
amortiguadores, en experimentos donde se usan extractos de tejidos o enzimas, el pH
constante se mantiene por la adición de amortiguadores como MES (acido [2-N-morfolino]
etanosulfónico, donde el pKa es de 6.1; el Tris (tris[hidroximetil]aminometano, con un pKa
de 8.3; el HEPES (ácido N -hidroxietilpiperazina-N’-2-etanosulfonico), con su pKa de 6.8.
El valor de pKa respecto al pH deseado es el principal determinante de cual amortiguador
se selecciona.
Una solución amortiguadora se resiste a cambios del pH con mayor eficacia a valores de
pH cercanos al pKa. Una solución de un ácido débil y su base conjugada amortigua de
manera más eficaz en el rango de pH de pKa ± 1.0 unidades de pH.
2. OBJETIVO
Preparar diferentes soluciones amortiguadoras, determinar el pH y evaluar su eficacia en
la regulación del pH.
3. CONSULTAS PRELIMINARES
3.1 Realice los cálculos solicitados en las tablas 1, 2, 3 y 4 ( pH calculado, + HCl pH
calculado y + NaOH pH calculado) antes de iniciar la práctica de laboratorio.
3.2 Que es un pH-metro ? que cuidados se deben tener al manipular el electrodo?
3.3 De ejemplos de algunos ácidos y bases débiles que tengan importancia en
bioquímica.
3.4 Mencione detalladamente tres sistemas reguladores de pH de importancia en los
seres vivos.
3.5 Consultar las frases R y S de los reactivos a manipular en la práctica.
3.6 Consultar las fichas de seguridad de los reactivos a manipular en la práctica.
4.
MATERIALES
Material
Pipeta graduada de 10 mL
Pipeta graduada de 1 mL
Vasos de precipitado de 100mL
Vasos de precipitado de 25mL
Balones aforados de 50mL
Balón aforado de 100mL
Tubos de ensayo
Gradilla
Vidrio de reloj
Espátula
5.
Cantidad
1
1
2
12
2
1
5
1
1
1
REACTIVOS
SUSTANCIAS
Ácido acético glacial (concentrado) CH3COOH (R22,
R36/38, 522)*
Ácido clorhídrico 0.1 M HCI (R22, R36/38, 522)*
CANTIDAD
50 mL
25 mL
Acetato de sodio CH3COONa (R22, R36/38, S22)*
50 gr
Hidróxido de sodio 0.1 M NaOH (Ri2, R36/38, 522)*·
25 mL
Fenolftaleína al 1% Etanol (R22, R36/38, 522) *
50 mL
* Remitirse al manual de protocolo de riesgo /seguridad y fichas técnicas de seguridad.
6. EQUIPOS
EQUIPOS
pH-metro
Balanza analítica
Vortex (agitador mecánico)
CANTIDAD
1
1
1
•Remitirse al manual de protocolo de calibración de equipos.
7. PROCEDIMIENTO
7.1 Preparación de una solución amortiguadora.
7.1.1. Preparar 5 soluciones de diferente pH, para ello emplear vasos de precipitado,
mezclando un volumen de Acetato de Sodio más un volumen de Ácido Acético, el
volumen final para cada caso será de 10 mL. Los volúmenes empleados corresponden a
las soluciones de Acetato de Sodio 0.2 M y Ácido Acético 0.2 M.
TABLA 1. Preparación de las soluciones de trabajo.
Solución
#
mL de acetato de sodio
CH3COONa 0.2 M
mL de ácido acético
CH3COOH 0.2 M
1
2
3
4
5
9.0
7.0
5.0
3.0
1.0
1.0
3.0
5.0
7.0
9.0
pH
calculado
7.2 Determinación de los valores de pH de las soluciones preparadas según la tabla 1.
7.2.1. Determinar los valores de pH para cada una de las soluciones con un pH-metro y
compararlo con el valor de pH que usted calculó usando la ecuación de Henderson Hasselbach.
7.2.2. Tomar 5 mL de cada una de las 5 soluciones preparadas y depositarlos en otros 5
vasos de 25 mL, agregándole a cada uno 0.5 mL de Ácido clorhídrico 0.1 M. Estas
soluciones se deben agitar suavemente. Determine con un pH-metro los nuevos valores
de pH de las soluciones obtenidas y comparar estos pH con el calculado de estas nuevas
soluciones.
7.2.3. A los 5 mL restantes de cada una de las 5 soluciones preparadas, según la tabla 1,
agregue 0.5 mL de Hidróxido de Sodio 0.1 M, agite suavemente las soluciones obtenidas.
Con un pH-metro determinar los valores de pH a las soluciones obtenidas y comparar con
el calculado de estas nuevas soluciones.
7.2.4 En dos vasos de precipitado añadir a cada uno 5 mL de Agua destilada y medir su
pH. A uno de ellos agregar 0.5 mL de HCl 0.1 M y al otro 0.5 mL de NaOH 0.1 M:
Determinar los valores de pH de las soluciones obtenidas con un pH-metro y comparar
estos pH con el calculado de cada una de ellas.
8. OBSERVACIONES, CÁLCULOS Y RESULTADOS.
TABLA 2. pH teórico calculado usando la ecuación de Henderson-Hasselbach y
determinados con el pH-metro, cuando se adiciona HCl a las soluciones tampón.
Solución
#
mL
Acetato / Acido
1
9.0/1.0
2
7.0/3.0
3
5.0/5.0
4
3.0/7.0
5
1.0/9.0
pH
calculado
pH
determinado
+ HCl
pH calculado
+ HCI
ΔpH
pH determinado determinado
TABLA 3. pH teórico calculado usando la ecuación de Henderson-Hasselbach y
determinados con el pH-metro, cuando se adiciona NaOH a las soluciones tampón.
Solución
#
mL
Acetato / Acido
1
9.0/1.0
2
7.0/3.0
3
5.0/5.0
4
3.0/7.0
5
1.0/9.0
pH
calculado
pH
determinado
+ NaOH
pH
calculado
+ NaOH
pH
determinado
ΔpH
determinado
TABLA 4. pH para agua pura adicionando HCl y adicionando NaOH.
muestra de
H2O pura
pH
determinado
+ HCI
pH calculado
+ HCI
pH determinado
ΔpH
determinado
pH
determinado
+ NaOH
pH calculado
+ NaOH
pH determinado
ΔpH
determinado
1
muestra de
H2O pura
2
OBSERVACIONES:
9. preguntas complementarias.
9.1 Comparar los resultados teóricos con los obtenidos usando el pH-metro. ¿A que
pueden deberse las posibles diferencias para cada caso?
9.2 Calcule el ΔpH (pH final – pH inicial) en las tablas 2, 3 y 4 e indique cuál de las
soluciones preparadas es la que cumple mejor la función buffer o amortiguadora. ¿Está
de acuerdo con el resultado obtenido? Explique su respuesta.
9.3 ¿Cuál es el objetivo de adicionar ácido clorhídrico y NaOH a los vasos que contienen
el agua? como son los cambios de pH del agua pura al adicionar HCl o NaOH
comparados con las soluciones tampón?
10. RECUPERACIÓN, DESACTIVACIÓN Y/O ALMACENAMIENTO TEMPORAL DE LOS
RESIDUOS QUIMICOS.
10.1 RECUPERAOÓN.
No aplica.
10.2 DESACTIVACIÓN.
No aplica.
10.3 ALMACENAMIENTO TEMPORAL.
Los residuos generados durante la práctica se depositan en el recipiente para ácidos y
bases.
11. BIBLIOGRAFIA


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
LAND. J. B. Y BELLAMA. J. M . "Química general” 3ra Ed. Thomson Learning. México
D. F. 2000. ISBN 970 -686 -010 -X.
LEHNINGER. A. L. y colaboradores “Principles of Biochemistry" 2da". Ed. Worth
Publishero, New York. 1993. ISBN 0-87901-711-2.
LOZANO. J.A. Y TULEDA . J. "Prácticas de Bioquímica” 1era. Ed. Síntesis, S. A
Madrid. 1989 ISBN 84 -7738 -027 -9.
PLUMMER. D. T. “Bioquímica Practica” 2da. Ed. Mc Graw -Hill Latinoamericana,
Bogotá, 1981. ISBN: 968 -451 -054 -3 .