UNIVERSIDAD DE SAN MARTÍN DE PORRES FACULTAD DE MEDICINA HUMANA CURSO DE QUÍMICA BIOLÓGICA
PRÁCTICA Nº 7 DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL PH Y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Alumnos: Diego Gómez Wong Mónica Alexandra López Murga Jorge Luis Gálvez Díaz Grupo: 07L Hora: 10:00 – 12:00
LIMA-PERÚ 2008
1.- INTRODUCCIÓN La escala del ph es utilizada para medir las concentraciones de los iones hidronio y fue desarrollada por Sorensen en 1909. Según su propia definición el ph de una solución es el valor negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno.
Potencial de hidrogenión (Ph): el ph se determina con la concentración de H+ en moles/litro y se calcula el ph mediante la siguiente formula:
Ph = - log [H+] = Log 1 / [H+] Indicadores químicos ácido-base: Un indicador químico es un ácido o base débil cuya formada disociada tiene diferente color que la forma sin disociar , se tratan por lo general de sustancias que sufren un cambio perceptible de color dentro de un pequeño intervalo de ph
Nomenclatura común Azul de timol (1 paso) Rojo de cresol (1 paso) Anaranjado de metilo Azul de bromofenol Azul de bromocresol (verde) Rojo de metilo Rojo de clorofenol Azul de bromotimol Rojo de fenol Rojo de cresol (2 paso) Azul de timol(2 paso) Fenolftaleína Timolftaleína Amarillo de alizarina
Intervalo de ph del indicador 1,2-2-8
Color en el intervalo de ph indicado Rojo-amarillo
1,9-3,1
Anaranjado-amarillo
3,1-4,4 3,0-4,6 3,8-5,4
Rojo-amarillo naranja Amarillo-azul Amarillo-azul
4,2-6,2 4,8-6,4 6,0-7,6 6,4-8,0 7,4-9,0
Rojo-amarillo Amarillo-rojo Amarillo-azul Amarillo-rojo Amarillo ámbar-rojo púrpura Amarillo-azul Incoloro-grosella Incoloro-azul Amarillo-violeta
8,0-9,6 8,2-10,0 9,3-10,5 10,1-12,1
El equilibrio entre las dos formas de color se afecta por la concentración de los iones hidrógeno de la solución.
Constante de equilibrio:
La constante de equilibrio se aplica a electrolitos débiles porque estas no se ionizan completamente, también se conoce como constante de disociación Kd o Ka =Kb.
Kd = [H+] [A -] / [H A]
Constante de acidez (ka): Es aquella que determina cuanto se disocia del acido y la fuerza de este. Ejem. Los ácidos más fuertes como el fosfórico y carbónico poseen constantes de disociación grandes.
Ka = [A-] [H3O+] / [A H]
Constante de basicidad (Kb): Es aquella que determina cuanto se disocia de la base y la fuerza de este. pKa: Es el valor matemático que se le da cuando se le aplica al menos logaritmo de Ka.
pKa = - log Ka
pKb: Es el valor matemático que se le da cunado se aplica el menos logaritmo de Kb.
pKa = - log kb
ÁCIDOS Ácido monoprótico Ácido acético Ka=1,74 x 10 -5 M
1
2
3
4
BASES
5
6
7
PH
Amoniaco Ka=5.621x10 10 M Bicarbonato Ka=6.31x10-11 M amino de la glicina Ka=2.51x10-10 M
Ácido diprótico ácido carbónico Ka=1,70 x 10 -4 M Ácido diprótico ácido fosforico Ka1=7.25 x 10 3M Ka2 =1.38 x 10 7M Ka3 =3.98 x 10 13 M
PHh
8 9 10 11 12 13 14
1
2
3
4
5
6
7
8 9 10 11 12 13 14
Solución amortiguadora: Es aquella que pone una resistencia al cambio en la concentración de iones hidrógenos, o al cambio de ph , aún cuando se agrega un ácido a una base fuerte a al solución.
Efecto de ión común: Es un desplazamiento del sistema en equilibrio por la adición de un compuesto que al disociarse produce un ión común con las especies químicas en equilibrio.
El amortiguador con concentraciones iguales del ácido débil y su base
El amortiguador después de la adición OH-
conjugada
OH-
HX
El amortiguador después de la adición de H+
X
H+
HX
-
X
HX
X
-
Capacidad Amortiguadora: Es la cantidad de ácido o base que admite un amortiguador sufriendo un cambio de ph en una unidad, es la máxima en su pk y es tanto mayor cuanto más concentrado es el sistema. La solución buffer o solución amortiguadora está formada por: 1. Sistema ácido-sal: constituido por un ácido débil y su sal conjugada (una sal de ese ácido y una base fuerte)(Ejm.CH3COOH Y CH3COONa) 2. Sistema base-sal: constituido por una base débil y su sal conjugada(Ejm.NH4OH Y NH4Cl) 3. Sistema salino: constituido por dos sales siendo una monosustituida (NaH2PO4) siendo ésta más ácida que la otra que es disustituida (Na2HPO4)
SOLUCIONES REGULADORAS CH3COOH + CH3COONa NaH2PO4 + Na2HPO4 H3BO3 + NaBO3
PKA 4.76 7.21 9.24
INTERVALO DE PH 3.7 a 5.8 5.8 a 8.0 8.2 a 10.2
Mecanismos de acción de las soluciones buffer La regulación del ph de una solución se da por una reacción de neutralización. La relación entre ph , pka y la concentración de un ácido y su base conjugada se pueden expresar mediante la ecuación de Henderson-Hasselbach. CH3COOH + CH3COONa
HCL
CH3COOH + NaCl
CH3COOH + CH3COONa
NaOH
CH3COONa + H2O
A. Ecuación de Henderson-Hasselbach para determinar el ph de una solución reguladora de ácido débil y una sal de base conjugada.
Ph = Pka + Log [sal] / [ ácido ] B. Ecuación de Henderson-Hasselbach para determinar ph de una base débil y una sal de ácido conjugado.
Ph = pKw – Pkb + Log [base] / [sal] Ph = pKw – PkB + Log [no ionizado] / [ ionizado ]
Sistema buffer en el organismo humano •
•
•
Buffer fosfato el cual esta compuesta por el par ácido hpo4/h2po4 el cual esta presente en el citoplasma celular, mantiene un valor de ph cercano a 7,4. Buffer bicarbonato formando por par sal/ácido hco3/h2co3 el cual mantiene un rango de ph 7,2-7,4, trabaja en el interior del eritrocito y la célula renal. Buffer de proteínas se comportan como ácidos débiles y confieren la capacidad actuar como amortiguadores del ph (Ejem .Hemoglobina).
2.-OBJETIVOS
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Determinar experimentalmente el ph de soluciones por el método colorímetro y potenciometrico o o o o o o
•
•
NaOH HCL CH3COOH NH4OH NH4Cl Ovoalbumina
0.01 M 0.01 M 0.1 M 0.1 M 0.1 M
Determinar el color al que vira un indicador dado y por tanto determinar si se trata de un ph ácido o básico. Verificar experimentalmente el ph de una solución amortiguadora.
3.- PARTE EXPERIMENTAL • • • • • • • • • • • • •
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REACTIVOS Amortiguador fosfato 0.1M pH 7 Fenolftaleína 1% Azul de timol Azul de bromofenol Rojo metilo Azul de bromotimol NaOH 0.01 M HCl 0.01M CH3COOH 0.1M NH4OH 0.1M NH4Cl 0.1M NaCl 0.9% Ovoalbumina MATERIALES Buretas 25mL Tubos de ensayo Gradillas Fiolas Pipetas 5-10 mL Beaker 50 mL Frascos de vidrio Papel indicador: Azul, amarillo y rojo.
•
Potenciómetro
4.-CÁLCULO TEÓRICO DEL Ph DE SOLUCIONES
HCl 0.01M
CH3COOH 0.1M
pH = -log [H3O] ph = -log [0.01]
pH = ½ pKA- ½ log [CH3COOH] pH = ½ (4.76) – ½ log [0.1] H = 2.88
pH = 2
NH4OH 0.1M NaOH 0.01M
pH = pkw – ½ pKB + ½ log [NH4OH] pH = 14- ½ (4.76) + ½ log [NH4OH]
pOH = -log [OH-] pOH = -log [0.01]
H =11.12
pOH = 2
NH4Cl 0.1M
pH =14-Poh
pH = ½ pkw – ½ pKB + ½ log [NH4Cl] pH = ½ (14) – ½ (4.76) + ½ log [0.1] H = 5.12
5.- DETERMINACIÓN DEL pH DE SOLUCIONES MEDIANTE EL MÉTODO COLORIMETRICO: 1. UTILIZANDO PAPEL INDICADOR • Preparar una batería de 6 tubos con 10mL de cada solución. Usar el papel indicador • Compare con su tabla de referencia (del papel indicador) • • Anotar los resultados.
Reactivo/Nº Tubo NaOH 0.01M HCl 0.01M CH3COOH 0.1M NH4OH 0.1M NH4Cl 0.1M H2O destilada Papel indicador
1 10 +
2 10 +
3 10 +
4 10 +
5 10 +
6 10 +
RESULTADOS Nº Tubo 1 2 3 4 5 6
SOLUCIÓN NaOH 0.01M HCl 0.01M CH3COOH 0.1M NH4OH 0.1M NH4Cl 0.1M H2O destilada
pH del Papel indicador 11 1 3 10 5 5 1/2
pH teórico 12 2 2.88 11.12 5.12 7
DISCUSIONES Los valores del ph en el papel indicador y en el ph teórico tienen pequeños márgenes de diferencia que quizá parezcan insignificantes ; pero que en la práctica no sé den de la misma forma.
CONCLUSIONES El ph teórico solo es una referencia, mas no una información exacta ya que nos ayudaría en algunos casos a identificar el compuesto ; mientras que el valor real (del papel indicador) que es variable debido a las diferentes condiciones del ambiente serán importantes en el momento de realizar reacciones con otros compuestos.
2. UTILIZANDO SOLUCIONES INDICADORAS Preparar la siguiente batería de tubos con 10Ml de cada solución. • Usar la solución indicadora adecuada de acuerdo al pH teórico. • • Añadir de I a II gotas de indicador y anotar
REACTIVO / Nº TUBO NaOH 0.01M HCl 0.01M CH3COOH 0.1M NH4OH 0.1M NH4Cl 0.1M H2O destilada Solución indicadora
1 10 -
2 3 4 10 10 10 Añadir I gota del Indicador Fenolftal Azul de Azul de Azul de eína Timol Bromofen Timol
5 10 -
6 10
Rojo de metilo
Azul de Bromotimol
ol
RESULTADOS Nº Tubo 1 2 3 4 5 6
SOLUCIÓN NaOH 0.01M HCl 0.01M CH3COOH 0.1M NH4OH 0.1M NH4Cl 0.1M H2O destilada
Indicador vira pH practico Fenolftaleína 10≤ 11 Azul de Timol ≥1.2 3.5 Azul de Bromofenol ≥3.8 3.5 Azul de Timol 9.6≤ 10.7 Rojo de metilo 4 - 6.2 6 Azul de Bromotimol 6 - 7 6.5
pH teórico 12 2 2.88 11.12 5.12 7
DISCUSIONES Determinar el pH de variadas soluciones al mostrar la exactitud de los indicadores, la exactitud del pH dado tendrá variaciones
CONCLUSIONES El pH obtenido no es exacto pero varia dentro del rango obtenido por cálculos, nos da un aproximado.
3. METODO POTENCIOMETRICO Tomar 10mL de cada solución y medir pH sumergiendo el electrodo del • potenciómetro en la solución. Antes se siguen los pasos previos • Lavar electrodo con agua destilada Calibrar el potenciómetro con una solución buffer (pH=4) • RESULTADOS SOLUCION NaOH 0.01M NaCl 0.9% M CH3COOH 0.1M NH4OH 0.1M NH4Cl 0.1 M
PH 5.70 6.46 2.77 10.54 5.46
DISCUSIÓN Poner a prueba el nivel de exactitud del potenciómetro comparándolo con los cálculos
CONCLUSIÓN
El pH obtenido no muestra el mismo resultado que en los cálculos sin embargo demuestra más exactitud que otros métodos
6.-DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD AMORTIGUADORA • •
•
Preparar una bureta HCl 0.01M Preparar una batería de 4 erlenmeyer con 10mL de las siguientes soluciones: Agua destilada, NaCl 0.9%, Albumina 50%, Amortiguador fosfato Ph 7. Proceda agregar II gota del indicador rojo de metilo y titular uno por uno con HCl 0.01M. Anotar el gasto correspondiente.
RESULTADOS SOLUCION H2O NaCl 0.9% Albumina Amortiguador
Gasto de HCl 0.01M 1 gota 1 gota 2.3 ml 2.2 ml
DISCUSIONES El gasto de ácido clorhídrico es muy diferenciado entre los cuatro compuestos; ya que en el caso del agua y cloruro de sodio prácticamente al contacto (1 gota) cambio de color a rojo; mientras que en la albúmina y con el amortiguador se empleo mayor cantidad de ácido (ml). CONCLUSIONES La explicación a ello es q el ph del primer par de compuestos es casi neutro, mientras que en los últimos no lo es.
CUESTIONARIO 1 ¿Cuál es el sistema amortiguador que usa la sangre para mantener el ph en 7,35 aproximadamente? El sistema amortiguador que usa la sangre para mantener el ph en 7,35 aprox. es el sistema ácido carbónico-bicarbonato. El ácido carbónico, H2CO3, y el ión bicarbonato, HCO3-, son un par conjugado ácido-base. Además, el ácido carbónico se puede descomponer en dióxido de carbono y agua. Los equilibrios importantes de este sistema amortiguador son: H+(ac) + HCO3-(ac) ←→ H2CO3(ac) ←→ H2O(l) + CO2(g) Los órganos principales que regulan el pH del sistema amortiguador ácido carbónico-bicarbonato son los pulmones y los riñones. Ciertos receptores cerebrales son sensibles a la concentración de H+ y CO2 en los fluidos corporales. Cuando la concentración de CO2 sube, los receptores activan un reflejo para que la respiración sea más rápida y profunda, con lo que aumenta la rapidez de eliminación de CO2 de los pulmones. Los riñones sirven para absorber o liberar H+ y HCO3-; gran parte del exceso de ácido sale del cuerpo en la orina, cuyo pH normal es de 5.0 a 7.0.
2 ¿Cuál es el ph de un ácido débil (ácido acético KA = 1,8 x 10-5) 0,01 M? Resolución:
pH = pK A + Log[0.01] pH = - log K A – 2 pH = - log[1.8x10-5] - 2 pH = 4.744 – 2 pH = 2.744 3 ¿Cuál será el pH de una base débil 0,01 M de KB= 2,3 x 10-5? Resolución:
pH = pKB + Log[0.01] pH = - log KB – 2 pH = - log[2.3x10-5] - 2 pH = 4.638 – 2 pH = 2.638
4 ¿Cuál será el pH de una HCl 0.001 M? Resolución:
pH = - Log[HCl] pH = - log[0.001] pH = 3 5 ¿Cuál será el pH de una base fuerte 0,01 M? Resolución:
pH = - Log[0.01] pH = 2
6 ¿Qué tipo de amortiguador usa el sistema intracelular? El principal tipo de amortiguador que usa el sistema intracelular es el de f osfato que se acumula en concentraciones elevadas dentro del citoplasma celular, sobretodo en las del hueso. Mantiene un valor de ph cercano a 7,4.
7 ¿Qué volúmenes necesitaría de NaH2PO4 0,2 M y Na2HPO4 0,2 M para preparar 10 mL de un amortiguador fosfato pH = 7 sabiendo que su pK = 7,2?
BIBLIOGRAFÍA
Las siguientes son las páginas web a las que se ha consultado: http://www.cicese.mx/tallerjovenes/Taller2005/Cursos/CursoQuimica/Lect uras.doc http://es.wikipedia.org/wiki/Amortiguador http://es.wikipedia.org/wiki/PH http://es.geocities.com/a_h_ramirez/inorganica.doc
