I.
INTRODUCCION
Este informe presenta los resultados obtenidos y discusiones hechas para la preparación de soluciones soluciones amortiguadoras. amortiguadoras. Una solución amortiguadora o “buffer” es aquella que resiste la adición de ácidos o
álcalis sin cambiar su pH. Generalmente una solución amortiguadora está formada por una mezcla de un ácido débil y de su base conjugada. (Briceño, 1979). Según Lehninger et.al. (1993) los tampones son sistemas acuosos que tienden a resistir cambios en su pH cuando se añaden pequeñas cantidades de ácido (H +) o base (OH-). Un sistema tampón consiste en un ácido débil (dador de protones) y su base conjugada (aceptor de protones). En una disolución de un ácido débil (HA) y de su sal (A-), los iones hidrógeno añadidos son neutralizados por los aniones de la sal, la cual actúa por tanto como una base débil, y a la inversa, los iones hidroxilo añadidos resultan eliminados por neutralización de ácido. (Williams & Wilson, W ilson, 1981). Para el cálculo del pH en soluciones tampones se utiliza la ecuación de Henderson – Hasselbach, esta fue obtenida por aplicación directa de los conceptos de pH, ionización de ácidos débiles y ley de acción de masas. (Gómez & Nieto, 2002)
= pKa +
[] [Ácido]
II.
RESULTADOS
Preparación de Buffer Fosfato
VASO Nº REACTIVOS
2
4
5
K2HPO4 0,1 M (mL)
36,0
20,0
12,0
KH2PO4 0,1 M (mL)
4,0
20,0
28,0
pH teórico
8,154
7,2
6,832
pH práctico
7,89
6,90
6,49
Diferencia de pH
0.264
0.3
0.342
pKa1= 2.1 , pKa2= 7.2 , pKa3= 12.1
Preparación de Buffer Acetato VASO Nº
1
2
3
4
14,0
20,0
24,0
30,0
CH3COOH 0,2 M (mL)
26,0
20,0
16,0
10,0
pH teórico
4,471
4,74
4,916
5,217
pH práctico
4,3
4,37
4,91
5,21
Diferencia de pH
0,171
0.37
0.006
0.007
REACTIVOS CH3COONa
0,2
M
(mL)
pKa CH3COOH= 4.74 El intervalo de pH para el cual un sistema buffer regula adecuadamente es: pKa – 1 < pH < pKa + 1
Determinación del Gasto de NaOH y HCl
Gasto Teórico
Buffer
VASO
[ácido]
[sal]
moles OH
moles H
2
0.01
0.09
0.0001
0.0009
4
0.05
0.05
0.0005
5
0.07
0.03
1
0.13
2
mL
Gasto Práctico
Diferencias
mL HCl
mL NaOH
mL HCl
∆ NaOH
∆ HCl
1
9
2.1
8.2
1.1
-0.8
0.0005
5
5
5
4.8
0
-0.2
0.0007
0.0003
7
3
7.2
3
0.2
0
0.07
0.0013
0.0007
13
7
13.9
5.5
0.9
-1.5
0.1
0.1
0.001
0.001
10
10
8
7
-2
-3
3
0.08
0.12
0.0008
0.0012
8
12
8.7
14.6
0.7
2.6
4
0.05
0.15
0.0005
0.0015
5
15
5.4
10.8
0.4
-4.2
NaOH
Fosfato
Buffer Acetato
III.
DISCUSIONES
Gran parte de la bioquímica se estudia por medio de reacciones enzimáticas. Tales reacciones por lo común son amortiguadas químicamente para mantener un pH constante. Del mismo modo, casi todos los métodos para aislar enzimas e incluso para el crecimiento de las células en un cultivo de tejidos, usan soluciones amortiguadoras. (Campbell & Farrell, 2010) En la preparación de los buffers hay varias razones que pueden hacer variar los valores que se observan respecto al pH real.
Contaminación y alteración de los electrodos.
Dependencia del pH con respecto a la concentración de iones: El pH de una disolución tampón no depende de la concentración de iones de está, sino de una cantidad termodinámica denominada coeficiente de actividad. Este parámetro viene fuertemente afectado por la concentración total de iones en la disolución, de modo que el pH del tampón variará con su propia concentración y con la concentración de otras sales en la disolución. (Freifelder, 1991)
Error de sodio: Freifelder también indica que los electrodos de vidrio corriente son casi siempre algo permeables a los iones sodio. Por consiguiente, puede producirse un potencial relacionado con los iones Na+, del mismo modo que se produce con los iones H+, si el ión Na+ está presente en una disolución cuyo pH va a determinarse, el pH medido desciende según aumenta la concentración de iones sodio Na+, debido a que el electrodo detecta la suma de las concentraciones de los iones H+ y Na+. Por tanto, la concentración de iones H+ puede parecer mayor de lo que es, lo que significa que el pH que se mide (es decir, -log[H+ más Na+]) es menor que el pH real ( -log[H+]. Este efecto es más importante a valores altos de pH (cuando se utiliza NaOH) y puede ser del orden de una o dos unidades de pH en una disolución de iones Na+ 1M (Freifelder, 1991).
Para el mecanismo de acción de los sistemas buffers, según Gomez & Nieto (2002), la capacidad o efectividad de un buffer para resistir cambios bruscos de pH está determinada principalmente por dos factores: 1) La concentración molar de los componentes: a mayor concentración de los componentes, mayor capacidad amortiguadora. 2) La relación de las concentraciones de los componentes: cuando el cociente entre la concentración molar de la base conjugada y la concentración molar del ácido sea igual o próxima a 1. Un buffer será más efectivo entonces porque
tendrá capacidad para mantener el pH tanto en presencia de ácidos como de bases. Por lo tanto, el buffer fosfato que más nos servirá será el vaso Nº 4 y en el buffer acetato será el vaso Nº 2, porque tales cumplen con la condición anteriormente mencionada. Finalmente, las diferencias entre gastos teóricos y prácticos de NaOH y HCl se deben al mal uso de los instrumentos de laboratorio, como la bureta y pipeta, pues generalmente no se lee muy bien el menisco en ellas. También puede ser producido por la falta de práctica con el indicador anaranjado de metilo, pues su cambio de color (que indica que la sal del buffer ya reaccionó completamente con los H+ del HCl) no es muy perceptible y fácil de distinguir al color original, por lo que hubo errores al identificar el momento para dejar de aumentar HCl al buffer respectivo.
IV.
REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
BRICEÑO, Y. (1979). Bioquímica I Laboratorio. Manual de trabajos prácticos. Programa Académico de Ciencias. Departamento Académico de Química. UNALM. Lima, Perú. pp 22-25. CAMPBELL, M & FARRELL, S. (2010). Bioquímica. Sexta edición. Cengage Learning Editores S.A. D.F, México. pp 53-59. FREIFELDER, D. (1991). Técnicas de bioquímica y biología celular. Editorial Reverté S.A. México. pp 91-93. GOMEZ, J & NIETO, C. (2002). Compendio de Bioquímica Ilustrada. Departamento de Química. Facultad de Ciencias. UNALM. Lima, Perú. pp 17-20. LEHNINGER, A et. al. ( 1993). Principios de Bioquímica. Segunda edición. Ediciones Omega, S.A. Barcelona, España. pp 97-100.