Universidad Autónoma de Baja California Facultad de Ingeniería
Dinámica Reporte de laboratorio de Bioquímica Práctica # 1 “SOLUCIONES AMORTIGUADORAS”
Maestro: Susana Norzagaray Plasencia
Presenta: Xóchitl Carolina Richarte Meza
20/02/2015 Fecha de realización
PRÁCTICA No. 1 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS I.
COMPETENCIA
Habilidad en el manejo del material, equipo y sustancias del laboratorio de biotecnología, para evaluar las propiedades de las soluciones amortiguadoras, mediante la aplicación de los fundamentos teóricos del equilibrio ácido-base, preparar soluciones buffer de pH establecido, atendiendo las normas de seguridad y los lineamientos para asegurar la sustentabilidad de las actividades experimentales requeridas
II.
MARCO TEÓRICO
Una de las propiedades importantes del agua es su pequeña tendencia a ionizarse. El agua pura no está formada sólo por H2O, sino también por una baja concentración de iones hidronio (H3O_) y una concentración igual de iones hidróxido (OH_). Los iones hidronio e hidróxido se forman por un ataque nucleofílico del oxígeno contra uno de los protones en una molécula adyacente de agua. En estareacción se rompe un enlace covalente O —H y el par de electrones de ese enlace queda asociado con el átomo de oxígeno del ion hidróxido.
La reacción de ionización es una reacción reversible típica. Las reacciones de protonación y desprotonación son muy rápidas. Los iones hidróxido tienen corta duración en el agua, al igual que los iones hidronio. Hasta las mismas moléculas de agua presentan sólo una existencia transitoria. Se cree que la molécula promedio de agua sólo existe aproximadamente un milisegundo (10_3 s) antes de perder un protón para convertirse en ion hidróxido, o ganar un protón para transformarse en un ion hidronio.
Los iones hidróxido pueden aceptar un protón y convertirse de nuevo en moléculas de agua. A los aceptores de protones se les llama bases. El agua puede funcionar como un ácido o como una base. La ionización del agua se puede analizar cuantitativamente. Recuérdese que las concentraciones de reactivos y productos en una reacción deben llegar al equilibrio. La relación de esas concentraciones define a la constante de equilibrio (Keq). Existen varios procesos bioquímicos
—como
el transporte de oxígeno en la
sangre, la catálisis de reacciones con enzimas y la generación de energía metabólica durante la respiración o la fotosíntesis — que están muy influidos por la concentración de protones. Aunque la concentración de H
(o H3O ) en las
células es pequeña en relación con la concentración del agua, el intervalo de [H ] en soluciones acuosas es enorme, por lo que conviene usar una cantidad logarítmica llamada pH como medida de la concentración de H . El pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de H :
La constante de equilibrio para la disociación de un protón de un ácido en agua se llama constante de disociación del ácido, Ka. Cuando la reacción llega al equilibrio, lo que sucede con mucha rapidez, la constante de disociación del ácido es igual a la concentración de los productos dividida entre la concentración de los reactivos. Para la reacción 2.12, la constante de disociación del ácido es
Si el pH de una solución permanece casi constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base fuerte, se dice que la solución está regulada o amortiguada. La capacidad de una solución para resistir cambios de pH se llama capacidad de amortiguación.
Al repasar las curvas de titulación del ácido acético (figura 2.16) y del ácido fosfórico se ve que la regulación más efectiva, representada por la región de pendiente mínima en la curva, se presenta cuando las concentraciones de un ácido débil y su base conjugada son iguales; en otras palabras, cuando el pH es igual al pKa. El intervalo efectivo de amortiguación por una mezcla de ácido débil y su base conjugada se suele considerar desde una unidad de pH abajo hasta una unidad de pH arriba del pKa. La mayor parte de los experimentos bioquímicos in vitro con moléculas purificadas, extractos celulares o células intactas se hace en presencia de un amortiguador (también se le llama buffer) adecuado que asegure un pH estable. Para preparar soluciones amortiguadoras se utilizan varios compuestos sintéticos, con una diversidad de valores de pKa. Por ejemplo, se pueden usar mezclas de ácido acético y acetato de sodio (pKa
4.8) para el intervalo de pH de 4 a 6 y
mezclas de KH2PO4 y K2HPO4 (pKa
7.2) para el intervalo de 6 a 8. Con
frecuencia se usa el aminoácido glicina (pKa 9.8) en el intervalo de 9 a 11. En el ejemplo de cálculo 2.2 se ilustra una forma de preparar una solución amortiguadora. Un ejemplo excelente de la capacidad amortiguadora se encuentra en el plasma sanguíneo de los mamíferos, que tiene un pH notablemente constante. A continuación se revisan los resultados de un experimento donde se compara la adición de una alícuota de ácido fuerte a un volumen de plasma sanguíneo con una adición similar de ácido fuerte a suero fisiológico (NaCl 0.15 M) o agua. Cuando se agrega un mililitro de HCl (ácido clorhídrico) 10 M a 1 litro de suero fisiológico o de agua cuyo pH inicial es de 7.0 el pH baja a 2.0 (en otras palabras, la [H ] del HCl se diluye a 10 2 M). Sin embargo, cuando se agrega 1 mililitro de HCl 10 M a 1 litro de plasma sanguíneo humano a pH de 7.4 el pH sólo baja a 7.2 eficacia de la regulación fisiológica.
—es
una impresionante prueba de la
El pH de la sangre se regula principalmente por el sistema amortiguador de dióxido de carbono-ácido carbónico-bicarbonato. En la figura 2.19 se ve una gráfica de los porcentajes de ácido carbónico (H2CO3) y de cada una de sus bases conjugadas en función del pH. Nótese que las formas principales del ácido carbónico a pH 7.4 son ácido carbónico y el anión bicarbonato (HCO3 ).
III.
MATERIALES Material y equipo
3 matraces volumétricos de 100 Ml 2 Pipetas de 10 ó de 5 mL 1 Pipeta de 1 mL 2 vasos de precipitados de 100 mL 1 Probeta de 50 mL Potenciómetro
IV.
1. Ácido acético glacial 2. Acetato de sodio 3. Fosfato acido de potasio 4. Fosfato diácido de potasio 5. Carbonato de sodio 6. Bicarbonato de sodio
PROCEDIMIENTO
1. Se calcularon las cantidades de ácido y base necesarios para preparar las tres soluciones amortiguadoras de ph 5,7 y 10.
2. Se
pesó
en
la
balanza
analítica
las
cantidades calculadas de cada solución en una canastilla para asegurar la exactitud y precisión.
3. Para cada compuesto necesario en cada disolución se agregaron aproximadamente 18 ml de agua destilada en un vaso de precipitado de 100 y se mezcló con el ácido o base en cuestión.
4. Una vez que el ácido y la base de cada solución estuvieran disueltos en los 18 ml de agua estos se agregaron en un matraz aforado de 50 ml donde se le agregó el agua destilada faltante.
5. Se agitó cada solución amortiguadora en el matraz hasta que todos los componentes se disolvieran completamente y se observara una mezcla homogénea.
6. Se calibró el potenciómetro según lo indica el manual de este, con disoluciones de ph=4, ph=7 y pH=10 para asegurar que este diera resultados precisos.
7. Se midió el pH de cada solución con el potenciómetro, agitando la mezcla lentamente hasta que el aparato indicara el pH, repitiendo el procedimiento 3 veces como lo indica la química analítica.
8. Una vez terminado de medir el pH de una solución se enjuagaba la varilla con agua destilada.
V.
OBSERVACIONES
El pH de las soluciones amortiguadoras no presentaban el pH estimado exacto, sino que tenía variaciones de alrededor de ±0.15, probablemente debido a que quedaba un poco de residuos del ácido o base en el recipiente en el que se pesaba, y como era tan poco la cantidad necesaria que aunque puede ser una cantidad muy pequeña represento un valor significativo en el resultado del pH medido.
VI.
DATOS EXPERIMENTALES Tabla 4.2 Solución amortiguadora 0.1 M de pH5 CH3COOH
CH3COONa
Mo
60.028 g
82.001 g
% Pureza
99.7%
Ρ
1.05 g/cm3
-------
m
0-109 g
0.2602 g
v
0.103 ml
-------
Tabla 4.2 Solución amortiguadora 0.1 M de pH7 K2HPO4
KH 2PO4
Mo
136.09g
174.19g
Ρ
-------
-------
M
0.416g
0.33g
V
-------
-------
Tabla 4.3 Solución amortiguadora 0.1 M de pH10
VII.
Na2CO3
NaHCO 3
Mo
105,99 g/mol
84.01g/mol
Ρ
-------
-------
m
0.2575 g
0.2046 g
v
-------
-------
CÁLCULOS
Solución Amortiguadora 0.1M de pH 5
Solución Amortiguadora 0.1M de pH 7 Solución Amortiguadora 0.1M de pH 10 VIII.
RESULTADOS Tabla 8-1 Solución amortiguadora 0.1 M de pH5 pH requerido
NaC2H3O2(g)
HC 2H3O2(ml)
pH medido
5.0
0.2602
0.103
4.84
Tabla 8.2 Solución amortiguadora 0.1 M de pH7 pH requerido
K2HPO4(g)
7.0
0.33
KH 2PO4(g)
pH medido
0.416
7.10
Tabla 8.3 Solución amortiguadora 0.1 M de pH10 pH requerido
Na2CO3(g)
NaHCO 3 (g)
pH medido
10.0
0.2575
0.2046
11.02
IX.
ÁNALISIS DE RESULTADOS
Las solucione amortiguadoras no tienen exactamente el mismo pH requerido, lo cual puede ser causado debido a distintos factores, como por ejemplo que un poco de la muestra pesada quedara en la canastilla o el potenciómetro no estuviera indicando correctamente, sin embargo las variaciones obtenidas es de alrededor del ±0.15 de pH lo cual puede ser considerado aceptable dependiendo del propósito para el que se utilice la muestra. En la solución buffer de pH 5, tuvo un pH medido de 4.84 lo que indica que tenía más base que ácido, en la de pH 7 tuvo un pH real de 7.1 que el caso contrario a la anterior tenía más base, y en la de pH 10 tuvo una variación mucho mayor de la esperada, con un pH medido de 11.02 lo que indica que tuvo mucha más base, pues hay 10 veces mayor concentración de iones de [OH en la solución.
X.
CONCLUSIÓN
El objetivo de esta práctica se cumplió pues se prepararon las soluciones amortiguadoras correctamente según lo indicado en la práctica siguiendo los lineamientos de seguridad del laboratorio, además de aplicar los conocimientos teóricos de las soluciones para deducir una fórmula que permitiera encontrar directamente la masa de ácido y base necesarios para preparar el buffer de pH deseado.
XI.
RECOMENDACIONES
Se recomienda arrastrar los residuos de muestra que quedan en la canastilla en la que se pesó con agua destilada para asegurar que todo esté presente en la solución, ya que como es muy poca sustancia cualquier residuo afectara de manera significativa en la medición del pH final.
XII.
BIBLIOGRAFÍA
Horton;Moran;Laurence;Scrimgeour;Perry;Rawn,
Principios
bioquímica, cuarta edición, Pearson educación, México, 2008.
de
XIII.
ANEXOS
