Practica No. 2 “Determinación de pka” Equipo No. 3 Integrantes: Contreras Viveros Miriam Haide
Salazar Ortega Ma. Del Socorro Ramírez Martínez Nidia Irasema Villa de la Cruz Sandra Janett Ortiz Segovia Raúl Iván Profesor: Q.F.B José Locia Espinoza Fecha de realización: 24 de febrero de 2014 Fecha de reporte: 10 de febrero de 2014
___________________ ___ Calificación: ________________ _________________ ___________________ __
Introducción:
Los ácidos difieren en el grado en que se disocien en agua, así los ácidos que se disocian por completo se les llama ácidos fuertes y los que no se le denomina ácidos débiles. Es importante poder predecir el grado de disociación de un ácido a cualquier pH debido a que tienen diferentes propiedades biológicas tomando en cuenta la forma protonada y no protonada del ácido. Y para poder hacerlo se ocupa la ecuación de Henderson-Hasselbalch que como menciona Daniel C. Harris en su libro de Análisis Químico Cuantitativo es sólo una forma transformada de la expresión de la constante de equilibrio K a.12
Esta ecuación da el pH de una disolución, siempre que se conozca la relación de concentraciones del ácido y base conjugados y el pK a del ácido.
Ocurre algo semejante a la forma en que se define pH (pH=log ) ya que por definición pK a es:
Sustituyendo pH y pKa por sus equivalentes en la ecuación y cambiando el signo se llega a la ecuación antes mencionada que: “Estable la relación entre
pH de la solución acuosa de un ácido débil, su pKa y las cantidades de la forma disociada y no disociada.”3 Así el valor de pKa indica la fuerza de un ácido. Cuanto menor sea el valor de pKa, más fuerte es el ácido. Lo mismo vale para un ácido débil y su base conjugada, y viceversa. El pKa de ácidos débiles también se puede calcular realizando una curva de titulación y se puede ver el significado de este valor si se observa la variación en el concentración de las diferentes formas moleculares a los distintos valores de pH que se representen. Ejemplo de valoración de Ácido acético. Para determinar el valor de pKa del ácido se va adicionando NaOH cada vez en mayor cantidad. En el punto de inflexión de la curva de valoración se puede leer el valor de pKa. En la zona verde, o sea, una unidad de pH por debajo o por encima del pKa, el valor del pH cambió sólo mínimo durante la valoración; aquí posee el ácido la máxima capacidad tamponadora
Cuando el pH=pKa, los ácido y las bases conjugadas se encuentran a la misma concentración, ambos pueden capturar iones H+o OH- que se regeneran, manteniendo así el valor de pH constante. 4
Objetivo:
Que el alumno realice una curva de titulación de aminoácidos y a partir de ella determine el pka y el pH en el que se encuentra su poder amortiguador. Metodología:
Material:
Vaso de precipitados de 100 mL Vaso de precipitados de 150 mL Pipeta graduada de 1 mL Bureta Agitador magnético Piceta Soporte universal
Reactivos:
Glicina 0.025 M, pH 2.0 Lisina 0.025 M, pH 2.0 Acido aspártico 0.025 M, pH 2.0 NaOH 1 M
Equipo:
Potenciómetro
Instrucciones: 2. Calibrar el potenciometro con sol. buffer de pH 4 y 7
3. Montar el soporte universal con la bureta.
4. De la sol. colocar 20 mL en un vaso de precipitado de 100 mL.
5. Medir pH.
6. Añada 1 mL de NaOH 1.O M. Agitar el vaso y volver a medir el pH.
7. Repita el paso 6 hasta llegar a un pH aproximadamente 12.
8. Realizar una grafica de pH contra vol. en mL de NaOH gastados.
9. Identificar a que pH tienen poder amortigador.
1. A cada equipo se le asigno la solucion a ocupar.
Resultados: Mililitros de NaOH agregados
pH
0 mL 1 mL 2 mL 3 mL 4 mL 5 mL 6 mL 8 mL 10 mL
0.25 0.25 0.25 0.28 0.51 0.49 0.32 0.50 0.47
12 mL 14 mL 16 mL 18 mL 20 mL 22 mL 24 mL 26 mL 29 mL 32 mL 35 mL 38 mL 41 mL 44 mL 47 mL 50 mL 53 mL
0.62 0.69 0.74 0.85 0.89 1.03 1.20 1.30 1.68 2.55 11.44 12.55 12.74 12.87 12.96 12.99 13.04
Discusión: Conclusión:
Cuestionario:
1. a) b) c) d) e) f)
Indique el pKa de los siguientes ácidos: Acido piruvico pKa 3.49 Acido latico pKa 3.86 Acido benzoico pKa 4.202 Acido oxálico pKa1 1.25 pKa2 4.26 Acido succínico pKa1 4.20 pKa2 5.63 Aido carbonico pKa1 6.35 pKa2 10.32
2. Indique el nombre completo, pKa y peso molecular (o formula) de los siguientes compuestos usados como reguladores de pH en bioquímica: TRIS, CAPS, MES, TES y tricita.
Nombre
Abreviatura
pKa
TRIS
8.06
pH
Formula
7.5- (HOCH2)3CNH2 9.0 CAPS 10.40 9.711.1 MES 6.10 5.56.7 TES 7.40 6.88.2 tricita 8.05 7.48.8 3. ¿Para qué valores de concentración de los componentes de un buffer, tiene la máxima capacidad buffer? tris(hidroximetil)aminometano
Una solución amortiguadora, también llamada como solución Tampón o buffer, es aquella cuyo pH cambia poco la adición de otras sustancias. Usualmente una disociación amortiguadora: y su valor de pH impuesto es decir, el valor del pH deseado de la disolución esta dado por pH= pKa + log [BASE]/[ACIDO] En términos cuantitativos, la capacidad buffer, β puede definirse como la
relación entre la concentración agregada de cualquiera de sus componentes, na o n b con respecto al cambio en el pH de la disolución. Entonces, la capacidad buffer puede ser calculada a través de un proceso de valoración, agregando cantidades adecuadas del acido o de la base que componen a la solución amortiguadora, con el fin de recorrer a un intervalo amplio de valores del pH. 4. ¿Por qué los aminoácidos actúan como reguladores de pH? Los aminoácidos son moléculas fundamentales para la construcción de las proteínas, dado que son sus unidades básicas. También son precursores muy importantes de moléculas denominadas oligopétidos que funcionan como hormonas, o bien, son transformados para proporcionar energía en el ciclo de Krebs. Otras de sus funciones es servir como sistemas tampón o buffer... esto quiere decir que regulan el pH, dado que sus grupos laterales tienen funciones
ácidas o básicas (-COOH y -NH2), que neutralizan medios básico o ácidos, respectivamente. 5. Define ¿Qué es la capacidad buffer? Consiste en la facultad que presenta el agua en mantener constante el nivel de pH al añadirse ácidos o bases. Un tampón o buffer por lo general radica en sales solubles en agua que son productos resultante de la reacción entre un acido débil y una base fuerte.
Bibliografía:
Harris, D.C. 2003 ANÁLISIS QUÍMICO CUANTITATIVO. Editorial Reverté, S.A. Barcelona-España. 3ª. Edicion. P. 190 Peña, Arroyo, Gomez, Tapia, Gómez. 2004. BIOQUÍMICA. Editorial Limusa, S.A. de C.V. Grupo Noriega Editores. México, D.F. 2ª. Edición. Pp. 59 y 60 Müller-Esterl W. 2008 BIOQUÍMICA. FUNDAMENTOS PARA MEDICINA Y CIENCIAS DE LA VIDA Editorial Reverté S.A. de C.V. Barcelona, España. P. 15
