SOLUCIONES BUFFER Y CURVA DE TITULACIÓN DE AMINOACIDOS PREPARACION Y DETERMINACION DE LA CAPACIDAD AMORTIGUADORA DE LAS SOLUCIONES BUFFER José Heriberto Vargas Espinosa 1 Programa De Biología, Facultad de Ciencias Básicas y Tecnología, T ecnología, Universidad del Quindío
RESUMEN Una disolución reguladora o buffer, es una disolución formada por un ácido débil o una base débil y por su sal; los dos componentes deben estar presentes. En la práctica de laboratorio se evaluó el efecto amortiguador de una solución de fosfatos (fosfato monobásico de potasio KH2PO4/fosfato bibásico de potasio K2HPO4), un sistema amortiguador común en el medio intracelular, y de una solución de alka-seltzer, un medicamento usado para combatir la acidez gástrica. Después de haber llevado a cabo su preparación, se llevó el proceso teórico y práctico para comprobar su capacidad amortiguadora agregando ciertas cantidades de ácido clorhídrico (HCl) e hidróxido de sodio (NaOH) respectivamente. Finalmente se obtuvieron importantes resultados, ya que se demostró la capacidad amortiguadora amortiguadora de éstas soluciones. soluciones. Luego, se realizó otra práctica donde se determinó determinó el punto isoeléctrico de varios aminoácidos, para ello fue necesario medir el pH inicial del aminoácido estudiado. Después de esto se hizo la titulación con HCl, a medida que se iba titulando se medía el pH de la solución y se registraban los datos. Este procedimiento se realiza igualmente con los demás aminoácidos y se procede también a hacer la titulación utilizando NaOH.
INTRODUCCION En química se conoce como soluciones buffer a las sustancias que afectan a la concentración de los iones de hidrogeno o hidronios en el agua, es decir “mantienen constante el pH cuando se adicionan pequeñas cantidades de ácidos o bases. El control de pH es importante en numerosas reacciones químicas, en los sistemas biológicos”. Para poder realizar una solución buffer se deben saber algunos conceptos básicos como como son: El “pH es el logaritmo negativo de la concentración molar de los iones hidrogeno o protones (H +) o iones hidronio (H 3O) es un parámetro muy usado en química para medir el el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias”. Existe una
escala de pH que fluctúa entre el 0 a 14, donde la solución ácida está entre 0 y 7; pH neutro se considera el 7; y el básico o alcalino fluctúa entre 7 y 14 de dicha escala. Se han definido diversos conceptos de ácido-base el más usado es el de Brönsted – Lowry. Lowry. Propone que los “ácidos son sustancias químicas capaces de ceder protones a la disolución”. Por otra parte define que las
“bases son aquellas sustancias capaces de ceder uno o mas protones de otra molécula”. Las soluciones
buffer deben estar compuestas compuestas por un ácido débil débil y la respectiva sal de este acido o una base débil y su sal de dicha base. Desde un punto de vista cualitativo, la teoría electrónica de Arrhenius dice “que un ácido o
una base son fuertes cuando están muy disociados en disolución acuosa y, débiles, cuando están poco disociados”
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (lo mismo ocurre entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2): Ácido (1)+Base (2)
↔
Ácido (2)+Base (1)
Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la
Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. El HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio (H3O+): HCl
Ácido(1)
+
H2O
Base(2)
→
H3O+
Cl-
Ácido(2) Base(1).
Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el par amoníacocatión amonio, ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares en la disociación del ácido fosfórico. Para llevar a cabo su preparación o determinar su pH después de haber sido expuesto a un medio ácido o básico se utiliza la ecuación de (Henderson-Hasselbach). pH = pKa + Log ([base conjugada]) / ([ácido]). Por otro lado, La titulación se utiliza para determinar la cantidad de un ácido en una solución, se titula un volumen determinado de ácido con una solución de una base fuerte, normalmente NaOH, de concentración conocida. El NaOH se añade en pequeñas porciones hasta que se ha consumido (neutralizado) el ácido según se determina mediante un colorante indicador o un pHmetro. Al graficar el pH frente a la cantidad de NaOH añadido, obtenemos la curva de titulación. En el punto medio de la titulación las concentraciones del dador de protones y del aceptor de protones son iguales, en este punto el pH es numéricamente igual al pKa. El rasgo más importante de la curva de titulación de un ácido débil es que muestra gráficamente que un ácido débil y su anión, un par ácido-base conjugado, pueden actuar como tampones, es decir, presentar una buena capacidad amortiguadora de cambios de pH. La relación cuantitativa entre pH, la acción tamponante de una mezcla de ácido débil con su base conjugada, y el pKa del ácido débil viene dada por la ecuación de Henderson-Hasselbach, que se anuncia a continuación en su forma más general:
pH = pKa + Log
([aceptor de protones]) / ([dador de protones]).
METODOLOGIA La práctica dio inicio con la determinación del efecto amortiguador de pH de una solución tamponada ante la adición de una base fuerte (NaOH), Posteriormente, se tomaron tres vasos de precipitados, respectivamente rotulados. En el primero se adiciono 10ml de agua destilada, en el segundo 10ml de solución tampón de fosfatos. Tomando 2mL de KH2PO4 (0.05 M) y 1mL de K2HPO4 y así completando los 10mL con agua destilada (Tampón A), seguido del tercer vaso, donde se agregaron 10ml de agua destilada + 1/4 tableta de alka-seltzer (Tampón B). Después, utilizando pHmetro digital, se midió y registro el pH inicial de la solución en el vaso 1. Con cuidado se adiciono desde la bureta 0,1ml de NaOH 0.1 M y se registró el pH; luego, adicionando nuevamente 0,1ml de NaOH 0.1 M y registrando el pH; se repitió la adición y registro de la misma forma hasta completar 0,5ml de NaOH agregados. Posteriormente se repitió el procedimiento de la misma forma, con las soluciones de los vasos 2 y 3, siempre adicionando y registrando el pH. Después se realizo la determinación del efecto amortiguador de pH de una solución tamponada ante la adición de un ácido fuerte (HCl). Igual que el procedimiento anterior cambiando la base fuerte (NaOH) por la adición de 0,1ml de HCl 0.1 M.y registrando su respectivo pH; agregando y registrando de la misma forma 0,1mL cada vez, hasta completar 0,5ml de HCl adicionados. Se repitió el procedimiento con las soluciones de los vasos 2 y 3, siempre adicionando y registrando el pH. Como tercer procedimiento para las soluciones buffer, se realizó el efecto de la dilución sobre la capacidad amortiguadora de una solución tampón, donde se adiciono 20mlL de agua en un vaso de precipitados y se disolvió 1/2 tableta de alka-seltzer (tampón C). Midiendo y registrando el pH inicial de la solución y adicionando desde la bureta 0,5ml de HCl 1.0 M, dejando caer 0,1ml cada vez y registrando el pH como se hizo en los procedimientos anteriores.
Para la curva de titulación de aminoácidos, en un beacker se colocaron 10ml del aminoácido a titular (0,1N) y se determinó el pH de la muestra, Posteriormente se tituló añadiendo los volúmenes de HCl 0,1N que se indicaron. Después en un beacker limpio, se agregó 3ml del aminoácido a titular (Acido
aspártico + HCL) (0,1N) y se determinó el pH de la muestra. Luego se tituló, añadiendo los volúmenes de NaOH 0,1N que se indican.
RESULTADOS Y DISCUSION SOLUCION BUFFER 1. Determinación del efecto amortiguador de pH de una solución tamponada ante la adición de una base fuerte (NaOH). pH registrado
V de NaOH 0.1 M
Agua Destilada
Tampón A
Tampón B
0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5
7.08 11,04 11,37 11,54 11,62 11,79
6,78 6,80 6,83 7,01 7,12 7,31
7,16 7,19 7,25 7,42 7,52 7,67
14 12 10 Series1 Series2 Series3
8 H p
6 4 2 0 0
0.1
0.2
0.3
0.4
mL de NaOH0.1 M añadidos
2. Determinación del efecto amortiguador de pH de una solución tamponada ante la adición de un ácido fuerte (HCl). pH registrado
V de HCL 0.1 M
Agua Destilada
Tampón A
Tampón B
0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5
6,92 3,68 3,27 3,05 2,96 2,87
6,66 6,66 6,42 6,36 6,15 5,73
6,69 7,17 7,19 7,19 7,25 7,27
8 7 6
Series1
5 Series2
H4 p
Series3
3 2 1 0 0
0.1
0.2
0.3
0.4
ml de HCl0.1 M añadido
3. Efecto de la dilución sobre la capacidad amortiguadora de una solución tampón. pH registrado
V de HCL 1.0 M
Tampón C
0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5
6,92 6,85 6,89 6,99 7,03 7,09
8 7 6 Series1
5 H4 p
Series2
3
Series3
2 1 0 0
0.1
0.2
0.3
Volumen de HCl0.1 M añadido (mL)
CURVA DE TITULACIÓN DE AMINOACIDOS 1.
ml de HCL 01,N Agregados
Acumulados
pH de la solución del a.a
0 2,5 2,5 2,5 2,5
0 2,5 5,0 7,5 10,0
5,58 1,91 1,77 1,69 1,65
0.4
ml de HCL 01,N 6 a . a 5 l e d n 4 o i c u 3 l o s a 2 l e d
10, 1.65
1
H p
0 0
2
4
6
8
Valor acumulado
pKa1: 5,58 pKa2: 1,65 pI = (pKa1 + pKa2)/2 pI = (5,58 + 1,65)/2 : 3,615 Teóricamente el punto isoeléctrico del ácido aspártico es de 2,77. %E =|2,77 – 3,615| / 3.615 x 100 =23,37 % 2.
ml de NaOH 01,N Agregados
Acumulados
0 2,5 2,5 2,5 2,5
0 2,5 5,0 7,5 10,0
pH de la solución del a.a 3,34 12,49 12,67 12,74 12,74
10
12
NaOH 14 10, 12.74
a 12 . a e d 10 n o c u l o s a l
8 6
e d
4
H p
2 0 0
2
4
6
8
10
12
Valor acumulado
pKa1: 3, 34 pKa2: 12, 74 pI = (pKa1 + pKa2)/2 pI = (3,34 + 12,47)/2 : 7,905 De acuerdo a los resultados obtenidos en la curva de titulación del aminoácido (glutamina) con respecto al punto isoeléctrico hallado y el punto isoeléctrico teórico de la glutamina se tiene como error experimental un 28.52% ya que el punto isoeléctrico de la glutamina es de 5.65 pero en este caso el punto isoeléctrico que obtuvimos experimentalmente fue de 7,905, no fue el mismo que se marca teóricamente. %E =|5.65 – 7,905| / 7.905 x 100 =28,52 % El porcentaje pudo ocurrir por el error que se tuvo al momento de hacer las respectivas mediciones, puesto que al manejar la bureta con el NaOH o el HCL, se nos pasaba más o menos de los mililitros dados, que es como se mostraba en la guía práctica que se debía hacer; o por la estabilización del pH-metro. o
CONCLUSIONES o
Se identificó el proceso que se lleva a cabo para preparar soluciones buffer, manejando la ecuación de Henderson-Haselbach, y utilizando la propiedad que a igual concentración de la sal-ácido, el pKa será casi igual al pH. También se concluyó que si se aplica la leyenda anterior, se pueden preparar excelentes soluciones amortiguadoras. Asimismo la preparación de las soluciones debe ser entre un ácido o base débil y su sal derivada, para que no se neutralicen entre sí.
o
o
La preparación de soluciones buffer es muy importante cuando se requiere mantener el pH, por ejemplo en el organismo humano. Para que la solución quede bien preparada se deben tomar las medidas necesarias para evitar el error humano. Se puede inferir que los errores obtenidos en la práctica son producto del error humano, ya que las mediciones y los análisis no son exactos. Esta práctica, aunque su desarrollo fue sencillo, nos deja conocimientos amplios, sobre todo las curvas de titulación, que son herramientas muy poderosas, ya que a través de éstas pudimos determinar, por ejemplo, el
o
o
pKa, y por medio de éstos, el punto isoeléctrico de un aminoácido. El conocer el comportamiento ácido-base de los aminoácidos es de vital importancia, por ejemplo, para su separación. Además esta práctica nos ayuda a entender las propiedades de los aminoácidos, como su elevado punto de fusión, que podemos atribuir a su estructura de ion dipolar
CUESTIONARIO 1. Utilice la ecuación de Henderson-Hasselbach para calcular el pH inicial del buffer A, la solución amortiguadora de fosfatos (KH2PO4/K2HPO4) y compárelo con el Ph inicial medido. Encuentra diferencia? En un sistema tampón de fosfatos preparado con estas dos sustancias, la primera actúa como ácido débil (ka=6.2x10-8, pka=7.2) y la segunda como la sal conjugada del ácido débil (en general, el ácido y su sal conjugada se diferencian en que el ácido tiene un protón más que su sal). como se discutió en la parte teórica del curso, este tampón es más efectivo cerca al ph de 7.2, que es el pka del ácido débil. un tampón de fosfatos a ph 7.2 se obtendrá siempre que las concentraciones del ácido débil y su sal sean iguales, como se concluye al resolver la ecuación de henderson-hasselbach: pH = pKa + log sal / ácido débil 7.2 = -log(6.2x10- 8) + log sal / ácido débil 7.2 -7.2= log sal / ácido débil 100= sal / ácido débil [ácido débil]=[sal] 2. Utilizando la misma ecuación, calcule el pH del buffer A después de adicionar 5 mL de HCl 0.1 M y compare con el valor medido. Encuentra diferencia? 3. Calcule el pH del buffer A después de adicionar 5 mL de NaOH 0.1 M y compare con el valor medido. Encuentra diferencia? 4. Utilice la ecuación para calcular el pH inicial del buffer C, la solución amortiguadora preparada
mediante la dilución de A. Compárelo con el pH inicial medido. Existe alguna diferencia
BIBLIOGRAFIA Raymond Chang. Química General 10 Ed., Capitulo 16. Equilibrios ácido-base y equilibrios de solubilidad. Pág. 717(2010). Petrucci. Química General 8ª Ed. Capítulo 18. Otros aspectos de los equilibrios ácido-base. Pág. 714(2003).
