Universidad Nacional San Cristóbal de Huamanga Facultad de Ingeniería Química y Metalurgia Escuela de Formación Profesional de Ingeniería Agroindustrial QUIMICA II (QU-142) PRACTICA N° 7
S OL UC IO ION N E S R E G UL ULA A D OR A S , B UF UFFF E R , TA MP MPON ON O AMOR A MOR TI TIG G UA D OR A S
PROFES OR DE TEORIA: Ing. DIA Z MAL DONA DO, Wuelde Wuelde C ésar PROFES OR DE PRÁC TICA: Ing. Ing. DIA DI A Y HO HORA RA DE LA PR ÁCTI ÁCTICA: CA: Vi ernes: 07a 07am m – 10am A L UMN UMNOS OS :
CUS ICHE QU QUIS IS PE , Dant Dantee QUIS QU IS PE R OM OMANÍ, ANÍ, Ma Marisol risol S UL ULC C A QU QUIS IS P E , Vi V i lma C lotilda
FECHA DE E J ECUCIO ECUCION: N: 30/ 30/12/ 12/2016 2016 AYY A C UC H O – Perú A 2016
SOLUCIONES REGULADORAS, BUFFER, TAMPON O AMORTIGUADORAS
OBJETIVOS
Conocer el concepto de soluciones amortiguadoras. Familiarizarse con los cálculos y técnicas de preparación de estas soluciones. Evaluar la variación del pH de una solución amortiguadora cuando se le adiciona pequeñas cantidades de un ácido o de una base.
MARCO TEÓRICO El pH de los medios biológicos es una constante fundamental para el mantenimiento de los procesos vitales. La acción enzimática y las transformaciones químicas de las células se realizan dentro de unos estrictos márgenes de pH. En humanos los valores extremos compatibles con la vida y con el mantenimiento de funciones vitales oscilan entre 6,8 y 7,8; siendo el estrecho margen de 7,35 a 7,45 el de normalidad. También en el trabajo de laboratorio, es imprescindible el mantenimiento de un pH para la realización de muchas reacciones químico-biológicas. Los sistemas encargados de evitar grandes variaciones del valor de pH son los d enominados “amortiguadores, buffer, o tampones”. Son por lo general soluciones de ácidos débiles y de sus
bases conjugadas o de bases débiles y sus ácidos conjugados. Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos como de bases. 1. Tampones fisiológicos Son los sistemas encargados de mantener el pH de los medios biológicos dentro de los valores compatibles con la vida. Permitiendo con ello la realización de funciones bioquímicas y fisiológicas de las células, tejidos, órganos, aparatos y sistemas. Según su naturaleza química, los amortiguadores se clasifican en orgánicos e inorgánicos y, así mismo, atendiendo a su ubicación, se distribuyen en plasmáticos y tisulares. 2. Tampones orgánicos 2.1. Las proteínas y aminoácidos como tampón Los aminoácidos y proteínas son electrolitos anfóteros, es decir, pueden tanto ceder protones (ácidos) como captarlos (bases) y, a un determinado pH (en su pI), tener ambos comportamientos al mismo tiempo. La carga depende del pH del medio. En un medio muy básico se cargan negativamente, mientras que en el fuertemente ácido lo hacen positivamente. Desde el punto de vista fisiológico este tipo de amortiguador es resulta de especial interés a nivel tisular. 2.2. Tampón hemoglobina Es un tampón fisiológico muy eficiente debido tanto al cambio de pK que experimenta al pasar de la forma oxidada a la reducida, como a la gran abundancia de esta proteína en la sangre (15 % del volumen total sanguíneo).
La oxihemoglobina (pK= 7,16) es un ácido más fuerte que la desoxihemoglobina (pK= 7,71). Los valores de pK son tales que determinan que en la disociación siguiente, el valor x sea, aproximadamente, 0,7. HbH+x + O2 → HbO2 + xH+ Esta propiedad de la hemoglobina, de cambiar su valor de pK, demuestra el efecto tampón, permite el transporte de una determinada cantidad de CO 2 liberada en los tejidos. La hemoglobina oxigenada que llega a los tejidos se disocia liberando O 2, un proceso que está favorecido por el estado de los tejidos (baja pO2, menor pH y alta pCO 2). 0,7H+ + HbO2 ←→ HbH+0,7 + O2 3. Tampones inorgánicos 1.7.2.1. Tampón carbónico/bicarbonato Está constituido por H 2CO3 y HCO3-. Aunque su valor de pK (6,1) está algo alejado del pH fisiológico de la sangre (7,4), es un sistema muy eficaz debido a que: 1) La relación HCO 3-/ H2CO3 es muy alta (20/1), lo que le proporciona una alta capacidad tampón frente a los ácidos; 2) es un sistema abierto, con lo que el exceso de CO 2 puede ser eliminado por ventilación pulmonar de manera rápida; y 3) además, el HCO 3- puede ser eliminado por los riñones mediante un sistema de intercambio con solutos. Respecto al origen y formación de este sistema carbónico/bicarbonato, resaltaremos lo siguiente: En el plasma el CO 2, procedente del metabolismo celular, se encuentra como:
CO2 disuelto, que según la ley de Henry es directamente proporcional a la presión parcial del gas (PCO2) HCO3-, que es la fracción más importante. Formando compuestos carbamínicos con los grupos NH 2 de la hemoglobina. Alrededor del 10% es transportado en el eritrocito en forma de carbaminohemoglobina
El CO2 disuelto es hidratado a H 2CO3 en una reacción reversible y muy eficiente catalizada por la anhidrasa carbónica: CO2 + H2O
H2CO3
H 2CO3
HCO3- + H+
CO2 + H2O
HCO3- + H+
En este sistema acoplado, todo el CO 2 disuelto es considerado como la forma ácida del tampón (H 2CO3). La concentración de CO 2 disuelto (CO2d) dependerá de su constante de solubilidad y de la presión parcial de CO 2. Ksolubilidad = 3 x 10-5 M. mm Hg-1. Así pues
CO2d = (3 x 10 -5) . PCO2 Aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbalch al tampón bicarbonato: pH = pK + log HCO 3-/ CO2d ó pH = 6,1 + log HCO 3- / (3 x 10-5) . P CO2 El contenido total de CO 2 sería igual al CO2 disuelto más el HCO 3-, esto es: CO2Total = CO2 d + HCO3 Este contenido total de CO 2 de una muestra de plasma se determina a partir de la medida del volumen de CO 2 liberado por acidificación con un ácido fuerte. Lo que ocurre al añadir ácido es que desplazamos el equilibrio de disociación hacia la izquierda, y al ser el sistema bicarbonato un sistema abierto, el CO 2 formado se desprende en forma de gas. Dado que el CO 2 es un gas no ideal, 1 mmol ocupa 22,26 ml en condiciones estándar de presión y temperatura (0ºC y 760 mm Hg ó101,33 kPa). La temperatura en el laboratorio suele ser de 22ºC y la presión atmosférica de 750 mm Hg (100 kPa), por lo que corrigiendo para las condiciones estándar tendremos: V CO2 x 750/760 x 273/275 = ml CO 2 en condiciones estándar. ml CO2 en condiciones estándar/22,26 = mmol CO 2. Teniendo en cuenta estas consideraciones, la ecuación de HendersonHasselbalch para el tampón bicarbonato se puede escribir de la siguiente forma: pH = 6,1 + log ( HCO3-/ 0,0301 x pCO2) en donde 0,0301 hace referencia a los mmoles de CO2 disuelto por litro de plasma y por mm de Hg.
MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS MATERIALES Vaso de precipitado de 50 ml Luna de reloj Espátula Pipeta Varilla de vidrio con cabeza de goma Fiola de 1000, 500 y 250 ml Pipeta graduada de 10 ml
EQUIPOS PH-metro Balanza eléctrica de 50 gramos de capacidad máxima
REACTIVOS
Hidróxido de amonio concentrado Ácido acético concentrado Cloruro de amonio en cristales Acetato de sodio en cristales Agua destilada Ácido clorhídrico concentrado Hidróxido de sodio en granallas o escamas
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL ENSAYO 1.-Preparación de soluciones a emplear Deben preparase las siguientes soluciones. El profesor asignara a cada grupo de práctica la preparación de uno de ellas. 1.1.- 1000 ml de CH 3COOH 2,25 M 1.2.- 1000 ml de NH 4OH 0.30M 1.3.- 500 ml de CH 3COONa 0.15 M 1.4.- 500 ml de NH 4 HCl 0,2 M 1.5.- 250 ml de NaOH 0.01 M 1.6.- 250 ml de HCl 0.01 M
ENSAYO 2.-Determinación del PH de una solución amortiguadora y la aprobación correspondiente Para la comprobación del PH del amortiguador preparado se empleara el PHmetro 2.1.- mezclar 10 ml de CH 3COOH 2,25 M con 30 ml de CH 3COONa 0.15 M. calcule el PH teórico y compruébalo experimentalmente. 2.2.- mezclar 20 ml de NH4OH 0.30M con 15 ml de NH 4 HCl 0,2 M. calcular el PH teórico De la solución y compruébalo experimentalmente
ENSAYO 3.-Variación de PH de la solución amortiguadora por adición de pequeñas cantidades de una base o acido. 3.1.- a la solución amortiguadora preparada en ensayo 2.1, agregar 1 ml de HCl 0.01 M. calcular el nuevo valor de pH de la solución y comprobar experimentalmente. 3.2.- a la solución amortiguadora preparada en ensayo 2.2, agregarle 1 ml de NaOH 0.01 M. calcular el nuevo valor de pH de la solución y compruébelo experimentalmente.
ENSAYO 4.-Preparación de una solución amortiguadora de pH conocido Para estos ensayos el profesor deberá asignar, a cada grupo de práctica, la preparación de volumen de solución amortiguadora del pH que el profesor crea conveniente. Reciba la asignación, y de acuerdo al valor de pH y del volumen del amortiguador a preparar, el estudiante deberá:
Seleccionar las soluciones a emplear ( el profesor debe evaluar o rechazar la elección) Calcular las soluciones que se emplearan en la preparación de la solución amortiguadora presentar al profesor los resultados del calculo Solicitar la autorización del profesor para preparar el amortiguador
A continuación, se dan algunas propuestas de asignación para los grupos de práctica 4.1.- preparación 20 ml de una solución amortiguadora de pH 10. Comprobar el pH de la solución una vez. En este caso el estudiante deberá emplear las soluciones de H Ac 0.25M y NaAc 0.15M, por tratarse de una solución acida. Deberá también calcular los volúmenes de H Ac y Na Ac a emplear en la preparación de esta solución. 4.2.-preparar 25 ml de una solución amortiguadora de pH 10. Comprobar el pH de la solución una vez preparada En este caso por ser una solución básica, el estudiante deberá elegir las soluciones deNH 4OH M y NH4Cl 0.20 M. deberá, también efectuar los cálculos para determinar los volúmenes que deben efectuar los cálculos para determinar los volúmenes que deben determinar los volúmenes de las soluciones que deben emplearse en la preparación del amortiguador.
RESULTADOS 1. PREPARACION DE SOLUCIONES 1.1 1000 ml de CH 3COONa 0,25 M V= V=
% , ⁄ 6⁄ ,997 ,⁄
V= 14,3ml 1.2 1000 ml de NH 4OH 0,30M V= V=
% , ⁄ ⁄ , ,9⁄
V= 41,6ml
1.3 ) 500 ml de CH3COONa 0,15 M
M=
m = M x PM x V m = 0,15⁄ 82 ⁄ 0,5
m = 6,15 g 1.4 500 ml de NH 4Cl 0,01 M m = M x PM x V m = 0,2⁄ 53,5 ⁄ 0,5 m = 5,35 g 1.5 250 ml de NaOH 0,01 M m = M x PM x V m = 0,01⁄ 40 ⁄ 0,25 m = 0,1 g 1.6 250 ml de HCl 0,01 M V= V=
% ,⁄ , 6,⁄ ,7 ,7⁄
V = 0,21 ml
Solución final N0
de
ensayo 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6
Volumen (ml) 1000ml 1000ml 500ml 500ml 250ml 250ml
Concentración 0,25M 0,30M 0,15M 0,2M 0,01M 0,01M
Soluto Volumen Masa (g) (ml) xxxxxxxxxxx 14,3ml xxxxxxxxxxxx 41,6 ml xxxxxxxxxx 6,15 g xxxxxxxxxxx 5,35 g 0,1 g xxxxxxxxxxx xxxxxxxxxxx 0,21ml
2. DETERMINACION DEL PH DE UNA SOLUSION AMORTIGUADORA 2.1.. CH3COOH 0.25M + CH3COONa 0,15 M pH=? C.V. = C2V2
Para 10 ml de CH3COOH 0.25M C2 =
CV
,
ml
=
= 0,06
Para 30 ml de CH3COONa 0.15M
PKa = 4,74
.
Calculo pH
pH = PKa +
C2 =
C2 = 0.113M Hallando PKa Ka de CH3COO = 1,8 x
10 -5
PKa = - log(Ka) PKa = - log(1,8 x 10 -5) 2.2) NH4OH 0.3M + NH4Cl 0.20M
pH = 4,74 +
log[] [acido] log[,] [,6]
pH = 4,74 + 0,0263
pH = 4,96 pH = ? Hallando PKa
C.V. = C2V2 Para 20 ml de NH4OH 0.3M
C2 =
PKa = - log(Ka) PKa = - log(5,6x 10 -10)
CV
C2 =
Ka de NH4OH = 5,6x 10-10
, ml
PKa = 9,25
C2 = 0,17M
Calculo pH
Para 15ml de NH4Cl 0.20M
pH = PKa +
C2 =
. , ml
C2 = 0.08M
pH = 9,25 +
log[] [acido] log[,7] [,6]
pH = 9,25 + 0,32
pH = 9,57
Volumen empleado N0 de HAc NaAc NH4OH NH4Cl ensayo 0,25M 0,15M 0,3M 0,2M
pH obtenido
2.1
4,67
2.2
amortiguadora Vol pH (ml) calculado 40 4,96 10 ml 30 ml Xxxxxx xxxxxxx ml 35 xxxxxxx xxxxxxx 20 ml 15 ml ml 9,57
Fig. 2.1
9,57
3. PREPARACIÓN DE PH DE UN AMORTIGUADOR POR ADICIÓN DE PEQUEÑAS CANTIDADES DE UN ÁCIDO O DE UNA BASE 3.1 ) ítem 2,1 + HCl 0,01M pH = ? moles iniciales(n): las nuevas concentraciones son : nCH3COOH = 0,25 nCH3COOH
x 0.1L
[CH3COOH] =
= 0,005 mol
nCH3COOH = 0,15
nCH3COOH
x 0.3L
= 0,005 mol
[CH3COOH] =
n(HCl)
x 0.001L
, ,
[CH3COOH] = 0,122195 M [CH3COOH] =
n(HCl) = 0,01
,99 ,
[CH3COOH] = 0,121707 M
= 0,00001 mol Calculo del pH
moles después (n) de la reacción nCH3COOH = 0,005 + 0,00001
nCH3COOH = 0,00501 mol
pH= +
[] [] ,9
pH = 4,74 + log ( ,77 ) nCH3COO = 0,005 – 0,00001
pH =4,741737878
nCH3COO = 0,00499 mol
pH =4,74
n(HCl) = 0 por que ha reaccionado 3.2) ítem 2.2 + NaOH 0,01 M
pH = ?
moles iniciales(n):
nNaOH = 10-5
nNH4OH = 0,3
x 20/1000L
nNH4OH = 6 x 10-3 mol nNH4Cl = 0,20
x 15/1000L
nNH4Cl = 3 x 10-3 mol nNaOH = 0,01
x 1/1000L
moles después (n) de la reacción : nNH4OH = 6 x 10 -3 – 10-5
nNH4OH = 5,99 x 10-3 nNH4Cl = 6 x 10 -3 +10-5
nNH4Cl = 3,01 x 10-3 Las concentraciones finales son :
Calculo del pH
[NH4OH] =
[NH4OH] =
pH= +
6 − ,6
[]
pH = 9,25 + log (
[NH4OH] = 0,16 M [NH4Cl] =
[]
,6
)
,
pH =9,55
− ,6
[NH4Cl] = 0,08 M
pH solución Volumen adicional de ensayo inicial ml NaOH HCl 0,01M 0,01M 3.1 4,96 1 ml xxxxxxx 3.2 9,57 xxxxxxx 1 ml NO
Fig. 3.1
Nuevo Nuevo volumen del pH amortiguador calculado
4,74 9,55
41 ml 36 ml
pH obtenido 4,71 9,94
Fig. 3.2
4. PREPARACIÓN DE SOLUCION AMORTIGUADORA DE pH DEFINIDO 4.1) CH3COONa 0,15 M + CH3COOH 0.25M 10,4ml
pH = ?
9,6ml
Calculando volúmenes: pH = pKa + log
( )
( )
5 = 4,74 + log
(, ) (, )
0,26 = log
(, )
(, )
Antilog(0,26) =
(, ) (, )
Vs = 10,6x 0,25
Va
0,15 Vs = 3Va
pH = pKa + log
( )
pH = 4,74 + log
Va + Vs = 20ml
Va = 5ml Vs = 15ml Calculando pH: 4.2) NH2Cl 0,2 M + NH4OH 0,3 M 22,3 ml
(, ,) (, 9,6)
pH = 4,74 + 0,19
pH = 4,55
pH = ?
2,7 ml
pH = pKa + log
( )
( )
10 = 9,25 + log 0,75 = log
(, )
(, ) (, )
(, ) (, )
Antilog(0,75) =
(, )
Vs = 10,7x 0,3 Va 0,2 Vs = 8,4Va
Va + Vs = 25ml
Va = 2,7ml Vs = 22,3ml pH = pKa + log
( ) ( )
pH = 9,25 + log
(, ,) (, ,7)
pH = 9,25 + 0,74
pH = 9,99
Sol. Amortiguador a Volúmenes empleados preparar preparación (ml) O N HAc NaAc NH4OH de ensayo Vol(ml) pH 0,25 M 0,15 M 0,3 M 4.1 20 ml 5 9,6 ml 10,4 ml xxxxxx 4.2 25 ml 10 xxxxx xxxxxxx 2,7 ml
Fig. 4.1
( )
Fig. 4.2
en
la pH obtenido NH4Cl 0,2 M xxxxxx 4,33 22,3 8,81
CONCLUSIÓN:
Conocemos el concepto de soluciones amortiguadoras. Familiarizarse con los cálculos y técnicas de preparación de estas soluciones. Evaluamos la variación del pH de una solución amortiguadora cuando se le adiciona pequeñas cantidades de un ácido o de una base .
CUESTIONARIO 1) Presente una relación de sistema amortiguadora Sistema del bicarbonato/ácido carbónico El principal sistema que mantiene el pH de la sangre dentro de los límites normales es el del bicarbonato /ácido carbónico. La ionización del ácido carbónico genera el ión bicarbonato
Normalmente la relación HCO 3-/H2CO3 del plasma es de 20/1 y como el pK= 6,1 al sustituir en la ecuación de Henderson- Hasselbach (ver capítulo 2) y efectuar las operaciones matemáticas correspondientes se obtiene que pH =7,4. Sistema del fosfato El sistema del fosfato (HPO42-/H2PO4 -), comparado con el anterior, contribuye modestamente a la neutralización de ácidos no volátiles: o de sustancias alcalinas:
Sistema de las proteínas Las proteínas plasmáticas (proteinita -/proteína) también son menos importantes, en comparación con el buffer o tampón del bicarbonato. Pero los eritrocitos poseen gran capacidad para evitar los cambios de pH, en parte porque poseen elevadas cantidades de hemoglobina (ver capítulo 5) hemoproteína que posee unos 35 residuos de histidina, oscilando el pK del grupo imidazol entre 5,6 a 7,0 y en parte por su importante contenido del sistema del bicarbonato. Los protones se unen a la des oxihemoglobina, que funciona como tampón Una vez en los pulmones la des oxihemoglobina al ser oxigenada libera los protones Los protones al combinarse con el ion bicarbonato generan el ácido carbónico La anhidrasa carbónica cataliza la conversión del ácido carbónico en bióxido de carbono que es exhalado desde los pulmones.
Por lo cual el pH arterial se mantiene prácticamente en 7,4 debido al sistema amortiguador del bicarbonato _ bióxido de carbono, cuya relación está definida por la ecuación de Henderson-Hasselbach: Como la concentración de un gas en solución es proporcional a su presión parcial, en este caso se cumple que: Por lo cual la ecuación de Henderson-Hasselbach también puede expresarse como:
2) Una solución amortiguadora acida se prepara mezclando un ácido débil con su correspondiente sal y una solución básica se prepara mezclando una base débil con su respectiva sal. Comente como prepararía una solución amortiguadora neutra. Ponga dos ejemplos . Estas soluciones, cuyo objetivo es mantener el pH de una solución constante, son de gran utilidad tanto en el cultivo hidropónico como en medicina, biología, farmacia y química. Una solución buffer mantiene el pH de una solución constante pues provee especies que pueden reaccionar tanto con ácidos como con bases fuertes sin ocasionar cambios en la concentración de iones H3O(+) en la solución. Una solución buffer simple está compuesta entonces por un ácido y su base conjugada, por ejemplo una solución buffer puede contener ácido acético/acetato, amonio/amoniaco, etc. Para preparar una solución buffer primero se debe conocer el pH al cual se quiere mantener la solución. Después se debe encontrar un ácido cuyo valor de pka sea de +/- 1 unidad de pH alrededor del pH que se quiera lograr. Por ejemplo, el pka del ácido acético es 4.74, por lo que se puede usar para preparar soluciones buffer de 3.74 a 5.74. La ecuación es pH=pka+log(base/ácido) donde pH es el valor de pH al que se quiere llegar, pka es el valor de pka del ácido que se utiliza y base y ácido son las concentraciones analíticas de estas especies en solución. Conociendo el pH que se quiere y el pka podemos despejar de la ecuación la relación entre la base y el ácido. Por ejemplo, para lograr un pH de 4,74 con ácido acético se requiere una relación de concentración de 1.. La fuerza iónica y capacidad buffer de la solución dependen ya de la aplicación en particular. Ejemplos de Soluciones Amortiguadoras:
NH3 (base débil) y NH 4Cl (ácido conjugado)
CH3COOH (ácido débil) y CH 3COONa (base conjugada)
BIBLIOGRAFÍA: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/unidades-q2/unidad-3soluciones-reguladoras.html. https://www.ecured.cu/amortiguadoras_qu%C3%ADmico. http://quimica.laguia2000.com/-quimicas/soluciones-reguladoras
