RESUMENEn esta práctica se hicieron dos soluciones Buffer (reguladoras), una ácida y una básica, que consiste en crear una solución de un ácido débil con una sal y una base débil con una sal. Primero se prepararon las soluciones buffer a un pH = 4,75 y de 9,25 para luego probar su capacidad reguladora frente a un ácido (1,4 mL de acetato de sodio) y una base fuerte (1,8mL de NH3 (aq) concentrado), luego se midió el pH de cada solución, el paso siguiente fue agregar 10 gotas de HCl a 0,1M y NaOH 0,1M respectivamente a cada solución y luego volver a medir su pH y por ultimo se tomo de referencia la capacidad reguladora del agua desionizada.Objetivos Generales:

El presente trabajo tiene como objetivo primordial presentar una alternativa eficaz y sencilla de diseñar soluciones amortiguadoras de pH, útil y práctica en los ejercicios tradicionales de pH (no sólo para la fabricación de buffers) pero además útil en los casos en los que es imposible emplear la simple ecuación de equilibrio, debido a la presencia de equilibrios simultáneos con especies compatibles de la misma familia.Objetivos específicos:

Propiciar el conocimiento sobre la constitución, el funcionamiento y la elaboración de soluciones amortiguadoras de pH, empleando una visión sistemática del equilibrio iónico sobre soluciones acuosas.

Estimular y favorecer la concentración en la práctica como método de validación y de confirmación de los resultados en el Laboratorio de química II.

Familiarizar al estudiante en la calibración y utilización de los diferentes equipos y dispositivos de análisis.

INTRODUCCIÓNMuchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Las soluciones ""reguladoras"" o Buffer son capaces de mantener de acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.Esta practica de laboratorio tiene como propósito reforzar en el estudiante el concepto de lo que son soluciones buffer, además de ayudar a los estudiantes a familiarizarse con la resistencia que estas soluciones poseen en cuanto al ph.Así mismo, se puede obtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente por (neutralización) un ácido débil con una base fuerte. o un ácido fuerte con una base débil. Una vez formada la solución reguladora, el pH varia poco por el agregado de pequeñas cantidades de ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora por el agregado de agua (disolución).La disolución no cambia el pH de la solución Buffer pero disminuye considerablemente su capacidad reguladora.En general puede decirse que esta práctica tiene como propósito la comprensión de las adiciones de ácidos y sales a estas soluciones.

MARCO TEÓRICOLas soluciones buffers, son soluciones que resisten cambios de su pH. Estas soluciones mantienen constante el pH cuando se adicionan pequeñas cantidades de ácidos o bases. El control del pH es importante en numerosas reacciones químicas, en los sistemas biológicos y en muchas otras aplicaciones. El cambio del pH de la sangre en 0,5 unidades puede resultar fatal, pero la sangre es una solución buffer. El agua no es un buffer y la simple adición de una gota de HCl 1M a un litro de agua cambia el pH de 7,0 a 4,3. Así pues, un buen control del pH es esencial.Una solución buffer debe contener un ácido débil y una sal de éste ácido; por ejemplo ácido acético/acetato de sodio, donde el CH3COOH es el ácido y el Ion CH3COO- es la base o una base débil y una sal de ésta base; por ejemplo amoníaco/cloruro de amonio, donde el NH3 es la base y el Ion NH4+ es el ácido. Las soluciones buffers trabajan removiendo los iones H+ o los iones OH- de la solución.El intervalo de pH para el cual un sistema buffer regula adecuadamente es: pKa – 1 < pH < pKa + 1El sistema buffer mas adecuado es aquel cuyo valor de pKa esta lo más cerca posible del pH que se desea regular.

La capacidad reguladora de una solución es una medida de la resistencia al campo del pH que se produciría por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos y/o bases fuertes, y es máxima cuando Ca = Cb. Una solución contiene concentraciones equimolares de un ácido débil y su base conjugada tendrá

un pH = pKa y en esa situación la variación del pH por el agregado de una pequeña cantidad de acido o base fuerte es mínimapH: El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. Es la concentración de iones o cationes hidrógeno [H+] presentes en determinada sustanciaEste fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Escala de pH: Va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH  es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución seria neutral. De 0 a 7 seria acido y de 7 a 14 es base.Base Conjugada: Según la teoría de Brønsted y Lowry, base es toda sustancia capaz de aceptar protones, y ácido es aquella capaz de cederlos. Una consecuencia de lo anterior es que existe la reversiblidad de la transferencia de protones, ya que al ceder un protón, un ácido HA, la parte restante: A-, sería capaz de aceptar este H+, o sea, se comportaría como una base, la cual es conocida como base conjugada:HA (ácido) <=> H+ + A- (base conjugada)-> A- + H+ <=> HADel mismo modo HA es el ácido conjugado de A-.Las definiciones de Brønsted-Lowry son,. Un ácido de Brønsted - Lowry es un donante de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+. Una base Brønsted - Lowry es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH.Ionización del agua (El equilibrio del agua)El agua pura se dice que es una sustancia no conductora de la electricidad, pero, en realidad, tiene una conductividad muy pequeña que puede medirse con aparatos muy sensibles. Esta conductividad indica que en agua pura deben existir iones, aunque en concentraciones extremadamente pequeñas. Esto significa que, si bien en pequeñísima proporción, el agua debe estar disociada (este proceso se llama, a veces, auto ionización (Arrhenius) o autoprotólisis del agua.

PROCEDIMIENTOS EXPERIMENTALESMATERIALES UTILIZADOS

REACTIVOS UTILIZADOS 1. CH3COOH/CH3COONa 2. NH3/NH4Cl 3. HCl 4. NaOH 5. Agua desionizada

PROCEDIMIENTO Primera experiencia: Preparación de 250ml de solución buffer de CH3COOH/CH3COONa de pH 4,75

Se coloca en un matraz aforado 100ml de agua desionizada (destilada) y previamente se agregó acetato de sodio (2,05gr) medidos en la balanza y luego se vierte en un pequeño vaso de precipitado con un poco de agua desionizada ácido acético y luego se junta con la otra solución en el matraz y luego se afora a 250ml.Luego se mide el pH con el pH-metro para mayor precisión (200ml de la solución buffer preparada otorgando un pH = 4,55.Cálculos matemáticos:

Segunda experiencia: preparación de 250ml de solución buffer NH3/NH4CL de pH=9,25

En otro balón aforado se colocan 100ml de agua desionizada y luego se mide en la balanza 1,34g de cloruro de amonio y luego se disuelve en un poco de agua en un bucker con un agitador. El acido (hidróxido de amonio 1,8ml) es agregado en los 100ml de agua desionizada.Se unen las 2 soluciones y se afora el matraz con la ayuda de un frasco laxador (agua desionizada).

ANÁLISIS DE LOS RESULTADOSComprobación del carácter regulador de una solución buffer

CONCLUSIÓNEn esta práctica se pudo comprobar la concentración de ph que posee la solución buffer, es decir, los resultados obtenidos durante las experiencias son muy parecidos a los mostrados por el calculo matemático dando como resultado un gran desempeño de las mismas. En la experiencia del CH3COOH/CH3COONa se tomo agua desionizada y se le agrego acetato de sodio y luego se junta con otra solución de acido acético y se afora a 250 ml para así medir su ph en el pH-metro, repitiendo el proceso con la solución de NH3/NH4CL pero agregandole NH3(aq) concentrado.A partir de una perspectiva sistemática del equilibrio iónico en soluciones acuosas en sinergia con la perspectiva tradicional basada en la Ecuación de Henderson Hasselbalch, se pudo generar aprendizaje significativo de conceptos asociados a la problemática de soluciones amortiguadoras de pH.La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptadoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido.Cabe destacar que algunos valores posean cierta variación debido a que se poseía cierto desconocimiento en los procedimientos realizados. Debe tenerse en cuenta que pueden ocurrir errores en la medición por algún impedimento, aunque se recomienda ser muy preciso y tener atención en el manejo de las soluciones para evitar errores en el resultado

BIBLIOGRAFIA Principios y Reacciones. W.L. Masterton y C.N. Hurley4a EdiciónEditorial Thomson QUIMICAMartin S. Silberberg2a EdiciónEditorial Mc Graw Hill http ://es.wikipedia.org/wiki/PH

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Primer Informe de laboratorio de bioquímicaSOLUCIONES AMORTIGUADORAS O BUFFERSRESUMENSe prepararon las soluciones amortiguadoras correspondientes para determinar el pH de las mismas y obtener nuestros resultados y conclusiones.

Palabras claves: pH calculado. PH metro, buffer.

INTRODUCCION

Soluciones Buffer: Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosanecesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Las soluciones de ácidos débiles y sus bases conjugadas, por ejemplo ácido acético y acetato de sodio, tienen la propiedad de reaccionar cuando se les añade ácidos y bases.

OBJETIVOS

Determinar las características especiales de cada sustancia por medio de la determinación del pH y la de observar la capacidad amortiguadora o de resistencia a los cambios bruscos de pH que poseen algunas sustancias presentes en los organismos vivos.Preparar soluciones amortiguadoras de un PH determinado

Observar el efecto amortiguador de las soluciones buffer al agregarles ácidos o bases.

MARCO TEORICO

Una solución buffer o tampón o amortiguadoraes una mezcla de un ácido débil y una base débil, la cual se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales correspondientes, “tampón ácido”, puesto que el anión del ácido es una base débil. También se puede preparar la solución amortiguadora mezclando una base débil con una de sus sales correspondientes “tampón básico”. El ácido débil reacciona con una cantidad de OH- agregado, mientras que el papel de la base débil es consumir el H+ que pueda haberse introducido. Esto impide que se perturbe en mayor grado el equilibrio: H2O H+ + OH- del cual dependa el PH mayor de la solución. El efecto amortiguador de estas soluciones se presenta cuando se les agrega pequeñas cantidades de ácidos fuertes o bases fuertes. El responsable de este efecto es una o más reacciones que ocurren dentro del sistema y en las cuales se consume casi totalmente el ácido o base agregados. Esta reacción puede determinarse fácilmente sobre la base del equilibrio que predomina en el sistema aplicando el teorema de Chatelier y teniendo en cuenta que siempre que un ácido esta en presencia de dos bases reacciona con aquella que produzca la sustancia más estable o que posee la menor constante de disociación y lo mismo puede decirse si se trata de una base en presencia de dos ácidos. El ácido (ácido acético) reacciona al añadirse una base, mientras que su base conjugada (ión acetato) reacciona al añadirse un acido. La adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos y bases ejerce poco efecto en el PH de la solución original.Puesto que estas soluciones impiden cambios comparativamente grandes en PH, se llaman solucionesamortiguadoras. Estas soluciones no son especialmente sensibles a la adición de pequeñas cantidades de un ácido o una base. Bases débiles (NH3) y sus ácidos conjugados (NH4Cl) son también solucionesamortiguadorasuna mezcla de ácido acético y acetato de sodio; o bien una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte, por ejemplo, amoníaco y cloruro de amonio.Las soluciones amortiguadoras son importantesen nuestros procesos vitales el PH de los jugos gástricos ayudan a la digestión de los alimentos se mantienen entre 1.6 - 1.7 mediante la acción amortiguadora. La saliva se mantiene a un PH de 8.0. La sangre

mantiene con mucha exactitud entre los límites del PH normal de 7.3 y 7.5 por un sistema complejo de soluciones amortiguadoras que consisten en proteínas del suero que consta deaminoácidos que contienen grupos ácidos (-COOH) y básicos (-NH2); iones de carbonato CO23- y los iones de bicarbonato HCO3-; E iones de fosfato ácido (H2PO4 -) y de fosfato básico HPO42 -. Por lo cual tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.Se puede preparardisolviendo en agua cantidades adecuadas de un ácido débil y una sal de su base conjugada, (o una base débil y una sal de su ácido conjugado); también se puede obtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente (por neutralización) un ácido débil con una base fuerte, o una base débil con un ácido fuerte. Una vez formada la solución reguladora, el pH varía poco por el agregado de pequeñas cantidades de un ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora por el agregado de agua (dilución).El pHo potencial hidrogenado es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más utilizados en bioquímica por la razón de que esta medida determina características notables de la estructura y la actividad de las macromoléculas biológicas por consiguiente la conducta de las células y del organismo.PH: el potencial hidrógeno (pH), el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es: PH=-log (H+) En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del ión hidrógeno, se le puede aproximar utilizando la concentración molar del ión hidrógeno. Por ejemplo, una concentración de [H+] = 1×10-7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = -log [10-7] = 7. El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo las disoluciones con pH menores a 7 ácidas, y las tiene pH mayores a 7, básicos. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua). Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = -log (...)También se define el pOH, que mide la concentración de iones OH-. Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH- y H+, tenemos que: Kw = [H+][OH-]=10-14, en donde [H+] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH-] la de iones hidróxido, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua.Por lo tanto, Log Kw = log [H+] + log [OH-] -14 = log [H+] + log [OH-] pOH = -log [OH-] = 14 + log [H+]. Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH. En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.Medición DEL pH: El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pH metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores.Materiales, reactivos y procedimiento

2pipetas graduadas de 10 ml 1 soporte para tubos de ensayo 14 tubos de ensayo 60 ml de disolución 0.15M de fosfato potásico monosustituido

30 ml de disolución 0.15M de fosfato sódico disustituido 28ml de disolución 0.1N de acido acético 35ml de disolución 0.1N de acetato sódico

En los primeros 6 tubos de ensayo numerados se vertió las disoluciones de acido acético y acetato sódico para las soluciones buffer acidas, en las siguientes proporciones dadas en mililitros. Determinamos con el pH metro su ph experimental.

disolución

Numero de tubos de ensayo

1 2 3 4 5 6

Acido acético 0.1N (mL) CH3-COOH 9 8 5 3 2 1

Acetato sódico 0.1N (mL) CH3COONa 1 2 5 7 8 9

PH experimental 3.24 3.45 3.78 4.404.85 5.66

PH calculado 3.79 4.14 4.775.11

5.34

5.69

% de error14.51

16.66

20.75

13.89

9.17 0.52

Con los siguientes tubos de ensayo se prepararon las soluciones buffer básicas y se determino su pH experimental con el uso del pH metro, vertiendo las disoluciones de fosfato potásico monosutituido y fosfato sódico disustituido en las proporciones dadas en mililitros.

disolución

Numero de tubos de ensayo

1 2 3 4 5 6 7 8

Fosfato potásico monosustituido 0.15M(mL)KH2PO4 9.5 9 8 7 6 5 4 3

Fosfato sódico disustituido 0.15M (mL)NaH2PO4 0.5 1 2 3 4 5 6 7

pH experimental 4.995.38

6.00

6.03

6.18

6.14

6.90

6.90

pH calculado 5.726.04

6.40

6.63

6.80

7.00

7.17

7.36

% porcentaje de error12.76

10.9

6.25

9.04

9.11

12.2

3.76

6.25

Expresión de Resultados

Hallamos el ph calculado mediante la fórmula:H+=Ca/Cs*KPH=-log (H+)Remplazando en la formula obtenemos el pH calculado en el cual vemos losMárgenes de error que se pueden porcentualizar.Análisis de resultadosEn algunos de los resultados se observa la diferencia entre el pH calculado y el pH obtenido por el pH metro, a partir del error calculado, todo ello provisto por las falencias en cuanto a la manipulación y preparación de las soluciones buffer lo que produjo una alteración en su pH teórico o real.Al interpretar los resultados obtenidos nos damos cuenta que al disminuir la cantidad de Acido acético 0.1N (mL) CH3-COOH y aumentar la de Acetato sódico 0.1N (mL) CH3COONa se obtiene un aumento en el pH de la disolución asiéndola más básica; lo mismo ocurre para la disolución buffer básica el Fosfato potásico monosustituido 0.15M (mL) disminuye KH2PO4 Fosfato sódico disustituido 0.15M (mL) NaH2PO4aumenta, aumentando el pH.CuestionarioPara un mismo tipo de solución amortiguadora ¿Por qué varia el pH de las diferentes soluciones preparadas?Respuesta.Bueno el pH de las soluciones varía porque la cantidad en ml de las partes de la disolución varia y la solución amortiguadora se hace más básica o acida de acuerdo a la concentración en volumen de cada una de sus partes.

Aumentan los moles de acidoDisminuyen los moles de sal

 Disminuye el pHConclusiones1. De la primera práctica sobre el pH se concluye que la forma más exacta de medir el pH de las soluciones fue la del pH metro.2. Del experimento se concluye que las soluciones a partir de sustancias al resistirse a los cambios en el pH demuestran ser soluciones que tiene una capacidad buffer o amortiguadora Las soluciones amortiguadoras, resisten cambios bruscos de pH, es por eso que al adicionarle HCl y NaOH, la variación de PH de 3. La solución Buffer es muy pequeña. Si esta solución no fuese reguladora al agregarle el HCl (ácido fuerte), el PH disminuía en grandes proporciones, por el contrario al adicionarle NaOH aumentaría.4. Cuando la sustancia que se agrega a la solución amortiguadora es agua destilada el cambio de PH va a ser mínimo.

5. Es importante tener en cuenta la clase de sustancia con la que se está realizando las experiencias ya que dependiendo de la clasificación en la que se encuentre (ácido-base) los cálculos serán específicos y se regirán por cifras y principios diferentes.BIBLIOGRAFÍAGarzón Guillermo. Química general con manual de laboratorio. Editorial McGRAW - HILL, 2ª edición. 1986 México.Longo Federick. Química general. Editorial McGRAW - HILL, 1979 buenos aires.Mahan Bruce H. Química curso universitario. Editorial fondo educativo interamericano, 2ª edición. 1977, 1968 Bogota, caracas, México.

PRACTICA # 1: PH Y AMORTIGUADORES

ANTECEDENTES

Soluciones Amortiguadoras: que el pH cambia menos con cada incremento de ácido o base es precisamente el pKa . Este es el principio en el que se basa el amortiguamiento de soluciones con el empleo de mezclas de ácidos o bases débiles , técnica que se utiliza prácticamente en todos los experimentos bioquímicos.Como deben estudiarse muchas reacciones bioquímicas cerca del pH fisiológico, existe una especial necesidad de mezclas que amortiguen el pH en el margen de pH de 6.5 a 8.0. Unicamente las mezclas de ion dihidrógeno fosfato e ion monohirógeno fosfato, o posiblemente de ácido carbónico e ion bicarbonato, serían satisfactorias . Los amortiguadores de fosfato se utilizan con frecuencia en experimentos , pero no sirven en todos los casos, puesto que en algunas reacciones bioquímas se consume o se produce fosfato. Además, tanto las soluciones que contienen fosfato, como las que contienen carbonato, precipitan algunos iones que pueden ser necesarios en la reacción. De ahí que se empleen otros compuestos naturales o sintéticos como amortiguadores.Los organismos deben mantener un pH dentro de las células y en la mayoría de los líquidos corporales dentro del estrecho margen de pH de entre 6.5 y 8.0. Existen dos sistemas amortiguadores de gran relevancia para el control del pH biológico. El sistema dihidrógeno fosfato-monohidrógeno fosfato, con un pKa de 6.86, desempeña un cometido muy importante en el control del pH intracelular, pues elfosfato abunda en las células. En la sangre, que contiene CO2 disuelto como sustancia de deshecho del metabolismo, el sistema ácido carbónico-bicarbonato, pKa = 6.37, proporciona una capacidad de amortiguamiento

considerable. El sistema bicarbonato-carbonato es realmente Más complejo, debido a la racción de CO2 disuelto.Además de este amortiguador y de otras pequeñas moléculas, las proteínas desempeñan una función muy importante en el control del pH en los organismos. (Matheus, C. K., et al, 2002).

pH: Para no tener que trabajar con las potencias negativas de 10, casi siempre expresamos la concentración del ion hidrógeno como pH.Cuanto mas alta sea la concentración de H+ en una disolución, menor será el pH, de modo que un pH bajo corresponde a una disolución ácida. Por otro lado, una concentración de H+ baja debe ir acompañada de una concentración de OH- alta, de modo que un pH alto corresponde a una disolución básica.La mayoría de los líquidos corporales tienen unos valores de pH que se sitúan en un margen de 6.5 a 8., que a menudo se denomina margen de pH fisiológico. La mayoría de los procesos bioquímicos tienen lugar en esta zona de la escala.A causa de la sensibilidad de los procesos bioquímicos a los mas pequeños cambios de pH, el control de este es esencial en la mayoría de los experimentos bioquímicos. Actualmente casi todas las medidas de pH se realizan con pH metros con electrodos de vidrio. El electrodo genera un potencial eléctrico que depende de la concentración de H+, y queal instrumento convierte en una lectura de pH. (Matheus, C. K., et al, 2002).

Titulación de los aminoácidos: Es el procedimiento de laboratorio por medio del cual se averigua la concentración de un volumen de un ácido o base por medio de su neutralización con un volumen dado de una base o ácido en la concentración conocida. En la practica se registraran los cambios de pH en relacion con la base o el ácido añadidos. (Laguna, J. & Piña, E. G., 1986).

INTRODUCCION:

OBJETIVO: (3)

MATERIAL:

BuretaPipetas de 5 y 10 ml2 tubos de ensayo1 vaso de precipitados de 25ml1 vaso de precipitados de 250mlSoporte universalPinzas para buretaGradillaPotenciómetroAgitador Magnético

SUSTANCIAS:

OrinaSalivaPeptobismolMeloxLecheYoghurtRefresco claroRefresco obscuroJugoSudorAgua destilada

METODO:

Curva de Titulación:

1.-En un vaso de 250ml agregar 25ml de ácido fosfórico 0.1M2.-Agregar 2 gotas de reactivo de yamada3.-Medir el pH con el potenciómetro4.-En la bureta agregar 50ml de NaOH 0.1M5.-Agregar al vaso 5ml de ácido fosfórico y medir pH, repetir el procedimiento hasta terminar con los 50ml de NaOH de la bureta.

1.- Medir pH inicial de cada sustancia2.- Medir pH después de haber agregado el ácido o la base

RESULTADOS[pic]

[pic]

DISCUSION

CONCLUSION

BIBLIOGRAFIA

➢ Laguna, J. & Piña, E. G. Bioquímica. 3° Edición. México, 1986. pp. 17➢ Mathews, C. K., et al. Bioquímica 3° Edición. Pearson. España, 2002. pp.

LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES BUFFER

OBJETIVOS * El siguiente laboratorio tiene como objetivo primordial presentar una alternativa eficaz y sencilla de diseñar soluciones amortiguadoras de pH, útil y práctica en los ejercicios tradicionales de pH (no sólo para la fabricación de buffers) pero además útil en los casos en los que es imposible emplear la simple ecuación de equilibrio, debido a la presencia de equilibrios simultáneos con especies compatibles de la misma familia

* Propiciar el conocimiento sobre la constitución, el funcionamiento y la elaboración de soluciones amortiguadoras de pH, empleando una visión sistemática del equilibrio iónico sobre soluciones acuosas.

MARCO TEÓRICO

Las soluciones buffers, son soluciones que resisten cambios de su pH. Estas soluciones mantienen constante el pH cuando se adicionan pequeñas cantidades de ácidos o bases. El control del pH es importante en numerosas reacciones químicas, en los sistemas biológicos y en muchas otras aplicaciones. El cambio del pH de la sangre en 0,5 unidades puede resultar fatal, pero la sangre es una solución buffer. El agua no es un buffer y la simple adición de una gota de HCl 1M a un litro de agua cambia el pH de 7,0 a 4,3. Así pues, unbuen control del pH es esencial.

Una solución buffer debe contener un ácido débil y una sal de éste ácido; por ejemplo ácido acético/acetato de sodio, donde el CH3COOH es el ácido y el Ion CH3COO- es la base o una base débil y una sal de ésta base; por ejemplo amoníaco/cloruro de amonio, donde el NH3 es la base y el Ion NH4+ es el ácido. Las soluciones buffers trabajan removiendo los iones H+ o los iones OH- de la solución. El intervalo de pH para el cual un sistema buffer regula adecuadamente es: pKa – 1 < pH < pKa + 1El sistema buffer más adecuado es aquel cuyo valor de pKa esta lo más cerca posible del pH que se desea regular.

MATERIALES DE LABORATORIO* Beaker* Pipeta* Pipeteador* Balon aforado* Peachimetro

REACTIVOS

* Agua destilada* HAc* NaAc* NaOH* HCl

Para los casos I y casos II tenemos los siguientes resultados.

SOLUCION | PH |Buffer 1 | 4.5 |Buffer 2 | 4.22 |Agua | 5.27 |Agua + HCl | 3.07 |Agua + NaOH | 10.78 |Buffer 1 + HCl | 4.55 |Buffer 2 + NaOH | 4.3 |Buffer 1 + NaOH | 4.37 |Buffer 2 + HCl | 4.55 |

Cálculos de resultados para caso IIIH2PO4+H2OHPO4-1+H3O+

Ka=HPO4-1H3O+[H2PO4]

6.2*10-8=HPO4-1H3O+[H2PO4]Como el pH es igual a 6 la H3O+=10-6 de dondeKaH3O+=6.2*10-810-6

KaH3O+=0.062

0.062=HPO4-1[H2PO4]

Es decir para que el pH sea 6 la razón HPO4-1[H2PO4] debera ser 0.062. pero además por la definición dada anteriormente de la concentración del sistema amortiguador:

[H2PO4]+HPO4-1=0.20M

0.062=HPO4-1[H2PO4]Por lo tanto, HPO4-1 es igual a 0.062[H2PO4]Sustituyendo la HPO4-2 en términos de la [H2PO4] en la primera ecuación tenemos que:

[H2PO4]+0.062[H2PO4]=0.20M

1.062[H2PO4]=0.20M

[H2PO4]=0.189Podemos hallar HPO4-1

HPO4-1=0.062[H2PO4]

HPO4-1=0.01172

Como queremos preparar 100ml de solución :

moles HPO4-1=0.01172moleslitro*0.100ml

moles HPO4-1=1.1718-3

moles [H2PO4]=0.189moleslitro*0.100ml

moles [H2PO4]= 0.0189

Si tenemos la sal Na2HPO4 los gramos que tenemos que pesar de esta sal son:

Gramos Na2HPO4= 1.1718-3moles*120gramosmoles

Gramos Na2HPO4=0.6215 gramos Na2HPO4

Por lo tanto, las moles de [H2PO4]= 0.0189 si tenemos la sal Na2H2PO4:

Gramos Na2H2PO4 =0.0189moles*120gramosmoles

Gramos Na2H2PO4 =2.268 gramos Na2H2PO4

En el procedimiento experimental para la preparación de esta solución reguladora, se pesan 2.268 gramos Na2H2PO4 y 0.6215 gramos Na2HPO4 ,se transfieren ambas sales a un matraz volumétrico de 100ml, se disuelven en agua destilada y se completa el aforo.Conclusiones

* En esta práctica se pudo comprobar la concentración de ph que posee la solución buffer, es decir, los resultados obtenidos durante las experiencias son muy parecidos a los mostrados por el cálculo matemático dando como resultado un gran desempeño de las mismas.

* La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptadoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido.

* Una disolución reguladora o amortiguadora, tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos y bases. Este debe contener una concentración relativamente grande de ácido para reaccionar con los OH- que se le añadan; y también debe contener una concentración semejante de la base semejante para que reaccione con la cantidad de iones H+ que se le añada.

Bibliografía.* QUIMICAMartin S. Silberberg2a EdiciónEditorial Mc Graw Hill* http://es.wikipedia.org/wiki/PH* Quimica analítica skoot

Objetivos:Aprender a realizar soluciones buffer y probar la resistencia de dicha solución a cambios de pH.MARCO TEORICOPk: en una reacción química, se determinan las constantes de equilibrio, algunas están definidas en base a las actividades de los productos y reactivos que están involucrados, para términos prácticos también se dan en concentraciones estas constantes de equilibrio están determinadas como productos entre reactivos(sus concentraciones) a esta razón se le llama constante de equilibrio.si es una reacción de disociación se llama Kd, si es de acidez es Ka, si es de formación es Kf....como generalmente estas son magnitudes muy grandes se trabajan en escalas logarítmicas así por ejemplo en la constante de acidez Ka se toma el logaritmo negativo de este resultado esto se llama PH si solo es de acides es pKy así sucesivamente. se toma el logaritmo negativo porque los logaritmos de números muy pequeños son negativos y así se hacen positivos para los cálculosasí por ejemplo un pH =0 indica una concentración 1M uno molar) PH=1 es una concentración 0.1M, pH=2 es una concentración 0.01M y así sucesivamentela escala de acidez solo va de 0 a 14 porque es la concentración de H y OH que se puede encontrar en el agua esta se disocia constantemente y queda en diferentes concentraciones, como fue el estándar para definir la acidez resulta que es el acido mas fuerte pero también la base mas fuerte pro eso se neutraliza y se encuentra en un pH de 7Por estas definiciones para efectos prácticos no seconsideran concentraciones mayores de 1M en una soluciónSi las hay se considera el sobrante como solvente.HCL:

El ácido clorhídrico, hidroclórico o todavía ocasionalmente llamado, ácido muriático (por su extracción a partir de sal marina en América) o agua fuerte (en España), es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa. Una disolución concentrada de ácido clorhídrico tiene un pH de menos de 1; una disolución de HCl 1 M da un pH de 1 (Con 4 cm3 presentes en el agua es suficiente para matar al ser humano, en un litro de agua. Y al disminuir el ph provoca la muerte de toda la flora y fauna).

A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas incoloro ligeramente amarillo, corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando se expone al aire, el cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color blanco. El cloruro de hidrógeno puede ser liberado por volcanes.

El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia variedad de productos. El cloruro de hidrógeno puede formarse durante la quema de muchos plásticos. Cuando entra en contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto el cloruro de hidrógeno como el ácido clorhídrico son corrosivos.NAOH:El hidróxido de sodio (NaOH) o'hidróxido sódico, también conocido como sosa cáustica o soda cáustica, es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. Además es usado en la Industria Petrolera en la elaboración de Lodos de Perforación base Agua.

A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor que absorbe humedad del aire (higroscópico). Es una sustancia manufacturada. Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio es muy corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%.

El hidróxido de sodio se usa para fabricar jabones, rayón, papel, explosivos, pinturas y productos de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón, lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción electrolítica. Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos.

El hidróxido sódico, en su mayoría, se fabrica por el método de caustificación, es decir, juntando otro hidróxido con un compuesto de sodio:

Ca(OH)2 (aq) + Na2CO3 (aq) → 2 NaOH (aq) + CaCO3 (s) Aunque modernamente se fabrica por electrólisis de una solución acuosa de cloruro sódico o salmuera. Es un subproducto que resulta del proceso que se utiliza para producir cloro.

Se utiliza una solución de una pequeña porción de sosa diluida en agua en el método tradicional paraproducir una pretzel y también es usado para elaborar el lutefisk, comida

tradicional de los países nórdicos a base de pescado.

Además este producto se usa como desatascador de cañerías.Tampon fosfato:Se trata de un tampón inorgánico que se encuentra en los líquidos intracelulares y mantiene el pH en torno al 6,86 debido al equilibrio existente entre un ácido débil; el dihidrógeno fosfato (DHP) y su base: el monohidrógeno fosfato (MHP). Ambos compuestos mantienen un equilibrio entre sí, pudiendo el DHP liberar un protón y transformarse en MHP, (la reacción se desplaza hacia la derecha), y el MHP puede unirse aun protón para originar una molécula de DHP, (la reacción se desplaza hacia la izquierda). H2PO4- ⇄ HPO4-2 + H+ Es decir, a pH fisiológico, las especies del fosfato con capacidad de tamponar son H2PO4- y HPO4-2 ya que su valor de pK es de 6,8.

Así pues, para el tampón fosfato:

pH = 6,8 + log HPO4-2 / H2PO4- A pH fisiológico de 7,4 la concentración de HPO4-2 (un 80%) es 4 veces superior a la de H2PO4- (un 20%). Así pues, el tampón fosfato es un sistema muy eficaz para amortiguar ácidos.

La concentración de fosfato en la sangre es baja (2 mEq/L) por lo que tiene escasa capacidad de tamponar si lo comparamos con otros tampones como el bicarbonato. En cambio, a nivel intracelular, las concentraciones de fosfato son elevadas lo que le convierte en un tampón eficiente. Las grandes cantidades de fosfato dentro de las células corporales y en el hueso hacen que el fosfato sea un depósitogrande y eficaz para amortiguar el pHTampones en la naturaleza y en el ser humano:Buffer naturalesUn sistema buffer natural se forma en la mayoría de los acuarios por la interacción del dióxido de carbono CO2 producido por el metabolismo normal de los peces, con el carbonato de calcio (CaCO3) presente en la mayoría de las aguas de acuarios. En estos casos la primera reacción química que se produce es la de generar un sistema buffer. El ácido carbónico es un ácido débil. Por lo tanto, el balance de la disociación es desplazado fuertemente en el lado izquierdo de la ecuación; sólo una de algunas moléculas están disueltas o disociadas. La reacción entre el ácido carbónico (H2CO3) y el casi insoluble carbonato de calcio (CaCO3) da lugar a la formación de productos relativamente solubles como el bicarbonato de calcio Ca (HCO3)2: H2CO3 + CaCO3→Ca (HCO3) 2→Ca (HCO3)2→Ca2+ + 2HCO3-

Junto a la forma no disociada de ácido carbónico con iones de hidrógeno (H+) los iones bicarbonato (HCO3-) pueden estar disponibles para evitar cualquier incremento en los iones de hidrógeno, bloqueando la acidificación.

EL ion Ca2+ Cumple un muy importante rol, ya que el ayuda al cuerpo humano y en variadas enfermedades. como el parkingson,etc.

Esto, desde luego, sucede solamente mientras están libres los iones bicarbonato disponibles. De otro modo, puede ser logrado a partir del carbonato de calcio (CaCO3) y bicarbonato de

calcio (Ca (HCO)3)2 en el agua.

Este sistema buffer, además, neutraliza los iones hidróxilo (H+) y así puedeprevenir la alcalinización.

Los iones hidróxilo están convertidos por la reacción dentro del agua en iones bicarbonato y en carbonato de calcio precipitados de esta forma: Ca (HCO3)2 + OH- → CaCO3 → + HCO3- +H2O Este precipitado aparece, además, como consecuencia de que las plantas consumen dióxido carbónico y sube el pH. Suficiente dureza carbonática hace que el buffer prevenga este aumento del pH, ya que cuanto más se eleve la dureza carbonática, más constante será el valor del pH. Esto no nos debe hacer pensar que la dureza carbonática es indispensable para prevenir grandes fluctuaciones en el pH (y las consecuencias de dichas oscilaciones sobre peces y plantas). Mientras el sistema buffer esté trabajando normalmente, envolverá los ácidos húmicos de la turba o los extractos de turba, como asimismo los fosfatos de los fertilizantes, lo cual puede transformarse en una dificultad, sobre todo si estos productos se deben adicionar después de un buffer. Por lo tanto en caso de ser necesarios en un acuario, deberán colocarse antes que se tampone el pH mediante un buffer.El pH de un tampón se calcula mediante la siguiente ecuación:pH = pKa + log [base]/[ácido]PKa es parecido al pH, es la fuerza que tienen las moléculas de disociarse (es el logaritmo negativo de la constante de disociación de un ácido débil)pKa=-log KaUna forma conveniente de expresar la relativa fortaleza de un ácido es mediante el valor de su pKa, que permite ver de una manera sencilla en cambios pequeños de pKa los cambios asociados avariaciones grandes de Ka. Valores pequeños de pKa equivalen a valores grandes de Ka (constante de disociación), y a medida que el pKa decrece, la fortaleza del ácido aumenta.Constantes de disociación en ácidosAlgunos ejemplos de tampones son la leche o la sangre.

En el agua normalmente se observa un tampón de carbonato que tiende a mantener el agua (sobre todo aguas duras, en un pH superior a 7. El tampón está causado por los carbonatos normalmente disueltos en el agua y el CO2.

Materiales:Logramos realizar esta experiencia de laboratorio con los siguientes materiales tanto obtenidos como implementos de laboratorio de forma en que presentamos en lista así:Recolectados:* Agua destilada * HCL acido clorhídrico* NaOH Hidróxido de sodio* Tampón fosfato de pH 7 preparado

IMPELMENTOS DE LABORATORIO* 6 tubos de ensayo rotulados por cada una de las muestras

* 1 pipeta * 1 pipeteador* 1 Vaso de precipitado de 100ml* 1 vaso de precipitado de 50ml* 1 Mezclador de vidrio* trozos de papel universal * 1 Pinzas para tubos de ensayo

1) Distribución de compuestos tampón y agua en cada tubo:Muestras | HCL | NaOH | Tampón fosfato | Agua |TUBO 1A | | | | 10 ml |TUBO 2A | | | | 10 ml |TUBO 3A | | | | 10 ml |TUBO 1B | | | 10 ml | |TUBO 2B | | | 10 ml | |TUBO 3B | | | 10 ml | |

2) Distribución de compuestos HCL y NaOH en cada tubo:Muestras | HCL | NaOH | Tampón fosfato | Agua |TUBO 1A | | | | |TUBO 2A | 5 ml | | ||TUBO 3A | | | | |TUBO 1B | 5 ml | | | |TUBO 2B | | 5 ml | | |TUBO 3B | | 5 ml | | |

NOTA: en lugar de 5 ml aplicamos 10ml de según la tabla para probar mejor la resistencia del tampón. 3) Muestras | TONO CON PAPEL UNIVERSAL | pH | | |TUBO 1A | | | | |TUBO 2A | | | | |TUBO 3A | | | | |TUBO 1B | | | | |TUBO 2B | | | | |TUBO 3B | | | | |

0,1 moles de NaHPO4 0,1moles de Na2HPO4Base Acido

Buffer pH = 7 pK=7,20

pH = pK+ log base conjugadaacido7 = 7, 20 + log NA2HPO4NAH2PO4Anti log 0, 2 = NA2HPO4NAH2PO4 = 0, 69 = NA2HPO4NAH2PO4

1,63M _______100% 0,1M____100%= 38,6% = 0,0386 molL0,03M________x% X____38,6%

1,63M _______100% 0,1M____100%= x%=61,3% =0,0613 molLlm _________x% X____61,3%0,0386 moles de NaH2PO40,0613 moles de Na2HPO4

PM Na2HPO4 = 141,96 molL PM NaH2PO4 = 156,09 molLM= # g solutoPM .L solucion = # g solute = M . L solute . PM# g solute Na2HPO4 0,0613 molL . 0,1L . 141,96molg = 0,87g# g solute NaH2PO4 0,0386 molL . 0,1L . 156,09molg = 0,602g

LAB 12 química general soluciones amortiguadoras.

Objetivos:

Estudiar el comportamiento de una solución amortiguadora y del agua, ante la

adicción de una pequeña cantidad de un acido y una base fuerte

Resumen:

Se estudio las diferentes reacciones de equilibrio como agua con NaOH y HCl,

con cromato de potasio- dicromato de potasio, etc. En la otra se realizó una

solución buffer de CH3COOH y su sal y luego se comprobó su capacidad

amortiguadora con NaOH y HCl, además de mirar la capacidad amortiguadora

del agua y de la aspirina.

Datos y resultados:

Se peso 0.73g de NaOH con un ph de 4.9, al adicionarle 50 ml HCl con un ph

de 4.8 genero un ph de la solución 4.77, esto se determina debido a que la

adición de sal en la solución fue en pequeñas cantidadeslo que propicio el

cambio no brusco del ph.

Calcule el ph teórico de las soluciones amortiguadoras, acida y básica

H2O: El agua a temperatura y condiciones normales, tiene un pH de 6.84

H2O+HCl: Con la adición del acido débil ph se redujo considerablemente a

3.18

H2O+NaOH: Caso contrario sucedió con la adición del hidróxido de sodio el ph

se incremento a 10.23

Alga Seltzer

Ph: 6.65

Alga Seltzer + NaOH: en esta solución amortiguo el efecto del ph, el ph oscilo

en proporciones similares, es decir que la cantidad del acido débil fue superior

a la de la sal por esto el ph oscilo en 6.92

Conclusiones:

Se puede determinar que las variaciones excesivas del ph se debe ala

diferencia entre la saturación de la solución debido ala sal contra el acido

INFORME N°3

pH Y SOLUCIONES BUFFER INTRODUCCION

El pH o potencial hidrogenado es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más utilizados en bioquímica por la razón de que esta medida determina característicasnotables de la estructura y la actividad de las macromoléculas biológicas por consiguiente la conducta de las células y del organismo. OBJETIVOS

El objetivo principal de la siguiente practica es la de determinar las características especiales de cada sustancia por medio de la determinación del pH y la de observar la capacidad amortiguadora o de resistencia a los cambios bruscos de pH que poseen algunas sustancias presentes en los organismos vivos

MARCO TEORICO

pH: En 1909 el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno (pH) como el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:pH=-log (H+)

Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del ión hidrógeno, se le puede aproximar utilizando la concentración molar del ión hidrógeno. Por ejemplo, una concentración de [H+] = 1×10-7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = -log [10-7] = 7

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo las disoluciones con pH menores a 7 ácidas, y las tiene pH mayores a 7, básicos. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua). Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = -log (...)También se define el pOH, que mide la concentración de iones OH-. Puesto que el agua estádisociada en una pequeña extensión en iones OH- y H+, tenemos que:Kw = [H+][OH-]=10-14

en donde [H+] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH-] la de iones hidróxido, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua.

Por lo tanto,

log Kw = log [H+] + log [OH-]

-14 = log [H+] + log [OH-]

pOH = -log [OH-] = 14 + log [H+]

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

Medición DEL pH: El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pHmetro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores.Soluciones Buffer: Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que

ocurran otras reacciones no deseadas.

Características: Las soluciones reguladoras o “buffer” son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual

tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.

Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par ácido / base

conjugado en concentraciones apreciables. (Mayores que 10-2 M).

preparación: Se puede preparar disolviendo en agua cantidades adecuadas de un ácido

débil y una sal de su base conjugada, (o una base débil y una sal de su ácido

conjugado); también se puede obtener una solución reguladora haciendo

reaccionar parcialmente (por neutralización) un ácido débil con una base fuerte,

o una base débil con un ácido fuerte.

Una vez formada la solución reguladora, el pH varía poco por el agregado de

pequeñas cantidades de un ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su

capacidad reguladora por el agregado de agua (dilución).

PROCEDIMIENTOS

Experiencia n°1: determinación del pH

Obtención de muestra:

1.-colocar cerebro e hígado en unos morteros y triturar sin agregar ningún solvente, mida el pH y anote los datos.

2.-agregue 10 mL de suero fisiológico homogenice y filtre con gasa simple. Transferir 2ml del sobrenadarte a 2 tubos.

3.-colectar muestras de saliva y orina.

4.-obtener una muestra de plasma de sangre coagulada de pollo.

5.-armar el sistema de tubos de acuerdo al de resultados.

Medida de pH:

1.-mediar cada tubo con el pHmetro

2.-observar los cambios de color que ocurre al agregar fenolftaleina, anaranjado de metilo, y rojo de metilo.

Experiencia n°2: determinación de pH en soluciones Buffer o Tampón

1.-Preparar 50mL de una solución de buffer acetato 0.5M pH=5

2.-En los tubos coloque 1mL de las diferentes muestras.

3.-Mida el pH

4.-Agregue una gota de HCL 0.05M agite y luego vuelva a medir.

5.-Repetir el paso.

6.-Repetir el experimento utilizando NaOH 0.05 M

CONCLUCIONES

-De la primera practica sobre el pH se concluye que la forma mas exacta de medir el pH de las soluciones fue la del pHmetro también se probo con otro tipo de indicadores como la fenolftaleina que es transparente en presencia de una base toma un color violeta o el rojo de metilo que ante un ácido toma un color rojo y ante un alcalino es amarillo algo parecido ocurrió con el anaranjado de metilo.

La segunda conclusión en el primer experimento fue que las sustancias orgánicas tomadas de los animales (cerebro, plasma, hígado, orina, saliva) tuvieron el pH en un rango de 6.1 - 7.5 lo que demuestra un promedio del pH en los organismos vivos.

-Del segundo experimento se concluye que las soluciones a partir de sustancias orgánicas obtenidas de animales al resistirse a los cambios bruscos en el pH demuestran ser soluciones que tiene una capacidad buffer o amortiguadora lo que demuestra que los organismos vivos para mantener sus condiciones internas en equilibrio poseen esta capacidad.

CUESTIONARIO

EXPERIENCIA N°2

establezca diferencias entre la ecuación general para el cálculo de pH y la ecuación de Henderson Hasselbash ¿en que casos se usa cada uno?

La ecuación general para el cálculo del pH o ecuación de SORENSEN se emplea para ácidos fuertes, en cambio la ecuación de henderson y hasselBach se utiliza para ácidos débiles aquellos que en solución se ioniza solo ligeramente y se produce un equilibrio entre el ácido y su base conjugada.

La relación entre el pH de una solución y las concentraciones de un ácido y su base conjugada pueden ser derivadas al despejar [H+] de la ecuación de la constante de disociación del ácido:

Si se extrae el logaritmo negativo de la ecuación, se tiene:

Recordar que el logaritmo de un producto es igual a la suma de los multiplicandos.

Esta ecuación indica que el pK de un ácido es numéricamente igual al pH de la solución cuando las concentraciones molares del ácido y su base conjugada son iguales (log1=0).

Nombre los valores de pH para los siguientes:

Saliva 7,4

Sangre 7,35-7,45

Linfa 7,40-7,45

Secreción gástrica-duodenal 5,5-7

Bilis 6,0

Leche materna 7,02

Sudor 5,0

Lagrima 7,4

Orina 4,3-8

Semen 6,3

Agua de caño 7

Hígado 6,96

¿cómo interpreta usted desde el punto de vista químico un pH 5 y un pH 3?

Desde el punto de vista químico se interpreta primeramente que ambas sustancias al tener un Ph menor a 7 son ácidas y entre ambas la sustancia con pH=3 es mas ácida que la sustancia con pH=5.

Calcule el pH de las siguientes soluciones:

NaOH 0,0001

KOH 0,0056 %

8mg de NaOH en 88mL de soluc.

HCL 0,01 M

EXPERIENCIA N°2

¿Que muestra manifiesta el cambio de pH y porque?

Todas las muestras tienen un cambio en el pH ya sea en mayor o menor medida cabe resaltar que el agua bidestilada y el suero fisiológico el cambio de pH fue muy violento.

Cuales son los amortiguadores existentes en esta muestra

Los amortiguadores vendrían a ser los filtrados de cerebro y de hígado, el plasma, la salivo y la orina.

¿Como se preparo el buffer acetato? Explique los cálculos y los procedimientos realizados.

Para preparar 50mL de una solución de buffer acetato 0,5M de pH=5 se hizo a partir de una solución 0,1M de acetato de sodio y una solución 0,05 M de ácido acético

Escriba y explique a las reacciones con buffer acetato en presencia de HCL y de NaOH

La solución ante el HCL y NaOH no va presentar cambios significativos ya que al ser una solución buffer posee launa capacidad amortiguadora al cambio de pH.

Nombre los componentes de los buffer intracelular y de la sangre

En la sangre el principal mecanismo amortiguador es el bicarbonato y el ácido carbónico.

Defina UD. Los siguientes términos:

Acidosis metabólica: es la acidosis por la eliminación exagerada de bicarbonato a nivel renal. Alcalosis metabólica: es la alcalosis debido a la falta de excreción de bicarbonato de sodio a nivel renal. Alcalosis respiratoria: es la alcalosis debido al aumento de la presión de dióxido de carbono debido a la mala eliminación de esta a nivel pulmonar. Acidosis respiratoria: es la alcalosis debido a la exagerada eliminación de dióxido de carbono a nivel pulmonar por una hiperventilación. Plantee los pasos a seguir para la obtención de la ecuación de henderson y hasSelbalch

El pH es igual al logaritmo negativo de [H+], definiendo en analogía con la ecuación de SORENSEN, pK = - logK se tiene:

Para obtener la ecuación de HENDERSON-HASSELBACH hay que invertir el - log [HA]/[A-], lo que involucra cambiar el signo:

O más generalmente: 

¿Que características debe tener una solución buffer para ser eficiente?

Las soluciones reguladoras o “buffer” son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual

Tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.

Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par ácido / base

Conjugado en concentraciones apreciables. (Mayores que 10-2 M).

Amortiguadores Biológicos

Importancia de los amortiguadores Biológicos

 

 

Los amortiguadores son sistemas acuosos que tienden a resistir los cambios en el pH cuando se les agregan pequeñas cantidades de ácido (H+) o base (OH-). Las soluciones amortiguadoras son aquellas soluciones cuya concentración de hidrogeniones varía muy poco al añadirles ácidos o bases fuertes.

Un sistema amortiguador consiste de un ácido débil (dador de protones) y su base conjugada (aceptor de protones).

 

La capacidad amortiguadora va una unidad por arriba y una por debajo de su pKa, pues es precisamente en esta región en donde el agregar H+ u OH-tiene menor efecto.

 

En esta región los dos equilibrios que existen en la solución, la disociación del agua y la del ácido en cuestión, balancean las concentraciones agregadas de ácido o base, de tal manera que la suma de los componentes de las reacciones no varía, solo lo hace su relación de acuerdo con:

 

 

Kw = [H+][ OH-]

 

OH-                H2O

 

 

Ac. Acético              Acetato-

(CH3COOH)       (CH3COO-)

 

      H+

 

 

 

Figura1: Representación de los equilibrios que ocurren al agregar un ácido débil (acético) al agua.

 

 

En los organismos vivos se están produciendo continuamente ácidos orgánicos que son productos finales de reacciones metabólicas, catabolismo de proteínas y otras moléculas biológicamente activas. Mantener el pH en los fluidos intra y extracelulares es fundamental puesto que ello influye en la actividad biológica de las proteínas, enzimas, hormonas, la distribución de iones a través de membranas, etc… La manera en que podemos regular el pH dentro de los límites compatibles con la vida son: 1) los tampones fisiológicos y 2) la eliminación de ácidos y bases por compensación respiratoria y renal.

Los tampones fisiológicos son la primera línea de defensa frente a los cambios de pH de los líquidos corporales, entre los que destacan: el tampón fosfato, el tampón bicarbonato y el tampón hemoglobina.

Muchas reacciones químicas  que se llevan a cabo en los sistemas vivos son extremadamente sensibles al pH, numerosas  enzimas que catalizan las reacciones biológicas químicas importantes solo son eficaces en un intervalo muy estrecho de pH.

La sangre, es uno de los ejemplos  más evidentes de la importancia  de las disoluciones amortiguadoras en los seres vivos, es ligeramente básica, con un pH normal de 7.35 a 7.45.

Cualquier desviación  tiene efectos  muy negativos  en la estabilidad  de las membranas celulares, las estructuras de las proteínas  ye n las actividades de las enzimas.

Se puede producir  la muerte si el pH de la sangre desciende  por debajo de 6.8  o se eleva por arriba de  7.8. Cuando pH < 7.35, se le conoce como acidosis.Cuando pH >7.45 se le conoce como alcalosis.

Los alimentos ayudan  y su influencia en el pH

Actualmente los alimentos pueden clasificarse según la capacidad de producir más o menos residuos ácidos y se utiliza para ayudar a equilibrar el pH del sistema en general.

Los alimentos no pueden dividirse en buenos o malos, sólo son más útiles o menos útiles dependiendo de las necesidades específicas en un momento dado en una determinada persona.

Actualmente la mayor parte de la población mundial está sometida a factores estresantes que dañan su salud, colaborando en el aumento de la acidez corporal. Por lo cual es lógico y razonable elevar la proporción de la ingesta de alimentos que tiendan a alcalinizar.

Según Warburg (1932), premio Nobel de medicina, “ Cuando el pH está fuera de equilibrio, el oxígeno desciende, las células respiran en un ambiente anaeróbico por fermentación, haciendo aumentar la acidez; el cáncer es el resultado de un ambiente ácido”.

La acidosis  es la tendencia  más común, ya que el metabolismo ordinario genera diversos ácidos dentro del cuerpo.

Figura 2. Los alimentos y su relación con el pH

Sistemas amortiguadores

El sistema amortiguador principal que se utiliza para controlar  el pH de la sangre es el sistema amortiguador acido-carbónico-bicarbonato.

Los equilibrios importantes en este sistema amortiguador son

H+(AC)+ HCO3         H2CO3        H2O  + CO2

Varios aspectos de estos equilibrios son notables:

1. Aunque el acido carbónico es un ácido diprotico, el ion carbonato no es importante en este sistema.

2. Uno de los componentes de este equilibrio, CO2  es un gas, el cual proporciona  un mecanismo para que el cuerpo ajuste equilibrios. La eliminación del CO2 a través de la exhalación desplaza los equilibrios hacia la derecha, por lo que s e consumen iones H.

3. El sistema amortiguador de la sangre  a un pH de 7.4  el cual está muy alejado del valor  pKa  del H2CO3. Para que el sistema amortiguador tenga un pH de 7.4  la relación base/acido  debe tener un valor de aproximadamente 20

En el plasma sanguíneo  normal  las concentraciones de  HCO3 y H2CO3   son alrededor de 0.024 M y 0.0012 M respectivamente. Como consecuencia el sistema amortiguador  tiene una gran capacidad para neutralizar  la base adicional.

Los órganos principales que regulan el pH del sistema amortiguador  acido carbónico-bicarbonato  son los pulmones y los riñones. Algunos de los receptores del cerebro son sensibles a las concentraciones de H+  y CO2  de los fluidos corporales.

La aplicación más importante de esta teoría de los amortiguadores es, para los fisiólogos, el estudio de la regulación del equilibrio ácido-base.

Figura 3. Sistema de amortiguación en células sanguíneas

El objeto de su empleo, en la finalidad funcional del plasma, es precisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH sanguíneo.

La regulación del pH del  plasma sanguíneo se relaciona directamente con el transporte eficaz de O2  hacia los tejidos corporales. La hemoglobina (Hb) se une de forma reversible con el H y O2.

El oxígeno entra en la sangre a través de los pulmones de donde pasa al interior de los glóbulos rojos y se une a la hemoglobina.

Muchas de las reacciones químicas se llevan a cabo en los sistemas vivos son extremadamente sensibles al pH, por ejemplo las enzimas catalizadoras solo actúan en un intervalo muy estrecho de pH.

El sistema respiratorio puede compensar eficientemente y en cuestión de minutos cambios de pH. Modificando la frecuencia respiratoria se puede variar la [CO2] disuelta en la sangre y corregir así las desviaciones de pH. Sin embargo, su capacidad para compensar estas alteraciones es limitada.

Amortiguadores importantes en los organismos vivosEscrito por David Stewart | Traducido por Mar Bradshaw

 

 

 

El pH de la sangre de los seres humanos es de alrededor de 7,4.Hemera Technologies/AbleStock.com/Getty ImagesEl pH de la sangre de los seres humanos es de alrededor de 7,4. Un aumento de pH por encima de 7,45 conduce a la condición de alcalosis que provoca espasmos musculares y parálisis respiratoria. Si el pH fisiológico cae por debajo de 7,35, se produce acidosis que provoca

depresión del sistema nervioso central. Varios factores, incluyendo el ejercicio, la dieta y los cambios en los patrones respiratorios, alteran el pH fisiológico. El cuerpo responde a estos cambios a través de la acción de los amortiguadores que resisten la alteración del pH.Otras personas están leyendo

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¿Para qué se utilizan las soluciones amortiguadoras?Amortiguador bicarbonatoEl mantenimiento del pH de la sangre se regula a través del amortiguador bicarbonato. Este sistema consiste en ácido carbónico e iones de bicarbonato. Cuando el pH de la sangre cae en el intervalo ácido, este amortiguador actúa para formar dióxido de carbono. Los pulmones expulsan este gas fuera del cuerpo durante el proceso de respiración. En condiciones alcalinas, este amortiguador trae de nuevo el pH a neutro, causando la excreción de los iones bicarbonato a través de la orina.

Amortiguador fosfatoEl sistema del amortiguador fosfato actúa de una manera similar al del bicarbonato, pero tiene una acción mucho más fuerte. El medio interno de todas las células contiene este amortiguador que comprende iones de hidrógeno e iones de fosfato de dihidrógeno. En condiciones donde un exceso de hidrógeno entra en la célula, este reacciona con los iones de fosfato de hidrógeno, que los acepta. En condiciones alcalinas, los iones de fosfato de dihidrógeno aceptan los iones de hidróxido en exceso que entran a la célula.

Amortiguador de proteínasLas proteínas consisten de aminoácidos unidos por enlaces peptídicos. Los aminoácidosposeen un grupo amino y un grupo ácido carboxílico. A pH fisiológico, el ácido carboxílico existe como ión carboxilato (COO-) con una carga negativa y el grupo amino existe como ión NH3 +. Cuando el pH es ácido, el grupo carboxilo ocupa el exceso de iones de hidrógeno para volver de nuevo a la forma de ácido carboxílico. Si el pH de la sangre se vuelve alcalino, se produce una liberación de un protón desde el ión NH3 +, que toma la forma de NH2.Amortiguador de hemoglobinaEl pigmento respiratorio presente en la sangre, la hemoglobina, también tiene acción amortiguadora dentro de los tejidos. Tiene una capacidad de unirse ya sea con protones o con oxígeno en un punto dado de tiempo. La unión de uno libera al otro. En la hemoglobina, la unión de los protones se produce en la porción globina mientras que la unión del oxígeno se produce en el hierro de la porción hemo. En el momento del ejercicio, se generan protones en exceso. La hemoglobina

ayuda en la acción amortiguadora por la toma de estos protones, y al mismo tiempo libera oxígeno molecular.

¿cuales son los principales sistemas amortiguadores de pH en la sangre?Mejor respuesta

kAM  respondida hace 6 añosEl 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 denominados “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. 

Tampones orgánicos 

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. 

. 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. 

Tampones inorgánicos 

1. Tampón carbónico/bicarbonato 

Está constituido por H2CO3 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 HCO3-/ 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 CO2 puede ser eliminado por ventilación pulmonar de manera rápida; y 3) además, el HCO3- puede ser eliminado por los riñones mediante un sistema de intercambio con solutos. 

LECCIÓN 2 Sistemas amortiguadores fisiológicos

El equilibrio ácido-base de las células está condicionado por un conjunto de sistemas amortiguadores, porque estas funcionan dentro de límites estrechos de pH a causa de su metabolismo.

 

Los factores de amortiguación más sobresalientes en los organismos vivos, por su acción rápida y eficiente en la regulación del pH son:

a.  Sistema Bicarbonato

b. Sistema Fosfato

c.  Hemoglobina

d. Proteínas del plasma 

La importancia y relevancia de cada uno, depende del tipo de organismo.El mentefacto mostrado en La figura 1, resume las características, propiedades y

clasificación de las principales soluciones amortiguadoras, presentes en lo organismos animales.

 

 

Figura 1. características y tipos de amortiguadores biológicos en animales

 

 

De acuerdo a Miles y Butcher(1995),profesores de la Universidad de Florida, los amortiguadores (buffers) en los fluidos corporales sirven como una defensa contra el cambio del PH .Cada

compartimiento de fluido contiene tipos y características de substancias disueltas, algunas que son amortiguadores a un pH fisiológico. Por eso, el pH es estabilizado por la capacidad amortiguadora de los fluidos corporales.

En animales existen básicamente cuatro principales amortiguadores que se localizan en los tres diferentes compartimientos fluidos (Cuadro 1).

 

 

Cuadro 1.Tipos de amortiguadores fisiológicos y ubicación en los fluídos biológicos

FLUÍDO SISTEMA AMORTIGUADOR

SangreBicarbonato

Hemoglobina

Proteínas

Fosfatos

Extracelular y cerebroespinal

Bicarbonato

Proteínas

Fosfatos

Intracelular

Proteínas

Fosfatos

Bicarbonato

OrinaFosfato

Amoníaco

Fuente: Miles y Butcher(1995)

 

 

Como se puede  observar, con  excepción del amoníaco en la orina y la hemoglobina en la sangre, los amortiguadores en los compartimientos son idénticos. En consecuencia, el conocer como estas soluciones disueltas tienen la capacidad de amortiguar es esencial para poder entender al equilibrio ácido-base.

Sistema Bicarbonato (anhídrido carbónico/bicarbonato) :Este el buffer amortiguador principal en el fluído extraceular, dentro de.la célula roja de la sangre y en el plasma. En este sistema el CO2 se comporta como ácido volátil y su concentración puede ser controlada por medio de la tasa de respiración del animal.

La Siguiente  ecuación muestra La formación de iones de hidrógeno  en las células rojas de sangre como resultado del transporte del gas carbónico del tejido a los pulmones

 

CO2 + H2O                                        H2CO3                                 HCO3

- + H+

Cuando la célula roja de sangre está dentro de los tejidos corporales esta reacción va hacia la derecha. En los pulmones la reacción va hacia la izquierda. Además, la presión parcial del CO, es más alta dentro del los tejidos y más baja en los pulmones.

La reducción en la tasa de respiración permite la acumulación de CO2 y mueve la ecuación hacia la derecha,la concentración de hidrogeniones se  incrementa y el pH del fluído se reduce, lo que produce una condición conocida corno acidosis respiratoria. Si la tasa de respiración es más rápida que lo normal, la ecuación se mueve hacia la izquierda y resulta la alcalosis respiratoria. Esto ocurre comúnmente en aves como resultado del jadeo debido al estrés por calor. Se puede controlar estos disturbios metabólicos, por medio de aumentar o reducir la tasa respiratoria.

 

Sistema Fosfato: Todos los fosfatos en el animal vienen de la dieta, a un pH de 7.40, la mayoría del fosfato en los compartimientos fluídos existe en la forma de las especies iónicas H2PO4

-1 y HPO4-2 ,

cuando el pH en los fluídos corporales comienza a decaer, la especie HPO4-2  se vuelve importante

corno un aceptante de protones y se convierte en la especie H2PO4-1,así cuando  el pH se eleva por encima

de  7.40, la especie H2PO4-1 dona un protónal fluído y se convierte de nuevo en la especie HPO4

2. El sistema fosfatos es el amortiguador más importante en la orina,debido a que los protones excretados en la orina son principalmente en la forma de la especie H2PO4

-1.

Durante la acidosis prolongada, la amortiguación por fosfato es muy importante, lo cual se relaciona con los huesos,debido a que  son una buena reserva de amortiguadores como el fosfato cálcico que se presenta en forma dehidroxiapatita,el cual  no es muy soluble, pero su  solubilidad es mayor durante la acidosis y algo de fosfato cálcicoen los huesos se convierte en solución. Esto ocurre comúnmente en las ponedoras cuando los huesos están suministrando calcio para la calcificación del cascarón de huevo,entonces,el fosfato cálcico se disocia y se convierte en Ca+2 y PO4

-3, inmediatamente la especie PO4-

3 acepta un protón y se convierte en la especie HPO4-2. Durante laacidosis esta reacción continúa y la

especie HPO4-2 acepta otro protón y se convierte a H2PO4

-1. Así pues, durante la acidosis

tos huesos...pueden ayudar a mantener el e.quilibrio ácido-base por medio proporcionar la especie de fosfato que acepta protones, incrementando el pH al nivel desead 7,40

 

Hemoglobina : La hemoglobina es un amortiguador muy importante y sólo so encuentra en la célula roja de la sangre. Sirve como un amortiguador excelente por varias razones. Las dos razones principales son su alta concentración en la sangre y su altísimo contenido del aminoácido histidina. Este aminoácido tiene una cadena lateral única  llamada imidazol. Esta cadena , puede atraer a los protones y sacarlos de los fluidos corporales o puede donar protones dichos fluidos  en el intento de mantener el pH cerca de 7.40. Las otras proteínas en los compartimentos de fluído,  también le deben su capacidad de amortiguar a esta cadena lateral. La albúmina es la proteína del plasma más abundante y contribuye en forma significativa a la amortiguación de la sangre. El fluido intracelular está lleno de proteínas que funcionan como el sistema más importante de amortiguación dentro de la célula.