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• Karen Sifuentes Lopez

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Manual de laboratorio de Bioquímica I E.A.P. Farmacia y Bioquímica

Práctica Nº 1 pH Y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS I.

INTRODUCCIÓN La mayoría de las reacciones bioquímicas tienen lugar bajo condiciones específicas de pH y cualquier desviación de su valor conduce a desórdenes funcionales pues el pH afecta la estructura y actividad de macromoléculas biológicas como las enzimas. Por lo tanto, el pH de los fluidos biológicos como la sangre, deben ser mantenerse constantes, para ello se tiene los buffers o tampones presentes en estos fluidos biológicos. Los buffers son extremadamente importantes y tienen un gran valor para los sistemas vivientes pues la mayoría de las células pueden sobrevivir solamente en un rango estrecho de pH. Por ejemplo, el pH de la sangre humana es 7.35 – 7.45 y es esencial para la formación de la oxihemoglobina en los pulmones. Una disminución del pH sanguíneo es llamada acidosis y un pH mayor al rango normal es llamado alcalosis.

Valores de pH aproximados de fluidos biológicos comunes Fluído Biológico

pH

Plasma sanguíneo

7.3-7.5

Jugo gástrico

1.2-3.0

Saliva

6.35-6.85

Fluído cerebroespinal

7.4

Lágrimas

7.4

Orina

4.8-7.5

Buffer o tampón.- es una solución que resiste los cambios en la [H+] que se produciría luego de la adición de un ácido o una base. En general, la acción buffer es exhibida por iones de ácidos débiles o bases débiles y por las proteínas pues tienen varios grupos ionizables. Prácticamente, la mejor acción buffer es exhibida por una mezcla de un ácido débil (HA) y su sal (BA). La sal BA debe estar completamente disociada como B+ y A- . La ecuación de Henderson-Hasselbach nos permite calcular el pH de un buffer conociendo las concentraciones molares de sus componentes: el ácido débil y su sal. Ecuación de Henderson-Hasselbach: pH =

+

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Donde: [sal]= [A-], (Forma sin protón) [ácido]= [HA], (forma protonada) Ka=constante de disociación del ácido débil, pKa= -logKa La eficacia de la capacidad amortiguadora ocurre cuando [A-]= [HA], es decir cuando el valor del pH es igual al valor del pKa. Los principales buffers de los fluidos extracelulares incluyen: el bicarbonato, el fosfato y las proteínas. En cambio, los principales buffers intracelulares son el fosfato, las proteínas y la hemoglobina en los eritrocitos. El buffer bicarbonato.- comprende un ácido débil, el ácido carbónico (H2CO3), y su sal, el bicarbonato de sodio (NaHCO3). Cuando un ácido como el ácido láctico tiene contacto con un fluido extracelular, el ácido es amortiguado por el buffer de la siguiente manera: NaHCO3 + Ácido láctico ⥦ Lactato de sodio + H2CO3 El H2CO3 formado es volátil y es eliminado mediante la difusión del CO2 por los alveolos pulmonares. Por lo tanto, el buffer bicarbonato está ligado directamente a la respiración. Cuando un álcali como el NaOH entra en contacto con los fluidos extracelulares, estos reaccionan con el H2CO3 del buffer y se neutraliza el efecto de la base de la siguiente forma: H2CO3 + NaOH ⥦Na2CO3 + H2O El buffer fosfato.- es un sistema buffer importante de los fluidos intracelulares. Su concentración en los fluidos intracelulares es mayor que en los fluidos extracelulares y tiene una capacidad buffer mayor dentro de la célula. Este buffer comprende un ácido, el fosfato monobásico de sodio NaH2PO4, y una base, el fosfato dibásico de sodio Na2HPO4.

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buffers de proteínas.- son importantes en el fluido intracelular y en el plasma. En medio ácido, las proteínas actúan como una base porque el grupo amino (NH2) acepta iones H+ y se convierte en NH3; por lo tanto, la proteína se carga positivamente. En soluciones alcalinas, las proteínas actúan como ácidos, el grupo COOH se disocia y forma H+ y COO-. Los H+ se combinan con los grupos OH- para formar H2O y las proteínas se cargan negativamente.

II.

OBJETIVOS: a. Preparar soluciones buffer de diferentes pH. b. Demostrar la capacidad amortiguadora del buffer preparado.

III.

EQUIPOS, MATERIALES Y REACTIVOS: • • • • • • • • •

IV.

Potenciómetro Matraces Fiolas Pipetas de 1 y 5mL Picetas Solución de NaOH 0.1 M Solución de HCl 0.1 M Fosfato monobásico de sodio Fosfato dibásico de sodio

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

A partir de las soluciones stock de fosfato monobásico de sodio y fosfato de sodio. Preparar los buffers fosfato 0,1M a pH 7.5 y 6.5. Luego debe hallar la proporción entre ácido y sal empleando la ecuación de Henderson-Hasselbach. Finalmente, medir el pH práctico y compararlo con el pH teórico. V.

PROBLEMAS 1. Si a un buffer con pH 5.0 compuesto por el ácido HA 0,1M y su sal BA 0,1M, le agregamos 0.01 moles de NaOH, ¿cuál será el nuevo pH del buffer? Considere: pKHA= 4,7 2. Se desea preparar 1L de buffer lactato 1M pH=4, ¿cuántos gramos de ácido láctico (CH3CH(OH)COOH) y lactato de sodio(CH3CH(OH)COONa) se deben pesar? Considere: pK ácido láctico= 3,9. 3. Se tiene 1 litro de una disolución de fosfato potásico 0.5 M y pH 7.0 ¿Qué volumen de ácido o base será necesario para llevarlo a pH 13? Se dispone de HCl 2N, NaOH 6 N y NaOH 3N. 4. ¿Cuáles son las concentraciones fraccionales aproximadas de las especies de fosfato: H3PO4, H2PO4-, HPO42- y PO43- a valores de pH de 4 y 9.5?

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