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• Luis Enrique Cabrera Tapia

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PRACTICA N° 02 SISTEMAS AMORTIGUADORES 1. INTRODUCCION La capacidad amortiguadora o tampón de un sistema es la cantidad de ácido o base fuerte que puede neutralizar sufriendo un desplazamiento de pH de una unidad. Esta eficiencia amortiguadora está vinculada a dos factores: las concentraciones absolutas del sistema y la proporción relativa de las formas disociada y sin disociar. Dicha eficacia es máxima cuando el cociente sal/ácido está próximo a la unidad. La curva de titulación de una ácido débil como el acético representa las variaciones de pH con respecto a diferentes proporciones relativas entre la sal y el ácido de una solución tampón. Antes de agregar la base, el pH se debe solamente al ácido. Tan pronto como se ha agregado algo de esta base, ésta reacciona con una cantidad equivalente del ácido y forma una cantidad equivalente de sal y agua. Pero el ácido débil, más su sal disuelta, constituyen una solución tampón, cuyo pH puede calcularse mediante el uso de la ecuación de Henderson Haseelbach. La constancia de la concentración de hidrogeniones en el líquido extracelular es fundamental, puesto que influye sobre la estructura y actividad de las moléculas proteicas, sobre la distribución de otros iones entre las células y el líquido extracelular y sobre la actividad de hormonas, drogas y otros iones. Cerca de la mitad de los ácidos producidos metabólicamente son neutralizados por las bases procedentes de los alimentos, pero el resto debe ser neutralizado por el propio organismo. Para ello, éste se vale de dos procedimientos consecutivos: el tamponamiento del ácido (o base) y su posterior eliminación del ácido (o base), es decir, la compensación respiratoria y renal. Los tampones fisiológicos son la primera línea de defensa frente a los cambios del pH de los líquidos corporales. El tampón intracelular más importante es el sistema fosfato y el principal tampón extracelular en la sangre y fluidos intersticiales es el sistema bicarbonato, otros sistemas reguladores del pH sanguíneo son las proteínas y los aminoácidos.

2.

JUSTIFICACIÓN

1. Esta práctica nos permite aprender hallar los valores de pH de una solución tampón después de haberle adicionado una base o ácido fuerte a través de la ecuación de Henderson Hasselbach.

2. Comparar el pH práctico, obtenido en los tampones preparados, con el pH teórico, calculado con la ecuación de Henderson Hasselbach.

3. Nos permite conocer la importancia del rol de los tampones fisiológicos en nuestro organismo para mantener el equilibrio.

2. RESULTADOS PRIMERA EXPERIENCIA: PREPARACION DE BUFFER FOSFATO (pKa=7.2) Reactivos (vasos) (SAL) K2HPO4 0.1 M (ACIDO ) KH2PO4 0.1 M pH practico Gasto NaOH( 0.1 M) Gasto HCl (0.1M)

1 38 2 8.20 0.4 12.5

2 36 4 7.85 0.8 8.5

3 28 12 7.20 2.6 6.7

4 20 20 6.86 4.3 4.8

5 12 28 6.44 6.1 2.7

6 4 36 5.90 7.6 1.5

SEGUNDA EXPERIENCIA: PREPARACION DE BUFFER ACETATO(pKa=4.74) Reactivo (SAL)CH3COONa 0.2 M (ACIDO)CH3COOH 0.2 M pH practico Gasto NaOH( 0.1 M) Gasto HCl (0.1M)

1 14 26 4.52 10.3 9.6

2 20 20 4.81 13.4 12.2

3 24 16 5.14 11.4 7.0

4 30 10 5.35 7.5 4.5

5 32 8 5.45 20.3 4

6 36 4 5.85 25.5 1.8

3. DISCUSIONES  Se obtuvo el pH práctico cercano al pH teórico en la mayoría de los casos.

 En el vaso 6 la reacción fue muy rápida y el gasto de HCl fue mínimo, en cambio en el vaso 1 fue mayor el tiempo para alcanzar su máxima capacidad de tamponamiento y el gasto fue mayor para el buffer fosfato.  Lo contrario fue para el buffer acetato donde el vaso 1 el gasto de HCl fue menor en comparación con el vaso 1.Este cambio se observa porque se obtiene el color del indicador (cambio de color en las coloraciones de las soluciones).  Se obtuvieron resultados para el buffer acetato para los vasos 2, 3 y 4 valores que en lugar de aumentar el gasto de HCl disminuían, posiblemente por un error en el cálculo o visualización en el viraje del cambio de color.  De igual manera para los vasos 1 y 2 para el buffer acetato el gasto de NaOH en lugar de disminuir aumentaban. 4. RECOMENDACIONES  Para la disminución del error, es decir, una mejor aproximación entre los valores de la práctica con el teórico, se recomienda que las soluciones tanto ácidas como básicas sean lo más exactas posibles (con una mejor técnica y destreza en el uso de los instrumentos) y así se pueda obtener el volumen requerido en el manual de laboratorio.  Se recomienda titular con mucha precisión para poder obtener un valor exacto del gasto, tanto del ácido como de la base y poder hacer las comparaciones necesarias.

5. CUESTIONARIO

3. Describa la preparación de 5 L de un tampón acetato 0.3 M pH 5 partiendo de acetato de sodio trihidratado CH3COONa.3H2O (PM = 136) y ácido acético 2.5 M. Buffer 5 mL 0.3 M, pH = 5 pH = pKa + log S/A 5 = 4.74 + log S/A  0.26 = log S/A 1.82

= S/A

0.3 = 1.82 A + A A = 0.11 B = 0.19 Para el ácido:

Para la sal:

0.11 moles  1000 mL

0.19 mol  1000 mL

x

 5000 mL

x

 5000 mL

x = 0.55 moles

x = 0.95 moles

Para el ácido:

Para la base:

2.5 moles

 1000 mL

n = W/PM

0.55

moles  x

W = 136 x 0.95 W = 129.2 g.

x = 220 mL

Respuesta: Para preparar dicha sustancia es necesario 220 mL del ácido y 129.2 g de la sal. 4.¿Cuál será el pH de buffer “x” si la concentración de ácido es de 0.225 M y sal 0.550 M con un Ka 1.4x10-3 teniendo un volumen de 250 mL? Y si ese volumen fuera la mitad, ¿Cuál sería el nuevo pH? A = 0.225 M S = 0.55 M Ka = 1.4 x 10-3 pKa = 2.85 Para el ácido:

Para la base:

0.225 moles  1000 mL

0.55 moles  1000 mL

x

 250 mL

x = 0.0563 moles

x

 250 mL

x = 0.1375 moles

pH = pKa + log S/A  2.85 + log (0.1375/0.0563) pH = 3.24 Respuesta: El pH sería de 3.24, y si el volumen fuera la mitad el nuevo pH sería el mismo (pH = 3.24) porque la concentración del ácido y el de la base conjugada se mantienen iguales, por lo tanto no cambia.

6. BIBLIOGRAFIA

 HERRERA, Emilio.1991. BIOQUIMICA. Aspectos estructurales y vías metabólicas. Tomo I. Editorial McGraw Hill - Interamericana de España. Primera edición. Madrid - España.  MANUAL DE PRACTICAS DE BIOQUIMICA I. UNALM. 2003.  NIETO ARAVENA, Cecilia. Apuntes de Bioquímica I. Solucionario de Problemas. Departamento de Química, UNALM. Lima - Perú. 1999.