Prácticas de laboratorio de Bioquímica: pH y amortiguadores

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Prácticas de Laboratorio de Bioquímica: pH y Amortiguadores

Katherin Leal Gonzalez¹, Kenneth Moscoso²Código¹: 070150222014 Código²:

Universidad del Tolima, Facultad de ciencias básicas, Programa de BiologíaIbagué, Tolima 2015

Resumen

El propósito de esta práctica era desarrollar y complementar los conocimientos previos de las propiedades de los ácidos y bases y de las sustancias amortiguadoras. Se logró determinar el pH de ciertas sustancias y su variación con respecto a la presencia de amortiguadores utilizando para esto un ácido HCl 0.01N y una base NaOH 0.01N. Así mismo se calculó la eficiencia de antiácidos comerciales, su capacidad de amortiguación utilizando la técnica de variación por retroceso. Por último se observó el comportamiento de los ácidos polipróticos en este caso (H3PO4) a través de una curva de disociación cuando se le agrega una base fuerte (NaOH) de 0.1M cada una.

Palabras clave: ácidos, bases, sustancias amortiguadoras, ácidos polipróticos, titulación, pH.

Abstract

The purpose of this practice was to develop and complement prior knowledge of the properties of acids and bases and buffer substances. It was possible to determine the pH of certain substances and their variation with respect to the presence of buffers, using for this an acid HCl 0.01N and base NaOH 0.01N . Also the efficiency of commercial antacids, and buffering capacity using the technique of back-calculated variation. Finally, the behavior of polyprotic acids was observed. in this case (H3PO4) through a dissociation curve when it is added a strong base (NaOH) of 0.1 M each.Keywords: acid, base, buffers, polyprotic acids, tritation, pH

Se analizaron las propiedades de las soluciones ácidas y básicas midiendo el pH de diferentes soluciones y observando la capacidad amortiguadora de las mismas, también se buscaron los valores de pK de un ácido poliprótico.

Ácidos, bases y pHEn 1909 Sorensen estableció el término de pH como la forma más

apropiada de expresar la concentración de iones H+ por medio de una función logarítmica.

pH=log = -log[H+]

Arrhenius determinó acido como cualquier concepto que en solución acuosa aumenta la concentración de iones hidronio, H30; y base como cualquier

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compuesto que en solución acuosa aumenta la concentración de ion hidroxilo, OH. Dicha definición variaría un poco en 1923 cuando Bronsted y Lowry determinaron que un ácido es toda aquella sustancia capaz de donar protones en solución, y base como toda sustancia capaz de aceptar protones. De esta manera es posible medir los ácidos y las bases por la concentración de iones H+, los ácidos fuertes tendrán concentraciones altas de estos, en las bases fuertes serán bajas y su disociación completa. Los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente y por lo tanto, la concentración de los iones H+ u OH- es menor que la totalidad de sus grupos ionizables. Así en la escala de pH las soluciones que tengan un valor menor que 7 serán ácidas, las que su valor sea 7 serán neutras y las soluciones que tengan un valor mayor que 7 hasta 14 básicas.

Soluciones amortiguadoras

Son aquellas soluciones que tienen la propiedad de mantener el pH más o menos constante a pesar de las pequeñas adiciones de ácidos o bases fuertes. En general estas soluciones se forman por la mezcla de un ácido o base débil y una de sus sales. Donde el pH depende de la proporción del electrolito y la sal, y la constante de ionización del electrolito. La capacidad reguladora de un tampón permite conocer la efectividad de su acción amortiguadora, es decir, la capacidad de mantener su valor de pH constante con el agregado de pequeñas cantidades de ácidos y bases fuertes. En 1922, se definió la capacidad reguladora (β) como el volumen (en mL) de ácido o base fuerte de una determinada concentración que debe agregarse a la disolución tampón para modificar el valor de su pH en una unidad.

Curvas de titulación

Las curvas de titulación son las representaciones gráficas de la variación del pH durante el transcurso de la valoración. Dichas curvas permiten:

- estudiar los diferentes casos de valoración (ácido fuerte vs. base fuerte; base fuerte vs. ácido fuerte; ácido débil vs. base fuerte; base débil vs. ácido fuerte).- determinar las zonas amortiguadoras y el pKa.- determinar el intervalo de viraje y el punto de equivalencia.- seleccionar el indicador ácido-base más adecuado.

Métodos y materiales

1. Curva de titulación de H3PO4

En un vaso de precipitado de 250 mL se depositaron 25 mL de la solución H3PO4 0.1 M, y luego se le agregaron 4 gotas del reactivo de Yamada, con el potenciómetro se midió el pH inicial. Se preparó una bureta de 25 mL con NaOH 0.1 M, se montó en el soporte e iniciamos con la adición de la base al ácido fosfórico en cantidades de 3 mL y midiendo el pH después de cada adición. Al completar un pH mayor que 12 añadimos alícuotas de 6 mL de NaOH 0.1 hasta completar 98 mL de solución.

2. Titulación del antiácido

Para este procedimiento contábamos con alka-seltzer y sal de frutas en polvo e hicimos tres pruebas, dos con la sal de frutas y una con el alka-seltzer. Se pesaron 0.50 g aproximadamente para cada una de las muestras, y cada una se depositó en un Erlenmeyer de 250 mL

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donde añadimos 25 mL de HCl 0.50 M y lo agitamos durante 3 minutos, a la solución se le añadieron 2 gotas de naranja de metilo, a continuación adicionamos un volumen de NaOH 0.5 M que estaba contenido en una bureta, lentamente hasta que la solución cambió de color.

3. Sistemas amortiguadoresPara este procedimiento disponíamos de dos Erlenmeyer para tomar los datos de cada una de las muestras, en este caso utilizamos agua destilada, agua de grifo, NaHCO3 0,1N y zumo de fruta cada uno en una cantidad de 2,5 mL por Erlenmeyer luego procedimos a medir el pH inicial de cada muestra, después se añadieron 0,5 mL de NAOH 0,01 N y HCl 0,01 respectivamente y medimos nuevamente en este caso el pH final.

Resultados y análisis

1. Curva de titulación H3PO4

# de alícuotas pH ml de NaOH

0 1.6 01 1.84 32 1.95 63 2.12 94 2.32 125 2.57 156 3.05 187 5.65 218 6.46 249 6.77 2710 7 3011 7.29 3312 7.63 3613 8.31 3914 10.57 4215 11.22 4516 11.50 4817 11.67 51

18 11.81 5419 11.92 5720 12.01 6021 12.14 6622 12.24 7223 12.28 7524 12.35 7825 12.39 8126 12.44 8727 12.5 9328 12.53 98

Gracias al reactivo de Yamada que causa un cambio en la coloración de la solución podemos darnos una idea de dónde buscar los valores de pH correspondientes a los valores de pKa. [base] = [acido]

Para hallar los valores de pKa debemos conocer la concentración de la base en donde el reactivo de Yamada nos indicó, con la siguiente ecuación:

[base]*vol. Base = [acido]*vol. Acido

[base] = vol. Acido * [acido] Vol. Base pKa1

H3PO4 H2PO4⁻ + H+

[base] = 25mL * 0.1 9 mL[base] = 0.27

pKa1 = pH + log [base] [acido] pKa1 = 2.12 + log 0.27 0.1pKa1 = 2.55

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pKa2

H2PO4⁻ HPO4²⁻ + H+

[base] = 25mL * 0.2 30 mL[base] = 0.16

pKa2 = 7 + log 0.16 0.2pKa2 = 6.9

El par ácido-base capaz de amortiguar un pH fisiológico es el que encontramos en el segundo punto medio de la titulación ya que el pKa2 es el más cercano al pH fisiológico, por lo que es más efectivo para mantener el pH.

pKa3

HPO4²⁻ PO4³⁻ + H+

[base] = 25mL * 0.3 98 mL[base] = 0.07

pKa3 = 12.53 + log 0.07 0.3

pKa3 = 11.89

Primer punto de equivalencia en este punto se presenta la primera forma ionizada del ácido fosfórico cuando pierde el primer ion hidrogeno. la base reacciona con igual número de moles del ácido, el pKa1 nos enseña la zona amortiguadora en la cual las moléculas poseen la misma concentración. Al final

Grafica 1: titulación de un ácido poliprótico débil.

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el ácido fosfórico habrá desaparecido para dar paso al di hidrogeno fosfato

Segundo punto de equivalencia en este paso la titulación se dio con la forma ionizada del ácido fosfórico, en el pKa2 las concentraciones del di hidrogeno fosfato y la del hidrogeno fosfato son las mismas, al final de la segunda parte de la titulación ya se habrán perdido dos hidrogeniones.

Tercer punto de equivalencia en la última fase de la titulación la segunda forma ionizada del ácido fosfórico desaparece, demostrando que el ácido se disocio por completo porque se generó la última forma iónica del ácido que es el ion fosfato. El pKa3 muestra la igualdad de concentraciones de las dos últimas moléculas.

Bibliografía

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http://chemwiki.ucdavis.edu/Ana lytical_Chemistry/ Quantitative_Analysis/Titrationhttp://apuntescientificos.org/acido-base.html