PRACTICA BIOQUIMICA UNAM, Ejercicios de Bioquímica

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PRACTICA 4

Disoluciones

amortiguadoras

EQUIPO 5:

ESTRADA CERON GUADALUPE

HERNANDEZ MATA VICTORIA DE JESUS

HERNANDEZ VALERIO JESUS OMAR

HERNANDEZ VARGAS ISRAEL

GARCIA NAVARRO ALONDRA

1.-INTRODUCCION

Las soluciones amortiguadoras, también conocidas como disoluciones buffer o tampón, son soluciones que están compuestas del ión común de ácido débil o una base débil. El mismo ión común en una sal conjugada, debe estar presente junto con el ión común del ácido o base débil. También se dice que una solución es amortiguadora, reguladora o tampón si la concentración de H+ , es decir el pH de una solución no se ve afectada significativamente por la adición de pequeñas cantidades o volúmenes de ácidos y bases. Siendo que pH no significa otra cosa que el potencial de hidrogeniones, un buffer (o amortiguador) lo que hace es regular el pH. Cuando un buffer es añadido al agua, el primer cambio que se produce es que el p. Una solución amortiguadora, reguladora, o tampón es aquella compuesta por una mezcla de un ácido débil con su base conjugada. Su principal característica es que mantiene estable el pH de una disolución ante la adición de cierta cantidad de ácido o base fuerte. Un ejemplo es la solución tampón de acético (ácido)-acetato (base conjugada) que mantendrá el pH alrededor de 4,6. Es muy útil su uso en procesos en los que se necesita un pH bastante concreto, así como en la industria agrícola, farmacéutica y alimentaria.

posibilidad de mantener la concentración de iones hidrógeno dentro de límites estrechos, que con razón puede considerarse invariable. El pH se puede mantener muy aproximadamente al nivel que convenga, escogiendo las mezclas adecuadas. Por un ejemplo, con un determinado amortiguador el pH de una cierta reacción puede ser tres, y con otro amortiguador la misma reacción se puede estudiar a pH ocho. Ecuación de Henderson-Hasselbach La Ecuación de Henderson-Hasselbach permite calcular el pH de una mezcla amortiguadora conociendo su composición. En su deducción, para un amortiguador compuesto de un ácido débil y una sal de su base conjugada, se considera que la concentración de ácido libre es aproximadamente igual a la del ácido total, y la concentración del ión base conjugada coincide con la concentración de la sal. Con ello, La Ecuación de Henderson-Hasselbach expresa que el pH de una solución amortiguadora se calcula sumando al pK del ácido, el logaritmo de la relación concentración de sal / concentración de ácido, es decir pH = pKa + log [sal] PROPIEDADES DE LOS AMORTIGUADORES El pH de una solución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que la integra, es decir del pKa del ácido. 2. El pH de un sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. Por ejemplo, un sistema amortiguador 2 M en sal y 1 M en ácido, regula el mismo pH que un sistema amortiguador 4 M en sal y 2 M en ácido, debido a que la relación concentración de sal / concentración de ácido es igual. 3. La modificación del pH, en una solución amortiguadora, resulta exigua hasta que uno de los componentes esté próximo a agotarse, debido a que el pH varía con el logaritmo del cociente concentración de sal / concentración de ácido. Este cociente es afectado por la adición de ácido o base fuerte, pero el valor logarítmico de la relación concentración de sal / concentración de ácido varía muy poco Algunas veces es necesario preparar y guardar una solución con un pH constante. La preservación de dicha solución es aún más difícil que su preparación:

• si la solución entra en contacto con el aire, absorberá dióxido de carbono, CO2, y se volverá más ácida.
• si la solución se guarda en un recipiente de vidrio, las impurezas alcalinas "desprendidas" del vidrio pueden alterar el pH. Las soluciones buffer o amortiguadoras son capaces de mantener su pH en valores aproximadamente constantes, aun cuando se agreguen pequeñas cantidades de ácido o base, o se diluya la solución.

3.-MATERIALES Y METODOS

MATERIALES Y REACTIVOS

• Potenciómetro
• matraces volumétricos de 50 ml
• pipeta volumétrica de 10 ml
• 1 bureta
• 1soporte universal

• 1 barra magnética
• Disoluciones amortiguadoras de pH 7 y 10 100 ml de Na2CO3 1.0 M.
• 100 ml de NaHCO3 1.0 M.
• NaOH 0.10 M. PROCEDIMIENTO Efecto de la relación ácido/base conjugada sobre el pH

1. Siguiendo las instrucciones de profesor, calibreel potenciómetro con los amortiguadores de pH 7 y/o 10, según el pH a trabajar.
2. Marque los matraces volumétricos de 50 ml con números progresivos del 1 al 2.
3. Adicione 20 ml de la disolución de NaHCO3 1.0 M más 30 ml de Na2CO3 1.0 M en el matraz No.1.
4. Adicione 30 ml de la disolución de NaHCO3 1.0 M más 20 ml de Na2CO3 1.0 M en el matraz No.2.
5. Coloque en un vaso de precipitados 25 ml de la disolución contenida en el matraz No.1 y mida el pH.
6. Coloque en un vaso de precipitados 25 ml de la disolución contenida en el matraz No.2 y mida el pH.

4.-RESULTADOS

Sabemos que la masa molar del CH3COOH es de 60 g/mol. Y que la masa molar del CH3COONa es de 82 g/mol. CH 3 - > CH 3 COO +- H CH 3 COONa - > CHCOO - + Na 1 Primero calculamos los moles de ambos compuestos M(CH 3 COOH)= n/v - > 0.2 = n/0.025L = n - > 0.025 = 510-^3 moles M(CH 3 COOH)= n/v - > 0.2 5 = n/0.025L = n - > 0.025 = 6.2510-^3 moles 2 Equilibrio de la reacción CH 3 COOH + CH3COONa - ><- CH3COO + H + Na CH3COOH CH3COONa CH3COO- Inicial 510-^3 moles 6.2510-^3 moles _ _ _ Equilibrio 510-^3 moles 510-^3 moles 510- (^3) moles 510-^3 moles 5*10-^3 moles 3 Calculación del pH que debe de tener el tapón que se va a preparar pH= Pk +logsal/acido = 4.76 +log = 4. 4 Una vez calculado el pH, a continuación, calculamos el volumen que necesitaremos tanto del ácido como de la sal. En primer lugar, calculamos el volumen del acético. Para ello utilizaremos todos los datos que conocemos del bote de ácido acético comercial que tenemos. De cara a la técnica, duplicaremos los valores obtenidos debido a la necesidad de hacerlo en un matraz de 50 ml. Originariamente, esta práctica estaba diseñada para su realización sobre un matraz de 25 ml.

• Pesar 1.024 gramos de CH3CONa.
• Echar un poquito de agua destilada en un vaso de precipitado.
• Echar 0.578 ml de CH3COOH en el vaso de precipitado. Pipeteando primero 500 microlitros y después 78 microlitros. En este paso nos ayudaremos con una micropipeta
• automática de volumen variable y tendremos cuidado al echar el ácido sobre el agua.
• Cogeremos la sal pesada al principio y la echaremos en el vaso de precipitado para disolverla en el contenido.
• Echar el contenido del vaso en un matraz de 50 ml y enrasar con agua
• destilada.

PROBLEMA 2

A la solución reguladora de ácido acético-acetato del problema 1 que tiene un pH de 4.74, se le puede agregar una cantidad de NaOH que haría la solución 0. M en NaOH si la solución reguladora no estuviera presente. Calcular el nuevo pH.

• En principio, al agregar una solución de base fuerte (NaOH), esta reacciona con el ácido acético que constituye la solución reguladora.
• La reacción que se lleva a cabo disminuye la concentración de ácido acético y aumenta la concentración de acetato de sodio:
• En vista de lo anterior, hay que modificar la ecuación ya que se consume la concentración de ácido acético (indicado con el signo negativo) y aumenta la concentración de ion acetato (indicado con signo positivo):
• Observe que la variación de pH entre el problema 2 (pH=4.92) y problema 1 (pH=4.74) es prácticamente insignificante.

PROBLEMA 3

A la misma solución reguladora del problema 1 se le agrega una cantidad de HCl que haría que la solución fuera 0.02 M.

• En principio, al agregar una solución de ácido fuerte (HCl), este reacciona con la base que es el acetato disminuyendo su concentración y aumentando la concentración de ácido:
• Nuevamente, hay que modificar la ecuación ya que se consume la concentración de acetato (indicado con el signo negativo) y aumenta la concentración de ácido acético (indicado con signo positivo):
• Observe que la variación de pH entre el problema 1 (pH=4.74) y problema 3 (pH=4.57) es muy pequeña.

5 .CONCLUSIONES

De acuerdo a los planteamientos iniciales descritos en la parte de los objetivos, se comprendió la importancia de una disolución amortiguadora en nuestros procesos vitales biológicos y en los sistemas químicos y es que en el cuerpo humano varía mucho un fluido de otro, por ejemplo el pH de la sangre esta alrededor de 7.4, en tanto que el del jugo gástrico humano puede ser de 1.5 y en gran parte estos valore s de pH son muy importantes para el funcionamiento adecuado del organismo; mencionamos lo anterior para darle sentido a lo que se está haciendo como parte motivacional dentro del contexto que nos rodea día con día. conjugada, así como al diluir o adicionar una base fuerte a un amortiguador en comparación con una disolución de una sal. El potenciómetro un medidor de pH que se utiliza comúnmente en laboratorio para la determinación de dichas disoluciones se calibro primero lo cual resulto bastante tedioso, a escalas 4, 10 y 7, pero se logró bastante bien sosteniendo con esto que los resultados obtenidos son verdaderos. Con todo lo relatado teórica y prácticamente hablando es por ello que concluimos que los cálculos y sus resultados son buenos ya que haciendo la comparación de pH teóricos y prácticos estos variaban por muy poco observe: 20 ml NaHCO3 1.0 M con 30 ml Na2CO3 1.0 M, su pH practico fue de 10.28 y el teórico fue de 10.2, mientras que para la siguiente disolución amortiguadora fue de practico 10.5 y teórico 10. es por ello y si los cálculos fueron buenos, llegamos a la conclusión que la práctica cumplió con los objetivos planteados desde el comienzo. Ahora que otro era el asunto acerca de que pasa si una disolución amortiguadora es diluida con agua, pues bien, la respuesta es que no pasa nada la verdad es que el pH cambia significativamente, pero si se agregara más acido o base este si se veráafectado. La verdad de todo este trabajo es que los cálculos realizados para el cálculo de pH Teóricos nos resultaron tediosos, esperamos que estos se encuentren correctos t sostengas las conclusiones a las que llegamos

6.-BIBLIOGRAFIA

1. Skoog, D. A; West, D.M y Holler, F.J. Química analítica 6° edición. McGraw- Hill/Interamericana de México, S.A de C.V. México. 1995. Caps. 4, 9 y 10.
2. Vega Ávila Elisa, Verde Calvo Ramón y Pérez César María del Carmen. 2003. La teoría y la práctica en el laboratorio de química analítica I, 1ª ed. Universidad Autónoma Metropolitana. México.
3. Daniel C. 2001. Análisis químico cuantitativo. 2ª edición. Editorial Reverté, S.A. México. Harris