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PRACTICA N° 2
pH , pKa Soluciones Buffers I PARTE I. OBJETIVOS Aprender los conceptos de pH , pKa , y soluciones buffer. Demostrar el comportamiento de los ácidos fuertes y los ácidos débiles, en lo que se refiere a su capacidad de disociación. Demostrar la acción amortiguadora del pH de un sistema buffer. Demostrar la acción amortiguadora de las proteínas del suero sanguíneo II. MARCO TEORICO La concentración de protones de hidrogeno [H
] es de considerable importancia para todos los organismos vivos, y normalmente están bajo un riguroso control a fin de asegurar la eficiencia de todos los procesos vitales. Así pequeños cambios en dicha concentración, pueden producir marcados efectos metabólicos y fisiológicos capaces de afectar la salud y la vida. a) Ionización del agua El principal determinante de la pequeña pero efectiva [H
] en los organismos vivos es el agua. El agua se disocia en iones hidronio [H 3 O+] e hidroxilo [OH
- ]. Para simplificar, nos referiremos al ión hidronio como ión hidrógeno [H
] y escribiremos el equilibrio como: La constante de equilibrio de esta disociación viene dada por: La constante de equilibrio de la ionización reversible del agua nos permite describir
este proceso en términos cuantitativos, es decir, conocer en qué grado se encuentra ionizada el agua a una temperatura determinada. El valor de [H 2 O] en el agua pura es 55,5 M (1.000 g de agua en un litro dividido por su masa molecular, o sea, 1.000/18=55,5). Dado que las concentraciones de iones hidrógeno e hidroxilo en el agua pura son muy bajas, este valor es esencialmente constante (no disminuye significativamente cuando el agua se ioniza), por lo que podemos sustituirlo en la ecuación anterior y reordenarla como sigue: El término Kw se conoce como producto iónico del agua , y es constante para una temperatura dada. El valor de Keq , que se ha determinado a partir de las medidas de conductividad eléctrica en el agua pura, es de 1,8 x 10-16^ M a 25°C. Sustituyendo este valor en la ecuación anterior tenemos: Así, el valor del producto iónico del agua a 25ºC es 10-14. A partir de este valor se puede calcular la concentración de iones hidrógeno e iones hidroxilo en el agua pura a 25ºC. Puesto que por cada molécula de agua que se disocia se obtiene un ion hidrógeno y un ion hidroxilo podemos deducir que: En una disolución acuosa, si [H+] es igual a [OH-], tal como ocurre en el agua pura, se dice que la disolución es neutra ; si [H+] es mayor que [OH-] se dice que es ácida ; y si [H+] es menor que [OH-] se dice que es básica. En cualquier caso, el producto de ambas concentraciones ( Kw ) es constante e igual a 10-14^ a 25°C, de tal modo que si una de las dos concentraciones es elevada la otra debe ser proporcionalmente reducida para que el producto iónico del agua permanezca constante. Ejm Cuando la concentración de [H+] es muy alta como en una solución de HCl 1 M la concentración de iones de [OH-] debe ser muy baja como 1 x 10-^. b) Definición de pH : A partir del producto iónico del agua se introduce la escala de pH. La escala de pH constituye una forma ágil y cómoda de expresar las concentraciones de iones hidrógeno (y consiguientemente de iones hidroxilo) en disoluciones acuosas
Así, para la reacción reversible: la Ka es : A mayor capacidad de disociación del ácido, mayor será su Ka y viceversa. Al igual que el pH facilita la expresión de la [H+] , el pKa definido como el – log Ka facilita la expresión de la Ka. A mayor capacidad de disociación de un ácido, menor será pKa y viceversa. Retomando la ecuación para el cálculo de Ka, al despejar podremos tener la siguientes ecuaciones (Considerando que la [H+] =[A-]) Conocida la concentración de [H+] el pH se calcula aplicando el -log[H+] o alternativamente la siguiente ecuación: Ejemplo : ¿ Cuál será el pH de una solución de ácido acético 0.2 N? [ H*] = (1.75 x10-5x0.2 ) = 0.001871 M o pH = 4.757 –(-0.699) /2 = 2. pH = - log (0.001871) = 2. Ka[HA] = [H+][A-] Ka[HA] = [H+]^2 [H+]= (Ka[HA]) pka – log[HA] pH = ___________ 2
d) Curva de titulación de un ácido débil. la ecuación de Henderson.Hasselbach. Acción Buffer. De la titulación de un ácido débil se obtienen mucha más información que la sola deter minación de su concentración, si medimos cuidadosamente el pH del ácido que está siendo titulado después de cada incremento de NaOH, hasta el punto de neutralización. Una gráfica del pH de la solución vs la cantidad de NaOH añadido es lo que se llama “una curva de titulación” La forma de la curva de titulación de cualquier ácido débil es determinada por la denominada ecuación de Henderson-Hasselbach, la cual es fundamental para comprender la “ acción buffer” implícita en los mecanismos que mantienen el equilibrio ácido-básico. Los Buffers o amortiguadores, son sistemas acuosos que tienden a resistir cambios de pH cuando pequeñas cantidades de ácido [H+] o base [OH-] son añadidos. Un sistema buffer consiste en un ácido débil ( el donador de protones ) y su base conjugada ( el aceptor de protones) La ecuación de Henderson – Hasselbach, es simplemente otra forma de expresar la Ka de un ácido débil Despejando tenemos que : Y aplicando el – log sería : Sustituyendo -log [H+] por pH y -log Ka por pK tenemos:
Anote los resultados en la siguiente tabla : HCl 0.1 N CH3COOH 0.1 N pH calculado pH estimado con pHmetro pH estimado con papel indicador Cambio con azul de bromofenol B) Acción tampón (buffer) de las proteínas del suero sanguíneo. Método: Volumétrico o titrimétrico. Se estima los miliequivalentes de HCl y de NaOH gastados para hacer variar el pH del suero sanguíneo, hacia el lado ácido y hacia el lado alcalino, respectivamente, y comparar estos resultados con los obtenidos al utilizar suero desproteinizado en lugar de suero sanguíneo Procedimiento: a) Medir en un Erlenmeyer, 2 ml de suero sanguíneo diluido al medio (1.0 ml de suero más 1.0 ml de agua destilada) y titular con NaOH
0.01 N hasta un pH aproximado de 8.5, usando como indicador la fenolftaleína. Anotar el volumen gastado de la soda. b) A la misma solución añadir dos gotas de anaranjado de metilo y titular con HCl 0.1 N hasta pH 3.4, anotar el volumen de ácido gastado. Para reconocer el color que toma este indicador a pH 3.4, preparar un tampón de dicho pH y añadirle dos gotas de anaranjado de metilo. c) Repetir los pasos 1 y 2, utilizando en este caso suero desproteinizado ( o agua destilada). Para obtener el suero desproteinizado, mida cierto volumen de suero en un tubo de ensayo, y caliente en baño María hirviente por dos minutos; después de filtrar o centrifugar, usar el filtrado o el sobrenadante, según el caso Resultados.
- Con los datos obtenidos en este experimento complete la siguiente tabla: SUERO SANGUINEO AGUA DESTILADA Gasto de NaOH 0.01 N en ml. Gasto de HCl 0.1 N en ml.
- Estimar los micromoles o miliequivalentes de ácido y base necesario para hacer cambiar en una unidad el pH del suero y del agua destilada. SUERO SANGUINEO
AGUA DESTILADA
Gasto de NaOH 0.01 N en miliequivalentes Gasto de HCl 0.01 N en miliequivalentes Interrogantes:
