2- pH Curvas de Titulacion y Soluciones Buffer

Prácticas de Bioquímica General

Práctica: pH, curvas de titulación y soluciones buffer

pH, CURVAS DE TITULACIÓN Y SOLUCIONES BUFFER Objetivos Al finalizar este trabajo práctico el estudiante estará en capacidad de: -

Conocer el fundamento de la medición de pH.

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Medir el pH de diferentes soluciones y fluidos biológicos.

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Preparar soluciones amortiguadoras a pH definido.

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Demostrar mediante experimentos, la importancia importancia de los sistemas buffer en fluidos biológicos.

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Construir curvas de titulación e identificar por medio de ésta un amortiguador o buffer.

Introducción La gran mayoría de las moléculas orgánicas que se encuentran en los organismos vivos existen en forma iónica. Dependiendo de la naturaleza de la carga, éstas pueden ser aniones (cargada negativamente), cationes (cargados positivamente) o anfolitos (con cargas positivas y negativas). La concentración a la cual estas moléculas se encuentran en los tejidos y/o fluidos biológicos es de singular importancia, puesto que esto determina las posibilidades que determinadas reacciones ocurran o no. Estas concentraciones son utilizadas en clínica para el diagnóstico de ciertas condiciones fisiológicas o patológicas. La carga neta de las biomoléculas orgánicas en solución está determinada por la concentración de hidrogeniones [H+] en el medio, comúnmente expresado como pH. El término pH fue introducido en 1909 por Sorensen, quien definió el pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno:

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pH= - log [H+]. Los valores de pH están representados en una escala que abarca desde el 0 hasta 14. Los valores inferiores a 7,0 corresponden a concentraciones elevadas de H+ (soluciones ácidas) y los valores superiores a 7,0, equivalen a concentraciones bajas de H+ (soluciones básicas). El pH 7,0 es el valor de las soluciones neutras. Para calcular el pH de una solución se debe realizar lo siguiente: 1. Calcular la concentración de iones hidrógeno [H+]. Para esto debe considerarse si se trata de un ácido o base y éstos son fuertes o débiles. Si se trata de un ácido fuerte [H+] = [Ácido]; base fuerte [OH-] = [Base] Si se trata de un ácido débil [H+] = √ Ka x [Ácido]

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si es una base débil [OH-] = √ Kb x [Base] 2. Para los ácidos calcular el pH como el logaritmo negativo de [H+] 3. Para las bases calcular el pOH como el logaritmo negativo de [OH-] y luego calcular el pH a partir de la expresión: pH = 14 - pOH A nivel del laboratorio podemos medir el pH de diferentes soluciones con el empleo del pHmetro o potenciómetro o con el uso de tiras indicadoras.

pH metros El pH de soluciones puede determinarse más exactamente, por mediciones del potencial de ciertos electrodos, que con el uso de tiras indicadoras. Los instrumentos utilizados con tal fin, se conocen como pH-metros y están constituidos generalmente por un sistema potenciómetro de dos electrodos. Uno de los electrodos, construido generalmente de calomel, funciona como electrodo de referencia (Er). El electrodo analítico puede ser de hidrógeno (Eh) o de vidrio (Ev). Por razones prácticas es más comúnmente utilizado el electrodo de vidrio. Modernamente ambos electrodos han sido integrados en una unidad, conocida como electrodo integrado vidrio-cálomen.

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El potenciómetro mide diferencia de potencial o fuerza electromotriz entre ambos electrodos. En uno de los electrodos (Er) las condiciones son constantes, mientras en el electrodo de vidrio (Ev) las condiciones son variables, por cuanto es variable la [H+] de la solución puesta en contacto con él. Para comprender los principios fundamentales del análisis electrométrico o potenciométrico del pH, es necesario conocer las partes constituyentes del electrodo de vidrio y la exacta relación matemática entre pH y la diferencia de potencial entre el electrodo de referencia (Er) y el electrodo de vidrio (Ev). Por equivalencia de unidades, los instrumentos de medida del pH, están diseñados en tal forma que pueda hacerse la lectura directa del pH, sin necesidad de conocer la diferencia de potencial. En la práctica, se calibra el instrumento frente a un amortiguador o una serie de amortiguadores de pH conocido y luego se procede a realizar la lectura del pH en la solución que se desea medir.

Soluciones Buffer Son aquellas soluciones también llamadas soluciones amortiguadoras que se oponen a los cambios bruscos de pH y están constituidas por un ácido o base débil y su par conjugado. Debido al control que el pH ejerce sobre las biomoléculas orgánicas en solución, es lógico pensar que los organismos vivos deben mantener un control riguroso sobre cambios excesivos en el pH intra y extra celular (pH fisiológico). El pH fisiológico es mantenido en un valor aproximado de 7,0 mediante la acción de sistemas buffer biológicos como H2CO3/ HCO3- ; H2PO4-/ HPO4-2 y otros. Este efecto puede ser demostrado en la práctica preparando un sistema buffer (ácido + base conjugada) y midiendo el pH de la solución amortiguadora a medida que se agrega un ácido o una base fuerte, observándose el poder amortiguador de la misma, obteniéndose la llamada curva de titulación.

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Si se desea amortiguar una solución a un pH determinado, se debe usar un ácido o base débil cuyo pK no estén alejados a más de 2 unidades de dicho pH. Esto con la finalidad de que la capacidad amortiguadora de la solución sea la mayor posible. En vista de la efectividad de los sistemas buffer en el mantenimiento del pH fisiológico se hace necesario el estudio de los principales sistemas buffer que se encuentran en los organismos vivos, entre los cuales se pueden mencionar el buffer bicarbonato/ácido carbónico, fosfato/ácido fosfórico, proteínas/proteinato, etc.

MATERIALES Y REACTIVOS - Bureta de 50 mL - Cilindro graduado de 50 mL - 3 Erlenmeyers de 50 mL - Agitador magnético y plancha de agitación - Potenciómetro - Vaso de precipitado 100 mL - Ácido acético 0,1 N - NaOH 0,1 N - Ácido clorhídrico 0,1 M - Agua destilada - Plasma de bovino - Buffer fosfato pH 7,4

Experimento Nº 1 Cálculo y determinación del pH en soluciones ácidas y básicas. Calcule y mida el pH de las siguientes soluciones con la ayuda de tiras indicadoras o papel pH y el potenciómetro. Anote los resultados para posterior discusión.

Solución

Resultados pH teórico 4

pH real



HCl 0,1 M NaOH 0,1 M CH3COOH 0,1 M

Experimento Nº 2 Preparación de un sistema amortiguador a partir de soluciones valoradas. Utilizando soluciones de ácido acético 0,1 M e hidróxido de sodio 0,1 M realice los cálculos para preparar 50 mL de una solución amortiguadora de acetato 0,1 M pH 5 (pKa=4,74). Medir el pH (pH inicial) a 25 mL de agua, plasma, amortiguador acetato (preparado por su equipo de trabajo) y buffer fosfato. Luego agregar 1 mL de HCl 1 M a cada solución y medir nuevamente el pH (pH final). Registre los resultados en la tabla anexa e interprételos.

Solución Agua Plasma Buffer acetato Buffer fosfato

Resultados pH inicial

pH final

Experimento Nº 3 Curvas de Titulación del ácido acético 0,1 N y ácido clorhídrico 0,1 N contra una solución de NaOH 0,1 N. Procedimiento: 1. Calibrar el potenciómetro con soluciones de pH conocidas (buffer de referencia). 2. Colocar 40 mL del ácido a valorar (ácido acético 0,1 N o ácido clorhídrico 0,1 N según sea el caso), en un beaker o vaso de precipitado de 100 mL. 3. Colocar el agitador magnético y el electrodo del potenciómetro en la solución. 4. Poner en marcha el agitador y comenzar la titulación adicionando con una bureta fracciones de 2 mL de NaOH 0,1 N

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5. Anotar el valor del pH de la solución por cada mL de NaOH añadido. 6. Continuar la titulación hasta que no ocurran cambios en el valor de pH. 7. Calcular los miliequivalentes de NaOH adicionados y graficarlos contra los valores de pH obtenidos. ( N = mEq / mL , mEq = N x mL ) 8. Compare e interprete los resultados de las dos curvas. Discuta el comportamiento del pH de cada ácido frente al agregado de NaOH.

Auto evaluación 1. Defina los siguientes términos: a. pH b. Solución ácida. c. Solución alcalina. d. Solución amortiguadora. 2. Explique la función de un indicador ácido-base. 3. Defina que es un buffer y como está constituido. 4. Calcule el pH de las siguientes soluciones a. HCl 0,0003 M. b. CH3COOH 7x10-5 M c. NaOH 3x10-2 M 5. Calcule el pH de una mezcla de iguales volúmenes de ácido acético 0,25 M y acetato de sodio 0,1 M. El pKa del ácido acético es 4,76.

Anexo Constantes de disociación y pKa de los ácidos y bases débiles más comunes: Ácido o base HCOOH (ácido fórmico) CH3COOH (ácido acético)

Ka (M) 1,78 x 10 -4 1,74 x 10 -5

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pKa 3,75 4,76



1,35 x 10 -5 1,38 x 10 -4 7,25 x 10 -3 1,38 x 10 -7 3,98 x 10 -13 1,70 x 10 -4 6,31 x 10 -11 5,62 x 10 -10

CH3CH2COOH (ácido propiónico) CH3CH(OH)COOH (ácido láctico) H3PO4 (ácido fosfórico) H2PO4- (fosfato dibásico) HPO4- (fosfato monobásico) H2CO3 (ácido carbónico) HCO3 (bicarbonato) NH4+ (amonio)

4,87 3,86 2,14 6,86 12,4 3,77 10,2 9,25

Bibliografía Conn y Stumpf. Bioquímica Fundamental. Edit Limusa. 3ra Edic. Mexico 1976. Manuales departamentales UNAM. Biquímica y Biología Molecular. Mc Graw Hill. 1999-2000. Shugar, Gershon; Bauman, Lawrence. Chemical technicians’ ready reference handbook. Mc Graw Hill. 2da Edición. 1981.

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