Bioquìmica-Practica2

INTRODUCCIÒN

En los organismos vivos se están produciendo continuamente ácidos orgánicos que son productos finales de reacciones metabólicas, catabolismo de proteínas y otras moléculas biológicamente activas. Mantener el pH en los fluidos intra y extracelulares es fundamental puesto que ello influye en la actividad biológica de las proteínas, enzimas, hormonas, la distribución de iones a través de membranas, etc. La manera en que podemos regular el pH dentro de los límites compatibles con la vida son:

1) los tampones fisiológicos

2) la eliminación de ácidos y bases por compensación respiratoria y renal

OBJETIVOS

 Medir el pH de cada una de las soluciones

 Identificar el par tampón con el resultado de las sustancias

 Crear curva de valoración con los resultados.

MARCO TEÒRICO

La característica más llamativa de los aminoácidos (AA) es la existencia en una misma molécula de grupos ácidos (capaces de ceder H+) y grupos básicos (capaces de captar H+). Por lo tanto, en medio ácido se comportan como bases, y en medio básico se comportan como ácidos. Las moléculas que presentan esta característica se dice que son anfóteros o anfolitos.

Los grupos ácidos y básicos pueden neutralizarse mutuamente, constituyendo una sal interna formada por un ión híbrido (carga positiva y carga negativa), que se llama zwitterión.

Solución amortiguadora es aquella que se opone los cambios de pH cuando se agrega ácido o álcali. Tales soluciones se utilizan en muchos experimentos bioquímicos en los cuales se necesita controlar exactamente el pH.

De la ecuación de Henderson-Hasselbalch, se puede deducir que el pH de una solución amortiguadora depende de dos factores uno es el de pKa y el otro es la proporción de sal a ácido. Esta proporción se considera igual a las cantidades de sal y ácido mezcladas en el intervalo de pH entre 4 y 10, donde la concentración de hidrogeniones e hidroxilos del medio acuoso son muy baja y se puede ignorar.

PH = pKa + log 10 [sal] / [ácido]

Tomemos por ejemplo los amortiguadores de acetato que están compuestos por una mezcla de ácido acético y acetato de sodio:

CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

CH3COONa → CH3COO- + Na+

Puesto que el ácido acético está tan solo débilmente disociado, la concentración de ácido será casi la misma que se agregó a la mezcla; en la misma forma la concentración de iones acetato puede ser considerada como igual a la concentración de acetato de sodio añadido a la mezcla, ya que la sal estará completamente disociada. La máxima capacidad amortiguadora de la solución se cumple cuando la concentración de la sal es igual a la concentración del ácido, en este punto pH = pKa. Si el pKa del ácido acético es 4.8, en la práctica las soluciones amortiguadoras se usan en el intérvalo de pH entre 3.8 y 5.8, es decir 1 unidad alrededor del pKa. Esto se cumple generalmente para todas las soluciones amortiguadoras.

Como se dijo anteriormente, el intervalo útil para la mayoría de los amortiguadores es de una unidad de pH por encima o por debajo del valor de pKa.

El amortiguador que se escoja en un momento dado debe seleccionarse con cuidado, ya que los resultados experimentales pueden deberse a efectos específicos de los iones utilizados y no al pH. Algunos amortiguadores que producen reacciones desfavorables son: boratos, citratos, fosfatos y tris.

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