Como Hacer Una Buena Presentacion

PRACTICA N°2

“PREPARACION DE BUFFER”

A 19 DE MARZO DE 2013

OBJETIVO

En este experimento pretendemos una solución reguladora de acuerdo a cálculos químicos previamente realizados, y verificar su pH en el potenciómetro.

FUNDAMENTO

La preparación de soluciones reguladoras a partir de sus materias primas, se pueden hacer empleando cualquiera de los tres métodos siguientes:

Pasar los gramos de HA y A separadamente y luego disolverlos en el volumen apropiado de agua.

Mezclar los volúmenes necesarios de HA y A y aforar con agua destilada si se requiere.

Pesar los gramos de compuesto que nos proporcionara tanto HA como A, disolverlos en una pequeña cantidad de agua; agregar el volumen necesario de ácido fuerte y completar con agua destilada hasta el volumen deseado.

INTRODUCCION

Las soluciones reguladoras pueden definirse como una mezcla en equilibrio de un par acido de Bronsted y su base conjugada, la cual es capaz de resistir la adición de ácidos o bases fuertes manteniendo el pH constante o con cambios muy ligeros.

Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Las soluciones ""reguladoras"" o Buffer son capaces de mantener de acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.

Esta práctica de laboratorio tiene como propósito reforzar en el estudiante el concepto de lo que son soluciones buffer, además de ayudar a los estudiantes a familiarizarse con la resistencia que estas soluciones poseen en cuanto al ph.

Así mismo, se puede obtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente por (neutralización) un ácido débil con una base fuerte.

O un ácido fuerte con una base débil. Una vez formada la solución reguladora, el pH varia poco por el agregado de pequeñas cantidades de ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora por el agregado de agua (disolución).La disolución no cambia el pH de la solución Buffer pero disminuye considerablemente su capacidad reguladora.

En general puede decirse que esta práctica tiene como propósito la comprensión de las adiciones de ácidos y sales a estas soluciones.

Las soluciones buffers, son soluciones que resisten cambios de su pH. Estas soluciones mantienen constante el pH cuando se adicionan pequeñas cantidades de ácidos o bases. El control del pH es importante en numerosas reacciones químicas, en los sistemas biológicos y en muchas otras aplicaciones. El cambio del pH de la sangre en 0,5 unidades puede resultar fatal, pero la sangre es una solución buffer. El agua no es un buffer y la simple adición de una gota de HCl 1M a un litro de agua cambia el pH de 7,0 a 4,3. Así pues, un buen control del pH es esencial.

Una solución buffer debe contener un ácido débil y una sal de éste ácido; por ejemplo ácido acético/acetato de sodio, donde el CH3COOH es el ácido y el Ion CH3COO- es la base o una base débil y una sal de ésta base; por ejemplo amoníaco/cloruro de amonio, donde el NH3 es la base y el Ion NH4+ es el ácido. Las soluciones buffers trabajan removiendo los iones H+ o los iones OH- de la solución.

El intervalo de pH para el cual un sistema buffer regula adecuadamente es: pKa – 1 < pH < pKa + 1

El sistema buffer más adecuado es aquel cuyo valor de pKa esta lo más cerca posible del pH que se desea regular.

La capacidad reguladora de una solución es una medida de la resistencia al campo del pH que se produciría por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos y/o bases fuertes, y es máxima cuando Ca = Cb. Una solución contiene concentraciones equimolares de un ácido débil y su base conjugada tendrá un pH = pKa y en esa situación la variación del pH por el agregado de una pequeña cantidad de ácido o base fuerte es mínima.

pH: El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. Es la concentración de iones o cationes hidrógeno [H+] presentes en determinada sustancia.

Este fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Escala de pH: Va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución sería neutral. De 0 a 7 seria ácido y de 7 a 14 es base.

Base Conjugada: Según la teoría de Brønsted y Lowry, base es toda sustancia capaz de aceptar protones, y ácido es aquella capaz de cederlos. Una consecuencia de lo anterior es que existe la reversibilidad de la transferencia de protones, ya que al ceder un protón, un ácido HA, la parte restante: A-, sería capaz de aceptar este H+, o sea, se comportaría como una base, la cual es conocida como base conjugada:

HA (ácido) <=> H+ + A- (base conjugada)-> A- + H+ <=> HA

Del mismo modo HA es el ácido conjugado de A-.

Las definiciones de Brønsted-Lowry son, Un ácido de Brønsted - Lowry es un donante de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+ Una base Brønsted - Lowry es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H- Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH.

Ionización del agua (El equilibrio del agua)

El agua pura se dice que es una sustancia no conductora de la electricidad, pero, en realidad, tiene una conductividad muy pequeña que puede medirse con aparatos muy sensibles. Esta conductividad indica que en agua pura deben existir iones, aunque en concentraciones extremadamente pequeñas. Esto significa que, si bien en pequeñísima proporción, el agua debe estar disociada (este proceso se llama, a veces, auto ionización (Arrhenius) o auto protolisis del agua.

Los amortiguadores son aquellas soluciones cuya concentración de hidrógenos varía muy poco al añadirles ácidos o bases fuertes. Su objetivo es impedir o amortiguar las variaciones de pH y, por eso, suele decidirse que sirven para mantener constante el pH. Su composición química es el ácido débil o Bronsted y la base conjugada. Los buffer de acetatos serian el ácido Acético (ácido débil) y el acetato de Na (base conjugada). Los mecanismos de acción: los reguladores mantienen constante el pH cediendo o captando H+ según se requiera.

Existen dos soluciones amortiguadoras fisiológicas:

Amortiguadores Orgánicos Amortiguadores Inorgánicos

Proteínas (proteina b Na)/proteinas Bicarbonato (Na HCO₂)/(H₂CO₃)

Aminoácidos Fosfato (K₂HPO₄)/(KH₂PO₄) (Na₂HPO₄)/(NaH₂PO₄)

Hemoglobina KHb/Hb ó KHbO/HbO

MATERIAL Y REACTIVOS

MATERIAL REACTIVOS

1 vaso de precipitado de 400ml Ácido benzoico

1 propipeta graduada Benzoato de sodio

1 pipeta de 5ml

1 matraz de aforación de 250ml

1 agitador de vidrio

1 piceta de agua destilada

PROCEDIMINETO

Buffer de Fosfatos.-

Pesar 3.36gr. de K₂HPO₄ 4.16gr. de KH₂PO₄

Colocar en vaso precipitado de 600ml.

Disolver en 400ml de H₂O hasta homogenizar la mezcla.

Medir el pH y ajustar si es necesario a pH=7 con NaOH 0.1M/HCL 0.1M.

Transferir a un matraz de aforación de 500ml y aforar cada H₂O destilada la marca de aforacion.

Agitar y etiquetar.

Buffer de Acetatos.-

Pesar 2.62gr. de CH₃COONa y 1.0ml de CH₂COOH.

Colocar en vaso precipitado de 600ml.

Disolver en 400ml de H₂O hasta homogenizar la mezcla.

Medir pH (ajustar a pH=5).

Transferir a un matraz de aforación de 500ml y aforar cada H₂O destilada la marca de aforacion.

Agitar y etiquetar.

Buffer de Benzoatos.-

Pesar 2.86gr. de Benzoatos Na y 3.67gr. de Ac. Benzoico.

Colocar en vaso precipitado de 600ml.

Disolver en 400ml de H₂O hasta homogenizar la mezcla.

Medir pH (ajustar a pH=4).

Transferir a un matraz de aforación de 500ml y aforar cada H₂O destilada la marca de aforacion.

Agitar y etiquetar.

RESULTADOS

Preparar un Buffer de Fosfatos a una concentración molar 0.1M a pH=7 en un volumen de 500ml a partir de:

K₂HPO₄ de PM 174 gr/mol. pKa= 7.2

KH₂PO₄ de PM 136 gr/mol.

PH= pKa + log ([B])/([Ac])

Encontrar la relación B/A.

7.0 = 7.2 + log B/A

7.0 – 7.2 = log B/A

-.02 = log B/A

Antilog -.02 = B/A

.63/1 = B/A

Por c/parte de ac. Tengo

.63 parte de base.

Convertir las partes de A y B en %.

1 parte. De Acido 1.63 pts. Totales ----- 100%

.63 parte. De Base 1 pte. A ------ x₁

x₁= 61.34 % Acido

1.63 pts. Totales ---- 100%

0.63 pte. De Base ---- x₂= 38.7% Base

Transformar % a moles/Lto. (M)

0.1M----100%

x₁ ---- 61.3% x₁= 0.0613 mol/Lto Acido

x₂ ---- 38.7% x₂= 0.0387 mol/Lto Base

Convertir moles a Gr.

Gr= (M) (PM) (V)

GR= (0.0613mol/Lto) (135gr/mol) (.5Lto)

GR= 4.1684 gr de KH₂PO₄

Gr= (M) (PM) (V)

Gr= (0.0387mol/Lto) (174gr/mol) (.5Lto)

GR= 3.3669 gr de K₂HPO₄

Preparar un Buffer de Acetatos 0.1 Molar pH=5.0 en un volumen 500ml a partir de:

CH₃COONa PM 82 gr/mol pKa= 4.74

CH₃COOH PM 60 gr/mol

PH= pKa + log ([B])/([Ac])

Encontrar la relación B/A.

5.0 = 4.74 + log B/A

5.0 – 4.74 = log B/A

.26 = log B/A

Antilog .26 = B/A

1.81/1 = B/A

Por c/parte de ac. Tengo

1.81 parte de base.

Convertir las partes de A y B en %.

1 parte. De Acido 2.81 pts. Totales ----- 100%

1.81 parte. De Base 1 pte. A ------ x₂

2.81 x₂= 35.58% de Acido

2.81 pts. Totales ---- 100%

1.81 pte. De Base ---- x₁=64.41% Base

Transformar % a moles/Lto. (M)

0.1M----100%

x₁ ---- 64.41% x₁= 0.06441 mol/Lto Base

x₂ ---- 35.58% x₂= 0.03558 mol/Lto Acido

Convertir moles a Gr.

Gr= (M) (PM) (V)

GR= (0.06441mol/Lto) (82gr/mol) (.5Lto)

GR= 2.64081 gr de CH₃COONa

Gr= (M) (PM) (V)

Gr= (0.03558mol/Lto) (60gr/mol) (.5Lto)

GR= 1.0674 gr de CH₃COOH

Preparar un Buffer de Benzoatos 0.1M pH= 4.0 en volumen de 500ml.

Benzoato de Na PM 144 gr/mol pKa= 4.18

Acido Benzoico PM 122 gr/mol

PH= pKa + log ([B])/([Ac])

Encontrar la relación B/A.

4.0 = 4.18 + log B/A

4.0 – 4.18 = log B/A

-.18 = log B/A

Antilog -.18 = B/A

.66/1 = B/A

Por c/parte de ac. Tengo

.66 parte de base.

Convertir las partes de A y B en %.

1 parte. De Acido 1.66 pts. Totales ----- 100%

.66 parte. De Base 1 pte. A ------ x₂

1.66 x₁= 60.24% de Acido

1.66 pts. Totales ---- 100%

.66 pte. De Base ---- x₁=39.76% Base

Transformar % a moles/Lto. (M)

0.1M----100%

x₁ ---- 60.24% x₁= .06024 mol/Lto Acido

x₂ ---- 39.76% x₂= .03976 mol/Lto Base

Convertir moles a Gr.

Gr= (M) (PM) (V)

GR= (0.06024mol/Lto) (122gr/mol) (.5Lto)

GR= 3.67 gr de Ácido Benzoico

Gr= (M) (PM) (V)

Gr= (0.03976mol/Lto) (144gr/mol) (.5Lto)

GR= 2.86 gr de Benzoato de Na

CONCLUSIONES

En esta práctica se pudo comprobar la concentración de pH que posee la solución buffer. A nuestro equipo nos tocó realizar el Buffer de Acetatos pesamos 2.62gr. De CH₃COONa y 1.0ml de CH₂COOH después ajustamos su pH a 5. Fue sencillo porque su pH inicial fu e de 4.9 solo era agregar un poco para que llegara al pH indicado.

La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptadoras. Los procesos en los que interviene un ácido intervienen también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido.

CUESTIONARIO

1.- Indique el nombre completo, el pKa de los siguientes comuestos usados como reguladores de pH en bioquímica TRIS, TES, HEPES.

NOMBRE COMPLETO pKa

TRIS Tris (hidroximetil) aminometano 8.06

TES N-tris[hidroximetil]metil-2-aminoetano sulfonato 7.55

HEPES N-2-2hidroximetilpiperazina-n-2-etano sulfonato 7.55

2.- Porque los aminoácidos actúan como reguladores de pH.

Porque tiene la capacidad de captar los iones hidrogeno entonces los neutraliza si aumenta el pH el medio se ara básico debido a que disminuye los iones hidrogeno y viceversa.

3.- Menciona cuando menos 3 amortiguadores biológicos indicando su mecanismo de acción.

Bicarbonatos y fosfatos.- HCO3 consiste en una solución acuosa con un ácido débil (H2CO3) y una sal fuerte (Na HCO3). El ácido débil se ioniza formando HCO3 y Na, cuando se añade HCl y el HCO3 amortigua los iones H^+ del HCl y se forma H2CO3 y aumenta la producción de H2O y CO2, pero si se añade una base fuerte (NaOH) el OH se combina con H2CO3 y forma HCO3 se sustituye H2CO3, se disminuye concentraciones sanguíneas de CO2, los PO4 funcionan en los túbulos renales y de los líquidos corporales intracelulares, sus principales elementos son H2PO4 y HPO4, si se añade un HCl la base HPO4 acepta H^+ y se convierte a H2PO4, cuando la base se añade NaOH el H2PO4 amortigua los grupos OH^- para formar HPO4 y H2O. Este sistema tiene un pKa de 6.8.

Pulmones.- Evitan un aumento en la PCO2 (presión parcial) en la sangre al eliminar CO2 por la ventilación.

Ósea.- El hueso interviene en la amortiguación de la carga ácida captando los H+ en exceso, liberando carbonato a la sangre por disolución del hueso mineral.

BIBLIOGRAFIA

Devlin, T. (2004). Bioquimica. Libro de texto con aplicaciones quimicas. Barcelona: Editorial Reverte.

Pamela C. Champe, R. A. (s.f.). Bioquimica. 4 edicion.

Trudy McKee, J. R. (s.f.). Bioquimica La basemolecular de la vida. tercera edicion.

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