LABORATORIO DE BIOQUÍMICA PRACTICA N°2 SISTEMAS AMORTIGUADORES

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UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA[pic 2]

FACULTAD DE CIENCIAS

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA

LABORATORIO DE BIOQUÍMICA

PRACTICA N°2

SISTEMAS AMORTIGUADORES

Integrantes:

Grupo (día/hora): G/ lunes de 2:00 a 4:00

Fecha de la práctica: 05-07-17

Fecha de entrega: 19-07-17

2017-I

INTRODUCCION:

Mantener el pH constante es vital para el correcto desarrollo de las reacciones químicas y bioquímicas que tienen lugar tanto en los seres vivos como, a nivel experimental, en el laboratorio. Los amortiguadores (también llamados disoluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers) son aquellas disoluciones cuya concentración de protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuertes.

Los amortiguadores más sencillos están formados por mezclas binarias:

• Un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido acético y acetato sódico).
• Una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro amónico).

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 intracelulares 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:

• Los tampones fisiológicos.

• La eliminación de ácidos y bases por compensación respiratoria y renal.

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OBJETIVOS:

1. Preparar soluciones buffer
2. Comparar los valores de pH práctico y pH teórico, empleando la ecuación de Henderson Hasselbach.
3. Constatar que una solución buffer está compuesta por un ácido y su base conjugada.

RESULTADOS:

Según la práctica realizada, los resultados del potenciómetro y de manera teórica de los siguientes compuestos por mesa son:

Teórico pH:

Según la ecuación de Henderson-Hasselbalch

ph= pKa + log[x-]/[HX]

Se halló el pH teórico de las dos soluciones buffer:

-pKa= 7,2

pH= 7,2+Log[HPO4]/[ H2PO4]

pH= 7,2+ Log(1)

pH=7,2

-pKa= 4,74

pH= 4,74+ Log[CH3COO-]/[ CH3COOH]

pH= 4,74+Log(1)

pH= 4,74

DISCUSIÓN

Comportamiento de Ácidos Débiles. Ácido Acético.

El ácido acético es el ácido débil presente en el vinagre. La reacción de equilibrio de ionización del ácido acético es:

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Según la reacción mostrada se puede ver que el ion acetato es la base conjugada del ácido acético.

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Figura Nº1. Curva de titulación del ácido acético. (Robert, 2008)

Se mide el pH de la solución y se grafica en función de la cantidad de equivalentes molares de base fuerte agregados durante la titulación. Nótese que, como el ácido acético sólo tiene un grupo ionizable (su grupo carboxilo), sólo se necesita un equivalente de una base fuerte para titular por completo el ácido acético y transformarlo en su base conjugada, el anión acetato. Cuando se ha titulado el ácido con la mitad de un equivalente de base, la concentración del ácido acético no disociado es exactamente  igual a la concentración del anión acetato. El pH que resulta es 4.8, y por consiguiente es el pKa del ácido acético, determinado en forma experimental.

El trazo de una curva ideal de titulación es un buen ejercicio para reforzar la relación entre pH y el estado de ionización de un ácido débil.

Todos deberían tener la misma forma general, pero el punto de inflexión, que representa el punto medio de la titulación (cuando ya se tituló la mitad de un equivalente), caería más abajo en la escala de pH cuando el ácido fuera más fuerte (como el ácido fórmico o el ácido láctico) y sería mayor con un ácido más débil (como el ion amonio o el ion metilamonio).

Las curvas de titulación de ácidos débiles ilustran una segunda aplicación importante de la ecuación de Henderson-Hasselbalch. En este caso, el pH final es el resultado de mezclar el ácido débil (HA) y una base fuerte (OH-). La base se combina con los iones H- para formar moléculas de agua (H2O); ello reduce la concentración de H- y eleva el pH. Al continuar con la titulación del ácido débil, se disocia para restaurar su equilibrio con OH- y H2O. El resultado neto es que la concentración final de A- es mucho mayor, y la concentración de HA es mucho menor que las que se manejan en el caso sencillo en el que se determina el pH sólo por la disociación del ácido débil en agua (es decir, la solución de HA en H2O).

Otro buffer fisiológico, el Ácido Fosfórico.        

Ahora, la presencia de buffers intracelulares como los derivados fosfato diácido y el fosfato monoácido no es casual, su importancia como integrante de numerosas rutas metabólicas y como materia prima para diferentes mecanismos de reacción lo convierten en un compuesto versátil y fundamental, desde la desestabilización de moléculas para su posterior ruptura como vemos en la glucólisis, hasta el equilibrio electrostático que otorga como componente del material genético. Los oxígenos libres permiten no solo capturar o donar protones, también pueden crear un microentorno electrostático conveniente u hostil para el desarrollo de una reacción.

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