LABORATORIO DE BIOQUÍMICA PRACTICA N°2 SISTEMAS AMORTIGUADORES
Enviado por joshuajblest2014 • 8 de Abril de 2018 • Informes • 2.570 Palabras (11 Páginas) • 217 Visitas
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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:
Gastelumendi Tapia, Claudia |
Huaman Agama, Beatriz Ivonne |
Jordán Blest, Joshua Salvador |
Maita Noel, Javier |
Valverde Felices, Ricardo Vidal |
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:
- Preparar soluciones buffer
- Comparar los valores de pH práctico y pH teórico, empleando la ecuación de Henderson Hasselbach.
- Constatar que una solución buffer está compuesta por un ácido y su base conjugada.
RESULTADOS:
pKa=7,2 | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 |
K2HPO4(0,1M) | 38ml | 36ml | 28ml | 20ml | 12ml | 4ml |
KH2PO4(0,1M) | 2ml | 4ml | 12ml | 20ml | 28ml | 36ml |
pH práctico | 8,10 | 7,83 | 7,22 | 6,88 | 6,53 | 6,01 |
NaOH(0,1M) | 0,2ml | 0,9ml | 2,9ml | 4,3ml | 7,2ml | 8,1ml |
HCl(0,1M) | 9,3ml | 8,5ml | 7,5ml | 7ml | 4ml | 1,5ml |
pKa=4,74 | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 |
CH3COONa(0,2M) | 14ml | 20ml | 24ml | 30ml | 32ml | 36ml |
CH3COOH(0,2M) | 26ml | 20ml | 16ml | 10ml | 8ml | 4ml |
pH práctico | 4,54 | 4,80 | 5,02 | 5,35 | 5,48 | 5,84 |
NaOH(0,1M) | 2,5ml | 3,5ml | 8,6ml | 4,3ml | 3,6ml | 1,9ml |
HCl(0,1M) | 2,7ml | 3,3ml | 10,2ml | 21,8ml | 20,3ml | 26ml |
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:
[pic 5]
Según la reacción mostrada se puede ver que el ion acetato es la base conjugada del ácido acético.
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