UNIVERSIDAD DE SAN MARTÍN DE PORRESFACULTAD DE MEDICINA HUMANA

CURSO DE QUÍMICA BIOLÓGICA

PRÁCTICA Nº 7DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL PH Y SOLUCIONES

AMORTIGUADORAS

Alumnos:

Diego Gómez WongMónica Alexandra López Murga

Jorge Luis Gálvez Díaz

Grupo: 07L Hora: 10:00 – 12:00

LIMA-PERÚ2008

1.- INTRODUCCIÓN

La escala del ph es utilizada para medir las concentraciones de los iones hidronio y fue desarrollada por Sorensen en 1909. Según su propia definición el ph de una solución es el valor negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno.

Potencial de hidrogenión (Ph): el ph se determina con la concentración de H+ en moles/litro y se calcula el ph mediante la siguiente formula:

Ph = - log [H+] = Log 1 / [H+]

Indicadores químicos ácido-base:

Un indicador químico es un ácido o base débil cuya formada disociada tiene diferente color que la forma sin disociar , se tratan por lo general de sustancias que sufren un cambio perceptible de color dentro de un pequeño intervalo de ph

Nomenclatura común Intervalo de ph del indicador

Color en el intervalo de ph indicado

Azul de timol 1,2-2-8 Rojo-amarillo(1 paso)

Rojo de cresol 1,9-3,1 Anaranjado-amarillo(1 paso)

Anaranjado de metilo 3,1-4,4 Rojo-amarillo naranjaAzul de bromofenol 3,0-4,6 Amarillo-azul

Azul de bromocresol (verde)

3,8-5,4 Amarillo-azul

Rojo de metilo 4,2-6,2 Rojo-amarilloRojo de clorofenol 4,8-6,4 Amarillo-rojoAzul de bromotimol 6,0-7,6 Amarillo-azul

Rojo de fenol 6,4-8,0 Amarillo-rojoRojo de cresol 7,4-9,0 Amarillo ámbar-rojo

púrpura(2 paso)Azul de timol(2 paso) 8,0-9,6 Amarillo-azul

Fenolftaleína 8,2-10,0 Incoloro-grosellaTimolftaleína 9,3-10,5 Incoloro-azul

Amarillo de alizarina 10,1-12,1 Amarillo-violeta

El equilibrio entre las dos formas de color se afecta por la concentración de los iones hidrógeno de la solución.

Constante de equilibrio:La constante de equilibrio se aplica a electrolitos débiles porque estas no se ionizan completamente, también se conoce como constante de disociación Kd o Ka =Kb.

Kd = [H+] [A -] / [H A]

Constante de acidez (ka):Es aquella que determina cuanto se disocia del acido y la fuerza de este. Ejem. Los ácidos más fuertes como el fosfórico y carbónico poseen constantes de disociación grandes.

Ka = [A-] [H3O+] / [A H]

Constante de basicidad (Kb):Es aquella que determina cuanto se disocia de la base y la fuerza de este.pKa: Es el valor matemático que se le da cuando se le aplica al menos logaritmo de Ka.

pKa = - log Ka

pKb: Es el valor matemático que se le da cunado se aplica el menos logaritmo de Kb.

pKa = - log kb

Solución amortiguadora: Es aquella que pone una resistencia al cambio en la concentración de iones hidrógenos, o al cambio de ph , aún cuando se agrega un ácido a una base fuerte a al solución.

Efecto de ión común:

Es un desplazamiento del sistema en equilibrio por la adición de un compuesto que al disociarse produce un ión común con las especies químicas en equilibrio.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

ÁCIDOS

PH

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Ácido monopróticoÁcido acéticoKa=1,74 x 10 -5 M

Ácido diprótico ácido carbónicoKa=1,70 x 10 -4 M

Ácido diprótico ácido fosforico Ka1=7.25 x 10 3 M Ka2 =1.38 x 10 7 M Ka3 =3.98 x 10 13 M

AmoniacoKa=5.621x10 10 MBicarbonato Ka=6.31x10-11 M amino de la glicina Ka=2.51x10-10 M

PHh

BASES

Capacidad Amortiguadora:Es la cantidad de ácido o base que admite un amortiguador sufriendo un cambio de ph en una unidad, es la máxima en su pk y es tanto mayor cuanto más concentrado es el sistema.

La solución buffer o solución amortiguadora está formada por:

1. Sistema ácido-sal: constituido por un ácido débil y su sal conjugada (una sal de ese ácido y una base fuerte)(Ejm.CH3COOH Y CH3COONa)

2. Sistema base-sal: constituido por una base débil y su sal conjugada(Ejm.NH4OH Y NH4Cl)

3. Sistema salino: constituido por dos sales siendo una monosustituida (NaH2PO4) siendo ésta más ácida que la otra que es disustituida (Na2HPO4)

SOLUCIONES REGULADORAS PKA INTERVALO DE PHCH3COOH + CH3COONa 4.76 3.7 a 5.8

NaH2PO4 + Na2HPO4 7.21 5.8 a 8.0H3BO3 + NaBO3 9.24 8.2 a 10.2

HX X HX X HX XoOO

OH- + HX H2O + X- XXX

H+ + X- HX

El amortiguador con concentraciones iguales del ácido débil y su base

conjugada

El amortiguador después de la adición

de H+

El amortiguador después de la adición

OH-

OH- H+

Mecanismos de acción de las soluciones buffer

La regulación del ph de una solución se da por una reacción de neutralización.La relación entre ph , pka y la concentración de un ácido y su base conjugada se pueden expresar mediante la ecuación de Henderson-Hasselbach.

CH3COOH + CH3COONa HCL CH3COOH + NaCl CH3COOH + CH3COONa NaOH CH3COONa + H2O

A. Ecuación de Henderson-Hasselbach para determinar el ph de una solución reguladora de ácido débil y una sal de base conjugada.

Ph = Pka + Log [sal] / [ ácido ]

B. Ecuación de Henderson-Hasselbach para determinar ph de una base débil y una sal de ácido conjugado.

Ph = pKw – Pkb + Log [base] / [sal]

Ph = pKw – PkB + Log [no ionizado] / [ ionizado ]

Sistema buffer en el organismo humano

Buffer fosfato el cual esta compuesta por el par ácido hpo4/h2po4 el cual esta presente en el citoplasma celular, mantiene un valor de ph cercano a 7,4.

Buffer bicarbonato formando por par sal/ácido hco3/h2co3 el cual mantiene un rango de ph 7,2-7,4, trabaja en el interior del eritrocito y la célula renal.

Buffer de proteínas se comportan como ácidos débiles y confieren la capacidad actuar como amortiguadores del ph (Ejem .Hemoglobina).

2.-OBJETIVOS

Determinar experimentalmente el ph de soluciones por el método colorímetro y potenciometrico

o NaOH 0.01 Mo HCL 0.01 Mo CH3COOH 0.1 Mo NH4OH 0.1 Mo NH4Cl 0.1 Mo Ovoalbumina

Determinar el color al que vira un indicador dado y por tanto determinar si se trata de un ph ácido o básico.

Verificar experimentalmente el ph de una solución amortiguadora.

3.- PARTE EXPERIMENTAL

REACTIVOS Amortiguador fosfato 0.1M pH 7 Fenolftaleína 1% Azul de timol Azul de bromofenol Rojo metilo Azul de bromotimol NaOH 0.01 M HCl 0.01M CH3COOH 0.1M NH4OH 0.1M NH4Cl 0.1M NaCl 0.9% Ovoalbumina

MATERIALES Buretas 25mL Tubos de ensayo Gradillas Fiolas Pipetas 5-10 mL Beaker 50 mL Frascos de vidrio Papel indicador: Azul, amarillo y rojo. Potenciómetro

4.-CÁLCULO TEÓRICO DEL Ph DE SOLUCIONES

5.- DETERMINACIÓN DEL pH DE SOLUCIONES MEDIANTE EL MÉTODO COLORIMETRICO:

1. UTILIZANDO PAPEL INDICADOR Preparar una batería de 6 tubos con 10mL de cada solución. Usar el papel indicador Compare con su tabla de referencia (del papel indicador) Anotar los resultados.

Reactivo/Nº Tubo 1 2 3 4 5 6NaOH 0.01M 10 - - - - -HCl 0.01M - 10 - - - -CH3COOH 0.1M - - 10 - - -NH4OH 0.1M - - - 10 - -NH4Cl 0.1M - - - - 10 -H2O destilada - - - - - 10Papel indicador + + + + + +

HCl 0.01M

pH = -log [H3O]ph = -log [0.01]pH = 2

NH4OH 0.1M

pH = pkw – ½ pKB + ½ log [NH4OH]pH = 14- ½ (4.76) + ½ log [NH4OH]pH =11.12

NaOH 0.01M

pOH = -log [OH-]pOH = -log [0.01]pOH = 2pH =14-PohpH =14-2pH =12

NH4Cl 0.1M

pH = ½ pkw – ½ pKB + ½ log [NH4Cl]pH = ½ (14) – ½ (4.76) + ½ log [0.1]pH = 5.12

CH3COOH 0.1M

pH = ½ pKA- ½ log [CH3COOH] pH = ½ (4.76) – ½ log [0.1]pH = 2.88

RESULTADOS

Nº Tubo SOLUCIÓN pH del Papel indicador pH teórico1 NaOH 0.01M 11 122 HCl 0.01M 1 23 CH3COOH 0.1M 3 2.884 NH4OH 0.1M 10 11.125 NH4Cl 0.1M 5 5.126 H2O destilada 5 1/2 7

DISCUSIONES

Los valores del ph en el papel indicador y en el ph teórico tienen pequeños márgenes de diferencia que quizá parezcan insignificantes ; pero que en la práctica no sé den de la misma forma.

CONCLUSIONES

El ph teórico solo es una referencia, mas no una información exacta ya que nos ayudaría en algunos casos a identificar el compuesto ; mientras que el valor real (del papel indicador) que es variable debido a las diferentes condiciones del ambiente serán importantes en el momento de realizar reacciones con otros compuestos.

2. UTILIZANDO SOLUCIONES INDICADORAS Preparar la siguiente batería de tubos con 10Ml de cada solución. Usar la solución indicadora adecuada de acuerdo al pH teórico. Añadir de I a II gotas de indicador y anotar

REACTIVO / Nº TUBO 1 2 3 4 5 6NaOH 0.01M 10 - - - - -HCl 0.01M - 10 - - - -CH3COOH 0.1M - - 10 - - -NH4OH 0.1M - - - 10 - -NH4Cl 0.1M - - - - 10 -H2O destilada - - - - - 10

Añadir I gota del IndicadorSolución indicadora Fenolftal

eínaAzul de Timol

Azul de Bromofen

ol

Azul de Timol

Rojo de metilo

Azul de Bromotimol

RESULTADOS

Nº Tubo

SOLUCIÓN Indicador vira pH practico pH teórico

1 NaOH 0.01M Fenolftaleína 10≤ 11 122 HCl 0.01M Azul de Timol ≥1.2 3.5 23 CH3COOH 0.1M Azul de Bromofenol ≥3.8 3.5 2.884 NH4OH 0.1M Azul de Timol 9.6≤ 10.7 11.125 NH4Cl 0.1M Rojo de metilo 4 - 6.2 6 5.126 H2O destilada Azul de Bromotimol 6 - 7 6.5 7

DISCUSIONES

Determinar el pH de variadas soluciones al mostrar la exactitud de los indicadores, la exactitud del pH dado tendrá variaciones

CONCLUSIONES

El pH obtenido no es exacto pero varia dentro del rango obtenido por cálculos, nos da un aproximado.

3. METODO POTENCIOMETRICO Tomar 10mL de cada solución y medir pH sumergiendo el electrodo del

potenciómetro en la solución. Antes se siguen los pasos previos Lavar electrodo con agua destilada Calibrar el potenciómetro con una solución buffer (pH=4)

RESULTADOS

SOLUCION PHNaOH 0.01M 5.70NaCl 0.9% M 6.46CH3COOH 0.1M 2.77NH4OH 0.1M 10.54NH4Cl 0.1 M 5.46

DISCUSIÓN

Poner a prueba el nivel de exactitud del potenciómetro comparándolo con los cálculos

CONCLUSIÓN

El pH obtenido no muestra el mismo resultado que en los cálculos sin embargo demuestra más exactitud que otros métodos

6.-DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD AMORTIGUADORA

Preparar una bureta HCl 0.01M Preparar una batería de 4 erlenmeyer con 10mL de las siguientes

soluciones: Agua destilada, NaCl 0.9%, Albumina 50%, Amortiguador fosfato Ph 7.

Proceda agregar II gota del indicador rojo de metilo y titular uno por uno con HCl 0.01M. Anotar el gasto correspondiente.

RESULTADOS

SOLUCION Gasto de HCl 0.01MH2O 1 gotaNaCl 0.9% 1 gotaAlbumina 2.3 mlAmortiguador 2.2 ml

DISCUSIONES El gasto de ácido clorhídrico es muy diferenciado entre los cuatro compuestos; ya que en el caso del agua y cloruro de sodio prácticamente al contacto (1 gota) cambio de color a rojo; mientras que en la albúmina y con el amortiguador se empleo mayor cantidad de ácido (ml).

CONCLUSIONES

La explicación a ello es q el ph del primer par de compuestos es casi neutro, mientras que en los últimos no lo es.

CUESTIONARIO

1 ¿Cuál es el sistema amortiguador que usa la sangre para mantener el ph en 7,35 aproximadamente?

El sistema amortiguador que usa la sangre para mantener el ph en 7,35 aprox. es el sistema ácido carbónico-bicarbonato. El ácido carbónico, H2CO3, y el ión bicarbonato, HCO3-, son un par conjugado ácido-base. Además, el ácido carbónico se puede descomponer en dióxido de carbono y agua. Los equilibrios importantes de este sistema amortiguador son:

H+(ac) + HCO3-(ac) H2CO3(ac) H2O(l) + CO2(g)

Los órganos principales que regulan el pH del sistema amortiguador ácido carbónico-bicarbonato son los pulmones y los riñones. Ciertos receptores cerebrales son sensibles a la concentración de H+ y CO2 en los fluidos corporales. Cuando la concentración de CO2 sube, los receptores activan un reflejo para que la respiración sea más rápida y profunda, con lo que aumenta la rapidez de eliminación de CO2 de los pulmones. Los riñones sirven para absorber o liberar H+ y HCO3-; gran parte del exceso de ácido sale del cuerpo en la orina, cuyo pH normal es de 5.0 a 7.0.

2 ¿Cuál es el ph de un ácido débil (ácido acético KA = 1,8 x 10-5) 0,01 M? Resolución:

pH = pKA + Log[0.01] pH = - log KA – 2 pH = - log[1.8x10-5] - 2 pH = 4.744 – 2 pH = 2.744

3 ¿Cuál será el pH de una base débil 0,01 M de KB= 2,3 x 10-5?Resolución:

pH = pKB + Log[0.01] pH = - log KB – 2 pH = - log[2.3x10-5] - 2 pH = 4.638 – 2 pH = 2.638

4 ¿Cuál será el pH de una HCl 0.001 M?

Resolución:

pH = - Log[HCl] pH = - log[0.001] pH = 3

5 ¿Cuál será el pH de una base fuerte 0,01 M?Resolución:

pH = - Log[0.01] pH = 2

6 ¿Qué tipo de amortiguador usa el sistema intracelular?

El principal tipo de amortiguador que usa el sistema intracelular es el de fosfato que se acumula en concentraciones elevadas dentro del citoplasma celular, sobretodo en las del hueso. Mantiene un valor de ph cercano a 7,4.

7 ¿Qué volúmenes necesitaría de NaH2PO4 0,2 M y Na2HPO4 0,2 M para preparar 10 mL de un amortiguador fosfato pH = 7 sabiendo que su pK = 7,2?

BIBLIOGRAFÍA

Las siguientes son las páginas web a las que se ha consultado:

http://www.cicese.mx/tallerjovenes/Taller2005/Cursos/CursoQuimica/Lecturas.dochttp://es.wikipedia.org/wiki/Amortiguadorhttp://es.wikipedia.org/wiki/PHhttp://es.geocities.com/a_h_ramirez/inorganica.doc