Practica 4 Bioquimica PH Y Sistemas Amortiguadores PDF

Preview

Summary

REPORTE DE LABORATORIO...

Description

Práctica # 4 “pH y sistemas amortiguadores”

Objetivo:

El alumno comprenderá la importancia que tienen los sistemas amortiguadores o buffers para el buen desempeño de las funciones vitales en los seres vivos, preparará

una

mezcla

buffer

y

efectuará

mediciones

colorimétricas

y

potenciométricas.

Introducción: El pH es una medida utilizada por la química para evaluar la acidez o alcalinidad de una sustancia por lo general en su estado líquido (también se puede utilizar para gases). Se entiende por acidez la capacidad de una sustancia para aportar a una disolución acuosa iones de hidrógeno, hidrogeniones (H*) al medio. La alcalinidad o base aporta hidroxilo OH- al medio. Por lo tanto, el pH mide la concentración de iones de hidrógeno de una sustancia, a pesar de que hay muchas definiciones al respecto. Como cualquier medida, el pH posee una escala propia que indica con exactitud un valor. Ésta es una tabla que va del número cero al catorce, siendo de esta manera el siete el número del medio. Si el pH es de cero a seis, la solución es considerada ácida; por el contrario, si el pH es de ocho a catorce, la solución se considera alcalina. Si la sustancia es más ácida, más cerca del cero estará; y entre más alcalina el resultado será más cerca del catorce. Si la solución posee un pH siete, es considerada neutra. Sin embargo el pH siete neutro se limita con seguridad, tan sólo a las soluciones acuosas, pues las que no son, si no están a una temperatura y presión normal, el valor de la neutralidad puede variar. 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

tampón

amortiguadoras,

sistemas

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 de un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (Por ejemplo, ácido acético y acetato sódico), o bien por una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro amónico. La

concentración de protones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera. A un litro de agua neutra (pH 7) basta añadirle 1 ml de HCl 10M para que el pH descienda 5 unidades. En cambio, si esta misma cantidad de ácido se añade a 1 litro de disolución amortiguadora formada por HAc/AcNa 1M, el pH desciende en una centésima, o sea, quinientas veces menos.

Resultados:

1. Preparación de una solución amortiguadora: positivos, las soluciones preparadas en los tubos de ensayo resultaron con los 10 ml solicitados. 2. Medición potenciométrica del pH: negativo; en los tubos rotulados como 1, 5 y 10, el ph resultó ser de 8.33, 7.55 y 6.6 respectivamente. 3. Uso de tira indicadora universal para la medición de pH: positivo; el el rango en la escala de ph fue de tubo 1 = 8, tubo 5: 7 y el tubo 10 con un ph de 6. 4. Determinación de pH por uso de un indicador: positivo, las soluciones preparadas adquirieron la coloración esperada: desde un azul más intenso hasta un amarillo semi verdoso. 5. Efectos de un búffer para oponerse a los cambios de pH: positivo, tanto en los tubos 7ª, 7b y 1; se observó la coloración amarilla intesa y de azul intenso.

Discusión de Resultados: En la práctica desarrollada, mediante el uso de una solución obtenida de la mezcla de Na2HPO4 y de KH2PO4, las cuales son soluciones amortiguadores o búffer que se resisten a los cambios bruscos de pH, o según como se expresa en un experimento realizado por la Facultad de Medicina perteneciente a la Universidad de Córdoba en España (2012), son aquellas soluciones las cuales se resisten a la adición de ácido o bases y están formados por un ácido débil y una sal débil de dicho ácido. Para la medición del Ph mediante el uso del potenciómetro; solo se tomó la lectura de los tubos 1, 5 y 10, de los cuales, el pH debió de ser de 8.2, 7.4 y 6.4, el resultado obtenido fue negativo, ya que, al realizar la medición, lo resultados fueron los siguientes: Tubo 1: 8.3 Tubo 5: 7.5 Tubo 10: 6.6 Los resultados obtenidos, sobrepasaron el nivel del pH deseado un sola décima (0.1 encima del requerido). A pesar de que solo fue una décima, la solución del tubo 10, se mantiene en una escala neutra dentro del pH, que es

aproximadamente cerca al pH del agua de lluvia, en el caso del tubo 10, su es casi tan neutro como el del agua de lluvia y para finalizar se encuentra el pH del tubo 1 que resulto ser un poco más básico o alcalino. El error en el ph se debió a que en el momento de la preparación de la solución con el fosfato diádico de sodio (Na2HPO4) y el fosfato monoácido de potasio (KH2PO4) al ser un ácido débil el fosfato diácido de potasio, se mantiene la hipótesis de que se agregó mas de esta solución al tubo de ensayo, lo cual alteró un poco el resultado esperado. Al realizar la medición con la tira indicadora, el resultado si fue como el deseado, ya que esta tira es menos exacta que el potenciómetro. Para la determinación de pH por uso de una solución indicadora, en este caso azul de bromotil el cual fue añadido a los tubos 1, 5 y 10, el color fue tornándose de acuerdo su pH, si es más alcalino como el tubo de ensayo 1 el color obtenido fue de un azul intenso, en caso de ser un poco más ácido como en el tubo 10 el color adquirió un leve tono verdoso; un caso contrario al del experimento en la Universidad de Córdova en donde como indicador se usó a

la Fenolftaleína. Para finalizar tenemos la

oposición de un búffer al cambio de pH, en donde al tubo número 7 se le retiraron 5 ml y se rotularon en diferentes tubo de ensayo rotulados como 7 a y 7b, al tubo 7.a se le añadió gota a gota solución de Na2HPO4 para que el color fuera el mismo azul que el del tubo número 1, en el tubo 7b se añadieron 23 gotas de HCL para cambiar el color hasta un amarillo intenso, ya que al ser un indicador, se requiere más cantidad de ácido para cambiar su pH, en el tubo 1 original, de igual manera se agregó HCL en una cantidad de 31 gotas para virar el color hasta un amarillo intenso igual que en tubo anterior, observándose en cambio en la coloración.

Conclusión:

Después de analizar los resultados y el procedimiento de la práctica, se llega a la conclusión de que el pH es una de las cualidades más importantes para mantener el equilibrio ácido-base en el cuerpo, ya que por ejemplo en el pH erróneo de los tubos de ensayo 1, 5 y 10, una mínima o pequeña variación en sus cambios, puede ocasionar en el organismo una alcalosis (pH por debajo de lo normal) o una acidosis (pH por encima de lo normal) las cuales pueden terminar en consecuencias las cuales puedes ser leves o severas como convulsiones en el caso de una alcalosis metabólica o shock en caso de ser una acidosis respiratoria. Bibliografía: -

.D’Ocon MC, García MJ, Vicente JC (1998). Estudio del equilibrio ácidobase. En D’Ocon MC, García MJ, Vicente JC (eds): “Fundamentos y Técnicas de Análisis Bioquímico”, 1ª ed. Editorial Paraninfo (Madrid, España), pp. 27 – 38.

-

Toporek Milton. (1984). Bioquímica. 3era Edición al español. México D.F. Nueva Editorial Interamericana S.A. de C. V.

-

McKee JR (eds): “Bioquímica. La Base Molecular de la Vida”, 3ª ed. Editorial McGraw-Hill Interamericana (Madrid, España), pp. 65 – 91. 11...