Práctica 4 Medición del p H en soluciones acuosas PDF

Preview

Summary

Download Práctica 4 Medición del p H en soluciones acuosas PDF

Description

CENTRO DE CIENCIAS BÁSICAS CAMPUS CENTRAL DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ACADEMIA DE BIOQUÍMICA LABORATORIO DE BIOQUÍMICA Lic. Médico Cirujano 1er Semestre Grupo “B”

PRÁCTICA NO. 4 MEDICIÓN DEL pH EN SOLUCIONES ACUOSAS

E.M. Laura Lizeth Ruiz Olivares

M. en C. María Cristina Serna Gutiérrez Aguascalientes, Ags. A 17 de septiembre del 2018.

LAURA LIZETH RUIZ OLIVARES 1° B MEDICINA

OBJETIVO  Conocer y aplicar algunos métodos para la determinación de pH.  Determinar el pH de varias sustancias problema.

INTRODUCCIÓN El término pH fue introducido por Sörensen, quien lo definió como “el logaritmo negativo de la concentración de ion hidrógeno: pH = -log [H +]. Los valores de pH bajos corresponden a concentraciones altas de H +, y los valores de pH altos corresponden a concentraciones bajas de H+.1 Los ácidos son donadores de protones y las bases son aceptores de protones. Los ácidos fuertes se disocian por completo hacia aniones y cationes, incluso en soluciones fuertemente acídicas (pH bajo). Por su parte loas ácidos débiles se disocian solo en parte en soluciones acídicas. De modo similar las bases fuertes – no así las bases débiles- están por completo disociadas a pH alto. Muchas sustancias bioquímicas son ácidos débiles. Las excepciones son los intermediarios fosforilados, cuyo grupo fosforilo contiene dos protones disociables, el primero de los cuales es fuertemente acídico.1 La acidez o alcalinidad de una solución están determinadas por la concentración de H+. En la mayor parte de las sustancias naturales comunes, estas concentraciones son muy bajas y expresarlas en forma decimal o exponencial resulta engorroso, y con frecuencia es fuente de errores. En 1909, el danés Sören Sörensen propuso una alternativa para expresar la concentración de H+. Sörensen sugirió que, en lugar de usar números en forma decimal o exponencial, se empleara una trasformación logarítmica de la concentración molar de protones a la que llamó pH. 2 El término ácido proviene del latín acidus que significa “agrio”, y se refiere al sabor característico de estos compuestos; además del sabor, los ácidos en general son substancias que provocan vire del tornasol azul a rojo, reaccionan con los metales liberando Hidrógeno, al tacto tiene sensación acuosa, y pierden estas propiedades cuando reaccionan con bases. Las bases también se denominan álcalis, nombre que proviene del griego alqili y que significa “ceniza”, porque estas eran la fuente de donde se obtenían los álcalis. Sus propiedades características incluyen un sabor amargo, viran el color del tornasol de rojo a azul, al tacto son resbalosas o jabonosas, y reaccionan con los metales formando hidróxidos, frecuentemente insolubles.

LAURA LIZETH RUIZ OLIVARES 1° B MEDICINA

Las propiedades de ácidos y bases se conocen desde la antigüedad, pero no fue sino hasta 1834 cuando Michael Faraday descubrió que las soluciones de ácidos y bases son electrolitos, que fue posible intentar explicarlas. Existen diferentes teorías para explicar del comportamiento de ácidos y bases, que han evolucionado desde las específicas hasta abarcar el comportamiento en forma general. La primera sistematización de los conceptos de ácido y base fue elaborada por el sueco Svante Arrhenius, quien en 1897 definió un ácido como una sustancia que en solución libera iones hidrógeno o protones (H+) y una base como una sustancia que en solución libera iones hidroxilo (OH -). Estas definiciones describen el comportamiento de los ácidos y bases minerales, pero no explican las propiedades básicas de algunos compuestos orgánicos. 2 Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma disociada tiene diferente color que la forma sin disociar, ello es debido a que están formados por sistemas resonantes aromáticos, que pueden modificar la distribución de carga según la forma que adopten. Esta alteración por el desplazamiento hacia una forma más o menos disociada, hace que la absorción energética del sistema se modifique y con ello el color. Se podría establecer un equilibrio de disociación para una forma de indicador ácido HIn: HIn  In- + H+ Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de 3,1 - 4,4, de un color rojo a uno naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. 3

MATERIAL       

15 tubos de ensaye 1 Gradilla 2 Pipetas de 10 ml 4 pipetas de 5 ml Etiquetas Embudo Papel filtro

LAURA LIZETH RUIZ OLIVARES 1° B MEDICINA

REACTIVOS     

CH3COOH 0.2 M CH3COONa 0.2 M KH2PO4 0.1 M NaOH 0.1 M Ácido bórico-KCl 0.1M Indicadores:  Anaranjado de metilo  Rojo de metilo  Azul de bromotimol  Rojo de cresol  Fenolftaleína  Azul de timol  Dos soluciones problema de pH desconocido

PROCEDIMIENTO Preparación de una Escala Colorimétrica de pH utilizando indicadores

Dividir al grupo en 3 equipos.

Cada uno preparará lo siguiente:

EQUIPO NO. 1

LAURA LIZETH RUIZ OLIVARES 1° B MEDICINA

EQUIPO NO. 2

EQUIPO NO. 3

Agitar los tubos.

Observar los distintos tonos que adquiere el indicador en cada uno.

Colocar los tubos en una gradilla y esperar a los demás equipos.

Reunirse los 3 equipos con los tubos que prepararon para comparar visualmente.

Determinar el pH de las 3 soluciones problema

Tomar 10 ml de cada solución.

LAURA LIZETH RUIZ OLIVARES 1° B MEDICINA

Agregar 5 gotas del indicador.

Comparar la coloración de valor de pH con el potenciómetro.

CUESTIONARIO 1. ¿Qué importancia tiene el pH para los fluidos corporales y las células y tejidos vivos? El cuerpo tiene que tener un pH equilibrado en la mayoría de los organismos vivientes en la tierra o no funcionan correctamente. El nivel alcalino es muy importante, ya que estudios han demostrado que las enfermedades no pueden sobrevivir en un estado alcalino, pero en cambio se fortalecen en ambientes acídicos. Si el pH es acídico: la habilidad de absorber nutrientes y minerales disminuirá, la producción de energía en las células disminuirá, la habilidad de curar las células enfermas disminuye, la habilidad de detoxificar metales pesados disminuye, las células tumorosas se fortalecen, y el cuerpo se hace más susceptible a la fatiga y las enfermedades. Un pH acídico puede ocurrir por una dieta acídica, estrés emocional, intoxicación, o reacciones inmunológicas que mengüen a las células de oxígeno y otros nutrientes. El cuerpo tratará de compensar este pH acídico usando minerales alcalinos. Si la dieta no contiene suficientes minerales para compensar, el ácido se acumulará en las células.4 2. Haga un cuadro o diagrama de pHs de importancia médico-biológica SUSTANCIAS Orina Sangre Saliva Piel Jugos gástricos Mucosidad nasal Lagrimas no estimuladas Semen Sudor Líquido amniótico

NIVELES DE pH APROXIMADOS 4,5 - 8 7,35 – 7,45 7- 7,4 4,5 -5,75 1,5 6,4 - 6,8 7,3 – 7,7 7,5 5,5 7- 7,5

3. Explique que es acidosis y alcalosis Acidosis: puede definirse como aquellas situaciones clínicas en las que existe un trastorno hidroelectrolítico en el equilibrio ácido-base en el que predomina un aumento en la concentración de hidrogeniones. 1 Alcalosis: es un término clínico que indica un trastorno hidroelectrolítico en el que hay un aumento en la alcalinidad (o basicidad) de los fluidos corporales, es decir, un exceso de base (álcali) en los líquidos corporales. Esta condición es la opuesta a la producida por exceso de ácido (acidosis). 1 LAURA LIZETH RUIZ OLIVARES 1° B MEDICINA

4. Mencione las tres formas que tiene el organismo para controlar el pH 1) Los propios líquidos corporales. Tienen un sistema para absorber esos hidrogeniones y evitar la acidez en el organismo. Es el principal sistema para regular a corto plazo el PH en nuestro organismo. Gracias a sistemas tampón o Amortiguadores:    

Ácido carbónico y bicarbonato sódico Fosfato Hemoglobina Proteínas plasmáticas.

2) Pulmones. Cuando el principal sistema se satura eliminando Hidrogeniones, los pulmones convierte estos H(+) con la ayuda de iones bicarbonato (HCO3–) en dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Es decir, con nuestra respiración ayudamos a nuestro cuerpo a estar en equilibrio. El estrés y una vida acelerada puede perjudicar a este órgano a no hacer su trabajo correctamente. 3) Riñones. El riñón es un gran filtro del cuerpo. Aparte de compensar los hidrogeniones como hace el pulmón. Gracias a él se eliminan ácidos formando iones amonio (NH4+) a partir del amoniaco (NH3), o por medio de otros neutralizadores de ácidos como el fosfato que limpian y regulan los iones hidrógeno H(+).4

BIBLIOGRAFÍA 1. Murray R.K., Bender D.A., Botham K.M. 2009. HARPER Bioquímica ilustrada. 28ª edición. Editorial Mc Graw Hill. México. Pág. 9-13 2. Ácidos, bases, pH y Soluciones reguladoras. (Visitado por última vez 14/09/18) http://www.bioquimica.dogsleep.net/Teoria/archivos/Unidad24.pdf 3. Práctica No. 7 Indicadores Ácido-Básico (Visitado por última vez 15/09/18) http://www.tenttiarkisto.fi/media/exams/8120.1.pdf 4. La importancia del equilibrio del pH (Visitado por última vez 15/09/18) https://www.djmm.es/dyn/docum/varios/EquilibriopH.pdf RESULTADOS LAURA LIZETH RUIZ OLIVARES 1° B MEDICINA

H2OH+ + OH-

pH = 7 pOH= 7

[H+] = 1x10-7 = [OH-]

Kw= [H+] [OH] = 1x10-14

-log[H+] = pH

pH + pOH= 14

Problema

pH Escala Colorimétr ica 3.8

pH Potencióm etro 3.5

Azul de bromotimol

6.4

6.4

Azul de timol

8.2

8.26

Rojo de metilo

4.8

4.73

Rojo de cresol

7.6

7.52

Solución de:

Indicador

1

8.8 ml de CH3COOH 0.2 M 1.2 ml de CH3COONa 0.2 M

Anaranjado de metilo

2

5 ml de KH2PO4 0.1M 1.2 ml de NaOH 0.1M 3.8 ml H2O destilada 5 ml de KCl 0.1 M 0.6 ml de Na OH 0.1M 4.4 H2O destilada 4 ml de CH3COOH 0.2 M 6 ml de CH3COONa 0.2 M 5 ml de KH2PO4 0.1M 4.2 ml de NaOH 0.1M 0.8 H2O destilada

3

4

5

LAURA LIZETH RUIZ OLIVARES 1° B MEDICINA

Fig. 1 Tubos con pH crecientes DISCUCIONES Durante la interacción con puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua, existe la tendencia a que algunas cedan totalmente sus protones a las moléculas vecinas y que estas cedan sus protones a otras. Como indican Peña, Arroyo, Gómez y Tapia en su libro “BIOQUÍMICA”, de acuerdo con la teoría de J. N. Brönsted y T. M. Lowry, en la que se conceptúa a un ácido como una molécula que es capaz de donar protones y a una base como una molécula que es capaz de aceptar protones dando lugar a dos especies iónicas de la molécula de agua: el ion hidronio, que funciona como un ácido, es capaz de donar un protón y el ion hidroxilo que es una base, pues es capaz de aceptar un protón. Experimentalmente se ha determinado que en un litro de agua pura a 25°C se mantiene una concentración promedio de 1.0 x10 -7 molar de iones hidronio y 1.0 x10-7 molar de iones hidroxilo. Aunque no existen realmente protones libres (H +) en el agua, para la comprensión del proceso de ionización del agua se considera su disociación de ésta. Al producto de la concentración de iones hidrógeno por la de los iones OH-, se le da el nombre de producto iónico del agua, Kw y tiene el valor 1.0 x10-14 que expresa el producto de las concentraciones de iones H + y OH- que por definición no cambia. En consecuencia, cuando una solución es ácida, la concentración de protones es relativamente alta pero la concentración de hidroxilos disminuye en una cantidad igual para que el producto de las LAURA LIZETH RUIZ OLIVARES 1° B MEDICINA

concentraciones de éstos se mantenga constante. En el caso de una solución alcalina, la situación se invierte disminuyendo la concentración de protones y aumentando la concentración de hidroxilos y esto nos lleva a definir pH. El pH se define por medio de una función logarítmica que ya conocemos, el logaritmo negativo de la concentración de hidrogeniones. Como nos indica el siguiente link (https://sdf.webcindario.com/12.5%20Metodos %20de%20medida%20del%20pH.pdf) hay un gran variedad de indicadores de pH y un método potenciométrico. “Los indicadores de pH se utilizan para realizar medidas aproximadas. son sustancias que son muy sensibles a los ácidos y a las bases y toman un color diferente según el pH de los líquidos que los contengan. Son ácidos y bases orgánicas débiles cuya estructura química varia ligeramente en función del valor del pH del medio en el que están lo que acarrea un cambio de color que se puede ver. El indicador más adecuado será aquel que presenta un intervalo de viraje reducido y sufre un cambio de color más nítido dentro de la escala de pH donde se trabaje de la escala de pH donde se trabaje.” Indicadores líquidos: 

Anaranjado de metilo

 

Fenolftaleína Amarillo de metilo

 

Rojo de metilo Verde de bromocresol



Azul de bromotimol

Lo que se realizó en esta práctica fue preparar soluciones acuosas con pH determinado mezclando sustancias y agregándole indicadores para que estos pH fueran distinguibles a la vista y posteriormente se midieron con el potenciómetro, ya que éste es más exacto porque la vista puede ser engañosa, comparando estos dos pH se pudo notar que no hubo mucha diferencia entre ambas ya que la diferencia de ml de sustancias que se tenían que agregar entre un tubo y el otro era muy pequeña, entonces se tenía que realizar con mucha exactitud para que el resultado fuera el mismo.

CONCLUSIONES LAURA LIZETH RUIZ OLIVARES 1° B MEDICINA

Hay muchas maneras de calcular el pH de sustancias y conocer estos métodos nos ayuda a comprender más el tema, ya que el pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las moléculas y por lo tanto de las células y organismos, principalmente de fluidos corporales como puede ser la sangre, las lágrimas, la orina, saliva, etc., por lo que el cálculo del pH es de gran importancia en bioquímica. En consecuencia, al añadir un indicador a una sustancia, siendo ácidos o bases débiles, se produce un cambio químico que es apreciable, generalmente un cambio de color, esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse. Por ende, diversas reacciones químicas que se generan en disolución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Se cumplieron los objetivos ya que se aplicaron métodos para la determinación de pH y éstos fueron comprendidos, cabe mencionar que este tema fue muy difícil de entenderse en la clase teórica y hasta que se realizó la práctica se esclareció el tema por completo.

BIBLIOGRAFÍA 1. Mendoza de Cid. 2002. QUÍMICA GENERAL Manual de Prácticas de Laboratorio. Editorial INTEC. Santo Domingo. Pág. 42-43 2. Peña A., Arroyo A., Gómez A, Tapia R. 2004. BIOQUÍMICA. Editorial LIMUSA. 2a edición. México. Pág. 57- 63 3. Métodos de medida del pH (Visitado por última vez 22/09/2018) https://sdf.webcindario.com/12.5%20Metodos%20de%20medida%20del %20pH.pdf

LAURA LIZETH RUIZ OLIVARES 1° B MEDICINA...