Universidad Autónoma de Baja California Facultad de Ingeniería
Dinámica Reporte de laboratorio de Bioquímica Práctica # 2 “
PREPARACIÓN DE BUFFER DE pH CONOCIDO A PARTIR DE DISOLUCIONES DE FOSFATOS ”
Maestro: Susana Norzagaray Plasencia Presenta: Xóchitl Carolina Richarte Meza
24/02/2015 Fecha de realización
PRÁCTICA No. 2 PREPARACIÓN DE BUFFER DE pH CONOCIDO A PARTIR DE DISOLUCIONES DE FOSFATOS I.
COMPETENCIA
Habilidad en el manejo del material, equipo y sustancias del laboratorio de biotecnología, para evaluar las propiedades de las soluciones amortiguadoras, mediante la aplicación de los fundamentos teóricos del equilibrio ácido-base para preparar soluciones buffer de pH establecido a partir de disoluciones de fosfatos de concentración conocida, atendiendo las normas de seguridad y los lineamientos para asegurar la sustentabilidad de las actividades experimentales requeridas.
II.
MARCO TEÓRICO
Una de las propiedades importantes del agua es su pequeña tendencia a ionizarse. El agua pura no está formada sólo por H2O, sino también por una baja concentración de iones hidronio (H3O_) y una concentración igual de iones hidróxido (OH_). Los iones hidronio e hidróxido se forman por un ataque nucleofílico del oxígeno contra uno de los protones en una molécula adyacente de agua. En esta reacción se rompe un enlace covalente O —H y el par de electrones de ese enlace queda asociado con el átomo de oxígeno del ion hidróxido.
La reacción de ionización es una reacción reversible típica. Las reacciones de protonación y desprotonación son muy rápidas. Los iones hidróxido tienen corta duración en el agua, al igual que los iones hidronio. Hasta las mismas moléculas de agua presentan sólo una existencia transitoria. Se cree que la molécula promedio de agua sólo existe aproximadamente un milisegundo (10_3 s) antes de perder un protón para convertirse en ion hidróxido, o ganar un protón para transformarse en un ion hidronio.
Los iones hidróxido pueden aceptar un protón y convertirse de nuevo en moléculas de agua. A los aceptores de protones se les llama bases. El agua puede funcionar como un ácido o como una base. La ionización del agua se puede analizar cuantitativamente. Recuérdese que las concentraciones de reactivos y productos en una reacción deben llegar al equilibrio. La relación de esas concentraciones define a la constante de equilibrio (Keq). Existen varios procesos bioquímicos
como el transporte de oxígeno en la
—
sangre, la catálisis de reacciones con enzimas y la generación de energía metabólica durante la respiración o la fotosíntesis — que están muy influidos por la concentración de protones. Aunque la concentración de H(o H3O) en las células es pequeña en relación con la concentración del agua, el intervalo de [H] en soluciones acuosas es enorme, por lo que conviene usar una cantidad logarítmica llamada pH como medida de la concentración de H. El pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de H:
La constante de equilibrio para la disociación de un protón de un ácido en agua se llama constante de disociación del ácido, Ka. Cuando la reacción llega al equilibrio, lo que sucede con mucha rapidez, la constante de disociación del ácido es igual a la concentración de los productos dividida entre la concentración de los reactivos. Para la reacción 2.12, la constante de disociación del ácido es
Si el pH de una solución permanece casi constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base fuerte, se dice que la solución está regulada o amortiguada. La capacidad de una solución para resistir cambios de pH se llama capacidad de amortiguación.
Al repasar las curvas de titulación del ácido acético (figura 2.16) y del ácido fosfórico se ve que la regulación más efectiva, representada por la región de pendiente mínima en la curva, se presenta cuando las concentraciones de un ácido débil y su base conjugada son iguales; en otras palabras, cuando el pH es igual al pKa. El intervalo efectivo de amortiguación por una mezcla de ácido débil y su base conjugada se suele considerar desde una unidad de pH abajo hasta una unidad de pH arriba del pKa. La mayor parte de los experimentos bioquímicos in vitro con moléculas purificadas, extractos celulares o células intactas se hace en presencia de un amortiguador (también se le llama buffer) adecuado que asegure un pH estable. Para preparar soluciones amortiguadoras se utilizan varios compuestos sintéticos, con una diversidad de valores de pKa. Por ejemplo, se pueden usar mezclas de ácido acético y acetato de sodio (pKa 4.8) para el intervalo de pH de 4 a 6 y mezclas de KH2PO4 y K2HPO4 (pKa 7.2) para el intervalo de 6 a 8. Con frecuencia se usa el aminoácido glicina (pKa 9.8) en el intervalo de 9 a 11. En el ejemplo de cálculo 2.2 se ilustra una forma de preparar una solución amortiguadora. Un ejemplo excelente de la capacidad amortiguadora se encuentra en el plasma sanguíneo de los mamíferos, que tiene un pH notablemente constante. A continuación se revisan los resultados de un experimento donde se compara la adición de una alícuota de ácido fuerte a un volumen de plasma sanguíneo con una adición similar de ácido fuerte a suero fisiológico (NaCl 0.15 M) o agua. Cuando se agrega un mililitro de HCl (ácido clorhídrico) 10 M a 1 litro de suero fisiológico o de agua cuyo pH inicial es de 7.0 el pH baja a 2.0 (en otras palabras, la [H] del HCl se diluye a 102 M). Sin embargo, cuando se agrega 1 mililitro de HCl 10 M a 1 litro de plasma sanguíneo humano a pH de 7.4 el pH sólo baja a 7.2 una impresionante prueba de la eficacia de la regulación fisiológica.
es
—
El pH de la sangre se regula principalmente por el sistema amortiguador de dióxido de carbono-ácido carbónico-bicarbonato. En la figura 2.19 se ve una gráfica de los porcentajes de ácido carbónico (H2CO3) y de cada una de sus bases conjugadas en función del pH. Nótese que las formas principales del ácido carbónico a pH 7.4 son ácido carbónico y el anión bicarbonato (HCO3 ).
III.
MATERIALES Material y equipo
IV.
7 Matraces volumétricos de 50 mL 2 Pipetas de 10 ó de 5 mL 1 Pipeta de 1 mL 2 vasos de precipitados de 100 mL 1 Probeta de 50 mL Potenciómetro
KH2PO4 0.1M
Na2HPO4 0.1M
Agua destilada
PROCEDIMIENTO 1. Se realizaron los cálculos necesarios para preparar las disoluciones de molaridad indicada tanto de la base como del ácido.
2. Se pesaron en la balanza analítica las cantidades de soluto necesario para garantizar la precisión y exactitud, tanto de KH2PO4 como de Na2HPO4.
3. Una vez pesado el soluto para cada disolución se aforo en un matraz volumétrico de 250 ml con agua destilada, pero antes se mezcló con un poco de agua en un vaso de precipitado para acelerar la disolución) si tardaba demasiado se agitaba por agitación magnética.
4. Se prepararon los siete frascos para cada una de las disoluciones con sus respectivas etiquetas, y posteriormente se les agregó el volumen indicado según la tabla 7.1 de la sección de
datos experimentales utilizando pipetas de 10 ml.
5. Se calibró el potenciómetro con las soluciones estándar correspondientes.
6. Se midió el pH de las 7 disoluciones procurando realizar 3 repeticiones según lo establecido en la química analítica. El potenciómetro se limpiaba entre cada medición con agua destilada.
7. Se anotaron los resultados correspondientes en cada frasco y en la bitácora.
V.
OBSERVACIONES
Se observó que los pH medidos no concordaban con los requeridos, si no que en todas las disoluciones había un error de menos 0.6, lo que puede indicar que los volúmenes no eran los correctos o que en todas las soluciones se utilizó reactivos que no estaban en la concentración adecuada. Además se observó que al calibrar el potenciómetro había una variación, ya que al medir el pH de la disolución estándar de pH 7 este indicaba un pH medido de 7.24, es decir que había una discrepancia entre el pH estandarizado y el aparato.
VI.
DATOS EXPERIMENTALES Tabla 6.1 Preparación de soluciones amortiguadoras de pH conocido pH requerido
KH2PO4 0.01M (ml)
Na2HPO4 0.01M (ml)
pH medido
6.2
5.3
44.7
5.54
6.6
11.4
38.6
6.0
7.0
19.9
30.1
6.3
VII.
7.2
30
20
6.65
7.4
33.7
16.3
6.82
7.8
41.7
8.3
7.24
8.2
46.3
3.7
7.69
CÁLCULOS
Tabla 7.1 Cálculos de volumen pH
X=pH-pKa
Y=pKa-pH
a
b
VHA
V A
6.2
-1
1
0.015
1
5.3
44.7
6.6
-0.6
0.6
0.38
0.39
11.4
38.6
7.0
-0.2
0.2
0.095
0.16
19.9
30.1
7.2
0
0
0.15
0.1
30
20
7.4
0.2
-0.2
0.24
0.063
33.7
16.3
7.8
0.6
-0.6
0.60
0.25
41.7
8.3
8.2
1
-1
1.5
0.01
46.3
3.7
VIII.
RESULTADOS Tabla 8.1 Resultados de pH
pH esperado pH medido Diferencia de pH
6.20
6.6
7.0
7.2
7.4
7.8
8.2
5.54
6.0
6.30
6.65
6.82
7.24
7.69
0.66
0.6
0.7
0.55
0.58
0.56
0.51
IX.
ÁNALISIS DE RESULTADOS
Todos los pH presentaron una variación de alrededor de 0.6 lo que puede indicar que hubo un problema con las concentraciones de las disoluciones, pues son 6 veces más ácidas de lo esperado, indicando que la concentración del ácido no era la adecuada.
X.
CONCLUSIÓN
En esta práctica existieron distintas problemáticas en cuanto a la obtención de una fórmula que indicara directamente el volumen necesario para preparar las disoluciones, lo que llevo a tener datos imprecisos que retrasaron la realización de la práctica. Finalmente se pudo obtener una forma que relacionara directamente todos los parámetros de las soluciones y que arrojara el volumen, sin embargo al momento de realizar las mediciones se encontró que no cuadraban los resultados medidos con los esperados pues todos eran alrededor de 6 veces más ácidos de lo esperado, es decir tenían una variación de menos 0.6.
XI.
RECOMENDACIONES
Se recomienda primero disolver el soluto para preparar las disoluciones en un vaso de precipitado en lugar de verterlo directamente en el matraz volumétrico, pues este puede solidificarse rápidamente y quedar atascado en la boca del matraz, dificultando su disolución.
XII.
BIBLIOGRAFÍA
Horton; Moran; Laurence; Scrimgeour; Perry; Rawn, Principios de bioquímica, cuarta edición, Pearson educación, México, 2008.
XIII.
ANEXOS
