Tarea de Laboratorio de Bioquímica [PDF]

Zitiervorschau

UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA FACULTAD DE CIENCIAS DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA

LABORATORIO DE BIOQUÍMICA

PRÁCTICA N° 3

PREPARACION DE SISTEMAS BUFFERS

Profesora: Espinoza, Gaby

Integrantes: 1. 2. 3. 4.

BUSTINZA PAHUARA, Nieves Anais GRADOS AQUILINO, Carmen Nicole RAMOS GOICOCHEA, Andres Fernando SOTOMAYOR MOLINA, Ariana Valeria

Grupo: Martes / 2-4pm

Fecha de la práctica: 3 de setiembre

Fecha de entrega de informe: 10 de setiembre

INTRODUCCIÓN

2019 - II

20180354 20170443 20181264 20171376

MESA 5

Según Velásquez (2012) una solución reguladora, buffer o tampón, está formada por un ácido o base débil y su par conjugado correspondiente: Esta combinación tiene la capacidad de minimizar el efecto de la adición o eliminación de H+ del medio. Cuando se agrega un ácido fuerte, la base conjugada reacciona con los H+, aumentando la cantidad del ácido conjugado, pero como este es un ácido débil, se disocia poco y el pH del medio no cambia en forma importante. Si se añade una base fuerte, esta es neutralizada por el ácido débil que se transforma en su base conjugada más débil que la original, amortiguando el cambio de pH. El pH de un sistema regulador depende de la ley de acción de masas que determina el equilibrio del par ácido - bases conjugadas:

Transponiendo términos y transformando la concentración de protones en pH, este equilibrio se puede representar como:

Esta expresión se conoce como la ecuación de Henderson y Hasselbalch y nos permite calcular el pH de la solución reguladora, conociendo su composición, o calcular la composición de una solución reguladora de pH definido. El presente informe tiene como finalidad conocer sobre sistemas de amortiguadores, también llamados buffer o tampones. En la práctica de laboratorio se identificaron los mecanismos de acción de un buffer ante la adición de un álcali y ante la adición de un ácido, aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbach.

RESULTADOS BUFFER ACETATO 1: Datos:

A partir de:

pH = 5

a) CH3COOH 0,2M

Volumen = 100mL pKa = 4,74

b) CH3COONa 0,2M

[Buffer] = [Ácido] + [Sal] = 0,02M

pH = pKa + log [Sal][Ácido]

[Ácido] + [Sal] = 0,02

5 = 4,74 + log [Sal][Ácido]

2,8197 [Ácido] =

0,02 1,8197 [Ácido] = [Sal]

[Ácido] = 7,1x10-3

[Sal] = 1,3x10-2

[Ácido]

[Sal]

7,1x10-3-----1000 mL

1,3x10-2-----1000

x mol---------100 mL

x mol-------100

mL mL x = 7,1x10-4

x = 1,3x10-

3

0,2 ----------1000 mL

0,2 -----1000

mL 7,1x10-4-----x mL

1,3x10-3-----x

mL [Ácido] = 3,55 mL

[Sal] = 6,5 mL

BUFFER ACETATO 2 Datos:

A partir de: a) CH3COOH

0,2M pKa = 4,74

b) NaOH (PM=40)

[Buffer] = [Ácido] + [Sal] = 0,02M pH = 5 Volumen = 100mL pH = pKa + log [Sal][Ácido] 5 = 4,74 + log [Sal][Ácido]

[Ácido] + [Sal] = 0,02 2,8197 [Ácido] =

0,02 1,8197 [Ácido] = [Sal]

[Ácido] = 7,1x10-3

[Sal] = 1,3x10-2

[Ácido] 7,1x10-3-----1000 mL 1000 mL

[Sal] 1,3x10-2-----

x mol---------100 mL

x mol-------100

mL x = 7,1x10-3

x=

1,3x10-3

CH3COOH +

+

NaOH

CH3COONa

1,3x10-3

1,3x10-3

CH3COOH 1,3x10-3+7,1x10-4

7,1x10-4 2,01x10-3

[Ácido]

[Sal]

0,2 ----------1000 mL

mol =

2,01x10-3-----x mL

1,3x10-3

WPM = x40 [Ácido] = 10 mL

[Sal] = 0,052g

BUFFER FOSFATO 3 Datos: pKa = 7,2 [Buffer] = [Ácido] + [Sal] = 0,05M pH = 7,4 Volumen = 100mL

pH = pKa + log [Sal][Ácido] 7,4 = 7,2 + log [Sal][Ácido]

[Ácido] + [Sal] = 0,05 2,5849 [Ácido] =

0,05 1,5849 [Ácido] = [Sal]

[Ácido] = 1,93x10-2

[Sal] = 3,1x10-2

[Ácido]

[Sal]

1,93x10-2-----1000 mL

3,1x10-2-----

x mol---------100 mL

x mol-------100

1000 mL mL

x = 1,93x10-3

x=

3,1x10-3 [Ácido]

[Sal]

mol = WPM

0,1 ----------

1000 mL 1,93x10-3 = x119,98

3,1x10-3--

---x mL [Ácido] = 0,2316g

[Sal] = 31mL

DISCUCIÓN Se obtuvo una masa de 0.0516g de sal CH3COONa que es menor que la cantidad que el ácido agregado (CH3COOH), esto explica que la solución amortiguadora tenga un pH=5, ya que existe ácido sobrante en la solución que le da el carácter ácido a esta; por lo tanto con las operaciones necesarias de conversiones estequiométricas y de unidades de masa se obtiene tal resultado. Según la práctica número 7 ‘‘Preparación de soluciones Buffer’’ de la Facultad de Oceanografía Pesquería y Ciencias alimentarias de la UNFV se confirma que para obtener una solución de rango pH ácido se tiene que añadir o tener en la solución mayor cantidad de este.

CONCLUSIÓN En esta práctica se pudo comprobar la concentración de ph que posee la solución buffer, es decir, los resultados obtenidos durante las experiencias son muy parecidos a los mostrados por el calculo matemático dando como resultado un gran desempeño de las mismas. En la experiencia del CH3COOH/CH3COONa se tomo agua desionizada y se le agrego acetato de sodio y luego se junta con otra solución de acido acético y se afora a 250 ml para así medir su ph en el pH-metro, repitiendo el proceso con la solución de NH3/NH4CL pero agregandole NH3(aq) concentrado. A partir de una perspectiva sistemática del equilibrio iónico en soluciones acuosas en sinergia con la perspectiva tradicional basada en la Ecuación de Henderson Hasselbalch, se pudo generar aprendizaje significativo de conceptos asociados a la problemática de soluciones amortiguadoras de pH. La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptadoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido. Cabe destacar que algunos valores posean cierta variación debido a que se poseía cierto desconocimiento en los procedimientos realizados. Debe tenerse en cuenta que pueden ocurrir errores en la medición por algún impedimento, aunque se recomienda ser muy preciso y tener atención en el manejo de las soluciones para evitar errores en el resultado

CUESTIONARIO

1. Si representamos un sistema amortiguador como: HA

H+ + A-

A medida que aumenta el pH: a) ¿Aumenta el H+ o el OH-? Aumenta el OH- porque disminuye la cantidad de H+. b)

¿Qué componente de este buffer resiste el cambio? La sal es la que resiste al cambio porque el pH aumenta y la concentración de OH- aumenta y lo que el sistema hará es disminuir la cantidad de OH- ; la forma que hará disminuir el pH será reaccionando los iones OH- con los iones H+ del sistema.

c) Y a medida que el pH disminuye, ¿Qué componente resiste el cambio? Cuando el pH disminuye quiere decir que está aumentando la cantidad de H+ entonces el sistema tratara de producir más acido desplazándose hacia la izquierda 2. Calcule la proporción de iones H2PO4- que se disocian a pH 7.9 (pKa2 =7.2) H2PO4-

↔

HPO4-2 + H+

pH = pKa + logSA 7.9 = 7.2 + log SA SA = 5.012/1

Iones disociados totales = 5.0126.012 = 0.834

3. Calcule la proporción de H2PO4- que se disocia a pH 5.2 (pKa2 =7.2) pH = pKa + logSA 5.2 = 7.2 + SA SA = 10-2 =0.011

Iones disociados totales=0.011.01=9.9×10-3 4. Se dan las siguientes soluciones madre: NaCl 1M, Na2HPO4 100mM y NaH2PO4 100mM. ¿Qué cantidad de soluciones madre y de agua destilada emplearía para producir un litro de solución experimental de NaCl 120mM tamponada en 3mM en total de iones fosfato, con un pH 7.5? ( pKa1 =2.3 ; pKa2 =7.2 ; pKa3 =12.4 )

pH = 7.5

pKa =7.2

pH = pKa + log SA

Buffer = 3mM = S + A

7.5 = 7.2 + log SA

2A = S S + A= 3mM 2A + A= 3mM 3A= 3mM A=1mM …....S=2mM Hallando el volumen de cada solución, sabiendo que al final se tendrá 1 litro de una solución que contenga 120m moles de NaCl ,1mmol NaH2PO4, 2m mol Na2HPO4; calculando el volumen de cada solución y sumándola; y al sumar nos faltara para completar 1 litro ahí es donde se le agrega el agua destilada En: A = NaH2PO4 100mM

S= Na2HPO4 100mM

NaCl 1M

100m mol------------------1L

100m mol------------------1L

1mol-----------------------1L

1m mol---------------------V1=0.01L

2m mol--------------------V2=0.02L

120m mol-----------------V3=0.12L

V1 + V2 + V3 + VH2O =1L 0.01L + 0.02L + 0.12L + VH2O =1L Volumen de agua destilada =0.85L 5. Se prepara un tampón mezclando 500mL de Na2HPO4 0.5M y 500mL de Na2HPO4 0.2M:

A = NaH2PO4 0.2M

S=

0.2mol---------1000mL

0.5mol----------

x = 0.1mol-----500mL

x = 0.25mol-----

Na2HPO4 1000mL 500mL

a) Calcular el pH: pH = pKa + log SA pH = 7.2 +log 0.25mol/1000mL0.1mol/1000mL = 7,6

b) Calcular el cambio de pH si se añaden 10mL de HCl 1M : HCl ↔ H+ + Cl-

1mol → 1000mL H+ = 0.01mol 10mL Se consume la sal porque aumento la concentración de H+ y entonces se producirá más ácido y el sistema se trasladara hacia la izquierda. H2PO-4

↔

HPO4-2

+ H+ (constante) + H+ (del ácido clorhídrico)

Inicio

0.1

Proceso

0.25

0.1+0.01

Final

0.25-0.01

0.11

pH = pKa

0.24

+ log SA

pH = 7.2 +log 0.24mol/1010mL0.11mol/1010mL pH = 7.2 +0.34 pH = 7.54

6. ¿Cuál es la composición de un amortiguador fosfato 0.05 molar de pH 7.5 expresado en g/L de sales sódicas anhidras? Sales anhidras: -NaH2PO4

-Na2HPO4

Buffer= 0.05M H2PO4pH = pKa + log SA 7.5 = 7.2 + log SA

↔

HPO4-2 + H+ S + A = 0.05M 2A + A = 0.05M

100.3 = SA

A = 0.02M

2A = S

S = 0.03M

A= NaH2PO4 NaH2PO4

0.02M

PM=23+2+31+64 =120g

0.02molL120g1mol=2.4gL

S= Na2HPO4

0.03M

Na2HPO4 PM=46+1+31+64 =142g 0.03molL142g1mol=4.6gL

7. ¿Qué pH tiene una solución que resulta de mezclar 58mL de ácido cianhídrico 0.1M con 22mL de cianuro de sodio 0.08M si la constante de acidez es Ka =7.210-10? Ácido cianhídrico 0.1mol-----------1000mL

Cianuro de sodio 0.08mol-----------

1000mL x = 5.810-3------58mL

x = 1.7610-3 --------22mL

pKa = -log(7.210-10) = 9.14 pH = 9.14 + log 1.76×10-3/80mL5.8×10-3mol/80mL = 8.62

BIBLIOGRAFIA Perez, Soriano, Quilca & Valverde. (2013). Preparación de soluciones Buffer. 06 de setiembre del 2019, de Slide Share Sitio web: https://es.slideshare.net/albertjohamperezvilchez/soluciones-buffer-70413036