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 —es

una impresionante prueba de la eficacia de la regulación fisiológica.

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

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

IV. 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

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

VII. CÁLCULOS

Tabla 7.1 Cálculos de volumen

pH X=pH-pKa Y=pKa-pH a b VHA VA

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

6.20 6.6 7.0 7.2 7.4 7.8 8.2

pH medido

5.54 6.0 6.30 6.65 6.82 7.24 7.69

Diferencia de pH

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