PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DEL ECUADORINFORME DE LABORATORIO

FACULTAD: Bioquímica ClínicaESCUELA: BioanálisisASIGNATURA: Laboratorio de BioquímicaINTEGRANTES: Carolina López

Mercedes Rodríguez NIVEL: Tercero

PRÁCTICA Nº: 02TEMA: Curva de titulación de Glicina

FECHA: 05 de Septiembre del 2013

1. OBJETIVOS: Aprender a medir el Ph de una disolución. -- Preparación de‐

tampones. Cálculo teórico y preparación práctica. -- ‐ Conocer la estructura de los 20 aminoácidos que forman parte de

las proteínas. Estudiar experimentalmente las propiedades acido-- base de los‐

aminoácidos. Determinar los puntos de equivalencia y los valores

de pKa de un aminoácido, por medio de titulación potenciométrica, para identificarlo. 

1. MARCO TEÓRICO:Los aminoácidos por tener al menos un grupo ácido y un grupo amino pueden considerarsecomo anfolitos, es decir, sustancias que pueden comportarse como ácidos o como bases.

Todos los aminoácidos poseen un punto en el que se comportan como una sal neutra. En este punto la carga neta del aminoácido es nula ya que los dos grupos disociables tienen su carga de signo contrario y compensado. Este punto recibe el nombre de punto isoeléctrico.En la titulación de la glicina Se pueden realizar las siguientes observaciones:

1. A pH ácido la Gly se encuentra como un ácido diprótico, ya que tanto el grupo amino como el carboxilo se encuentran protonados, es decir, a pH = 1, el 100% de las moléculas de aminoácidos se encuentran en forma de catión.

2. Al ir añadiendo equivalentes de base, el grupo α-carboxilo (-COOH) se disocia, cediendoprotones al medio y transformándose en un grupo carboxilato; este equilibrio viene descrito por elpKc. Cuando pH = pKc, la glicina se encuentra como 50% en forma de catión + 50% zwitterion. Por lo tanto,el par -COOH/-COO- puede servir como un tampón amortiguador en la región de pH cerca delvalorpKc. En cuanto a la carga, cuando pH = pKc, entonces [I] = [II] y por lo tanto la carga neta = 0.5; y cuando pH = pKc - 2; [I] / [II] = 100:1; Q = 1, es decir prácticamente sólo existe la forma I e

3. En el pI, prácticamente el 100% del aminoácido se encuentra como ion dipolar o zwitterion, deforma tal que el aminoácido presenta una carga neta nula (el aminoácido es eléctricamenteneutro).

2. FORMULAS O REACCIONES:

Los aminoácidos tienen curvas de titulación característicasLa representación grafica de la variación del pH de una solución debida al agregando de una base o un acido se denomina curva de titulación. La curva de titulación surge entonces de la relación entre la cantidad de acido o base agregada a una solución y la variación del pH de la misma.A pH acido, por ej. pH 1, podemos considerar que el 100% de las moléculas aminoacidicas se encuentran como ion positivo porque estan como acido diprotico (tienen protonizado el grupo carboxilo y el amino).Si el pH aumenta, habrá un valor para el cual el 50% de estará como ion positivo y el 50% como dipolo, ese valor corresponde al pKa.El valor de pH en el cual el 100% del aminoacido se encuentra como dipolo, se denomina punto isoeléctrico: la molécula es eléctricamente neutra, no es un ion.Por encima del PI la forma predominante del aminoacido será la de ion negativo, hasta llegar a un pH en el que el 50% se encontrara como dipolo y el 50% como ion negativo, ese valor corresponde al pKb.A pH próximo a 14 el 100% del aminoácido estará como ion negativo.

3. PARTE EXPERIMENTAL:a. Registro de datos:

TABLA DE RECOLECCIÓN DE DATOS DE VALORACIÓN PONTENCIOMÉTRICA

TABLA #01 TITULACIÓN DE UN ACIDO DÉBIL CON BASE FUERTE

TITULACIÓN GLICINA CON ACIDO CLORHÍDRICO

HCl 0.1N agregados pH de la

Glicina

HCl 0.1N agregados pH de la

glicina

Añadido acumulado Añadido acumulado

1 0 2.02 12 22 12.04

2 2 2.13 13 24 12.11

3 4 2.30 14 26 12.17

4 6 2.61 15 28 12.21

5 8 3.15 16 30 12.24

6 10 8.84 17 32 12.30

7 12 9.63 18 34 12.32

8 14 10.22 19 36 12.34

9 16 11.36 20 38 12.36

10 18 11.77 21 40 12.37

11 20 11.94 22 42 12.43

TABLA #01 Valoración con NaOH (0.1 N)

TITULACIÓN GLICINA CON ACIDO CLORHÍDRICO

HCl 0.1N agregados pH de la

Glicina

HCl 0.1N agregados pH de la

glicina

Añadido acumulado Añadido acumulado

1 0 2.02 12 22 12.04

2 2 2.13 13 24 12.11

3 4 2.30 14 26 12.17

4 6 2.61 15 28 12.21

5 8 3.15 16 30 12.24

6 10 8.84 17 32 12.30

7 12 9.63 18 34 12.32

8 14 10.22 19 36 12.34

9 16 11.36 20 38 12.36

10 18 11.77 21 40 12.37

11 20 11.94 22 42 12.43

ácido : Toda sustancia que al disolverse (disociarse) aumenta la concentración de ionespositivos del disolvente (H+ o H3O+, caso del agua).

base : Toda sustancia que al disociarse, aumenta la concentración de iones negativos deldisolvente (OH-, caso del agua).

4. CÁLCULOS:PM. Glicina 111.5 g/molVol. 30 ml = 0.03L M = 0.04 mol/L

http://es.slideshare.net/casaresdg/valoracin-potenciomtrica

0.04 mol 0.03 L 111.5 g glicina=0.1338 g glicina

1L 1mol glicina

Fijándose en la gráfica correspondiente, pH frente a Volumen, y a partir del volumen de NaOH gastado en el primer punto de equivalencia se calcula la concentración real de problema.

Vvalorante en P.E. * Mvalorante = V inicial problema(100 mL) * Mproblema.

42 mL

5. OBSERVACIONES:

b. Análisis de datos:Determinar cantidades en moles del vinagre

17.7 mL NaOH 1 L 0.1 mol NaOH 1 mol CH3COOH=

1.77∗10−3 molC H 3 COOH1000 mL 1 L NaOH 1mol NaOH

Determinar la molaridad del acido acético del vinagre

M= n solutoL disolucion

=1.77∗10−3 mol C H 3 COOH

0.002 L vinagre=0.885 M C H 3 COOH

Determinar el porcentaje masa sobre volumen del acido acético en vinagre1.77∗10−3 C H 3COOH 60g C H 3 COOH

= 0.1062 g CH3COOH1 mol C H 3 COOH

Determinar el porcentaje masa volumen del acido acético en el vinagre

%masa

volumen=

0.1062 gC H 3 COOH

2 mLC H 3 COOH∗100=5.31 %C H 3COOH

6. RESULTADOS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

La valoración potenciomentrica de glicina protonada, NaOH dara lugar a una curva (pH frente a volumen de valorante), características de un acido diprotico y a partir de ella se puede calcular la concentración de glicina y los valores de las constantes de equilibrio (Ka1 y Ka2) Se puede observar los dos puntos de equivalencia con un primer salto muy brusco y un segundo salto mucho menos brusco hasta alcanzar la fomra gly

7. calculos

8. CONCLUSIONES

Se concluye que la forma mas sencilla de comprender una reacción de neutralización es a través del uso de curvas de valoración, ya que en estas se resumen las características generales en este tipo de reacciones.

El punto de equivalencia lo indica el volumen adicionado necesario de una solución para neutralizar a otra, independiente del pH resultante.

Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7.

La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color.

9. BIBLIOGRAFÍA[1]http://www.uam.es/docencia/qmapcon/QUIMICA_GENERAL/Practica_15_Determinacion_de_%20la_Acidez_%20del_Vinagre_mediante_Valoracion_%20con_un_%20Indicador_y_por_Potenciometria.pdf

http://fqjmramirez.wikispaces.com/file/view/%C3%81cido-Base.pdf

http://ocw.um.es/ciencias/analisis-quimico/material-de-clase-1/tema-5.pdf

http://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/lhh345a/VolumetriasAcido-Base.pdf

http://www.quimitube.com/videos/ejercicio-24-ph-neutralizacion-de-un-acido-debil-con-una-base-fuerte/

http://www.youtube.com/watch?v=1o7DPlrpNkQ

[2] Mar, G., (2009), Ácidos Carboxílicos, http://www.sabelotodo.org/quimica/cetonas.html, 17 de Octubre del 2012.

Para las solucione amortiguadora del acido acético con acetato de sodio

Calculamos el PH del acido acético 0.1M

0.1 moles C H 3 COOH 1000 mL solución 5.5*10-3 moles C H 3 COOH 60 mL solución

X = 5.5*10-3 moles C H 3 COOH 55 mL x = 0.09 M C H 3 COOH 1000 mL

C H 3 COOH(ac)↔ H (ac)+¿ +C H 3COO(ac)

−¿ ¿¿

Concentración C H 3 COOH(ac) H (ac)+¿ ¿ C H 3 COO(ac)

−¿ ¿Inicial 0.09 0 0

Cambio X x xEquilibrio 0.09 - x x x

Ka=¿¿

1.8 ×10−5= x . x0.09−x

x2=8.244 × 10−6

x=1.272 ×10−3

pH=−log (1.272 ×10−3 )pH=2.89

pH de solución amortiguadora

0.1 moles NaC H 3COOH 1000 mL solución 5.0*10-4 moles NaC H 3COOH 60 mL solución

X = 5.0*10-4 moles NaC H 3COOH 5 mL

x = 8.33¿1 0−3 moles

NaC H 3COOH 1000 mL

8.33¿1 0−3 M NaC H 3COOH

C H 3 COONa(ac)→ Na(ac)+¿ +C H 3 COO(ac)

−¿ ¿¿

C H 3 COONa(ac ) Na(ac )+¿ ¿ C H 3 COO(ac)

−¿ ¿Concentración

(moles/litro) 8.33∗10−3 8.33∗10−3 8.33∗10−3

C H 3 COOH(ac)↔ H (ac)+¿ +C H 3COO(ac)

−¿ ¿¿

Concentración C H 3 COOH(ac ) H (ac)+¿ ¿ C H 3 COO(ac)

−¿ ¿Inicial 0.09 0 0 + 8.33∗10−3

Cambio X x xEquilibrio 0.09 - x 0 + x x + 8.33 ¿1 0−3 + 0

Ka=¿¿

1.8 ×10−5=[ x ] [x+8.33∗1 0−3 ]

0.09−x

X=1.95∗1 0−4

pH=−log (1.95∗10−4 )pH=3.71

pH teórico de solución amortiguadora agregando 1mL de hidróxido de sodio 0.01M.

0.01 moles NaOH 1000 mL solución 1*10-5 moles NaOH 31 mL soluciónX = 1*10-5 moles NaOH 1 mL x =3.226*10-4 moles NaOH 1000 mL

C H 3 COONa(ac)→ Na(ac)+¿ +C H 3 COO(ac)

−¿ ¿¿NaOH ( ac )→ OH ( ac )

−¿ +Na( ac )+¿ ¿¿

C H 3 COOH(ac)↔ H (ac)+¿ +C H 3COO(ac)

−¿ ¿¿

C H 3 COO Na(ac ) Na(ac )+¿ ¿ C H 3 COO(ac)

−¿ ¿

Concentración M 8.33∗10−3 8.33∗10−3 8.33∗10−3

NaOH (ac) OH (ac)−¿ ¿ Na(ac)

+¿ ¿

Concentración M 3.226*10-4 3.226*10-4 3.226*10-4

Concentración M C H 3 COOH(ac ) H (ac)+¿ ¿ C H 3 COO(ac)

−¿ ¿Inicial 0.09 0 0 + 8.33∗10−3

Cambio x x xEquilibrio 0.09 – x – 3.226*10-4 0 + x x + 8.33∗10−3 + 3.226*10-4

Ka=¿¿

1.8 ×10−5=[ x] [8.33∗10−3+3.22∗1 0−4+x ]

¿¿

1.8 ×10−5=x (8.65∗1 0−3+x )

0.09−x

8.65∗10−3 x=1.62× 10−6

x=1.87 ×10−4

pH=−log (1.87 × 10−4 )pH=3.73