Bioquimica

 

UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA   MOLINA

INFORME DE LA PRÁCTICA N° 2   PRÁCTICA 2: COMPOSICION Y MECANISMOS DE ACCION DE LAS L AS SOLUCIONES AMORTIGUADORAS. INTEGRANTES Francia Arzapalo, Pamela Desireé Loayza García, Andrea

20170074 20171306

Molleda Huamán, Bryan Hernán

20160452

Taipe Allcca, Victor Manuel

20161376

Valderrama Blas, Ronald Piero

20171122

HORARIO DE PRÁCTICA: PROFESOR:

viernes de 2-4 pm 

Ana Kitazono 

FECHA DE EXPERIMENTO: 07/09/18  FECHA DE ENTREGA DE INFORME:

14/09/18 

LA MOLINA - LIMA  – PERÚ

 

INTRODUCCION Las soluciones buffers o tampones son soluciones que impiden los cambios bruscos de pH de una solución, ya sea por la adición de iones H+ o por la adición de iones OH-. Las soluciones buffers está conformado por un ácido y su base conjugada. La ecuación Henderson- Hasselbach es una ecuación de suma utilidad para el cálculo de pH de sistemas amortiguadores, esta ecuación fue derivada a la aplicación de la ley de acción de masas de Gulberg y Waage, y ionización de ácidos y bases débiles. Ecuacion: pH = pKa + log (X/ HX) Los tampones tienen suma importancia biológica tanto in vitro como in vivo. La sangre es un buffer ideal para conservar valores de pH muy estrecho de 7.2 a 7.4. Los amortiguadores tanto de la sangre como de los l os riñones son los que mantienen constante el pH. RESULTADOS REACTIVOS

VASO N° 1

2

3

4

5

6

K2HPO4 0,1 M (mL)

38

36

28

20

12

4

KH2PO 0,1 M (mL)

2

4

12

20

28

36

pH teórico

8.48

8.15

7.57

7.2

6.83

6.25

pH práctico

8.05

7.55

7.10

6.93

6.42

5.83

Diferencia de pH

0.43

0.6

0.47

0.27

0.41

0.42

Gasto de NaOH 0.1M (mL)

0.6

6.4

8.1

9.9

Gasto de HCl 0.1M (mL)

10.5

6.1

3.6

1.5

pH

 

REACTIVOS

VASO N° 1

2

3

4

5

6

CH3COONa 0,2 M (mL)

14

20

24

30

32

36

CH3COOH 0,2 M (mL)

26

20

16

10

8

4

pH teórico

4.47

4.74

4.92

5.22

5.34

5.69

pH práctico

4.53

4.8

5.09

5.4

5.50

5.91

Diferencia de pH

0.06

0.06

0.17

0.18

0.16

0.22

Gasto de NaOH 0.1M (mL)

15.1

5.1

Gasto de HCl 0.1M (mL)

10.45

19

pH DISCUSION: El sistema buffer fosfato está compuesto por un ácido débil y su base conjugada, cuando el buffer se mezcla con iones OH - este buffer tiende a ser más básico y forma agua. (Gennaro,A. agua. (Gennaro,A. 2003) En los extremos del buffer fosfato f osfato en el vaso 1 contiene mayor cantidad de K 2HPO4 por lo que tiende a ser más básico en cambio el vaso 6 contiene menor cantidad de K2HPO4 y mayor cantidad de KH2PO4 por lo que tiende a ser más acido. Por lo tanto, como la concentración de uno disminuye el otro aumenta el pH ira disminuyendo ósea volviendo acido. De igual modo en el buffer acetato en el vaso 1 contiene mayor cantidad de la sal CH3COOH por lo que tiende a ser más acido caso contrario en el vaso 6 el ácido es en menor cantidad y la sal CH3COONa mayor por lo que la solución tiende a ser más básica por lo que el pH aumenta.

 

 

BIBLIOGRAFIA: Gennaro,A. 2003. Remington farmacia. 20ª ed. Buenos Aires. Medica panamericana.

CUESTIONARIO: 1. Describa la preparac preparación ión de 1L de amortiguador acetato 0,1 M de un pH 5,2, si el pKa= 4,74 a partir de acetato de sodio (CH_3 COONa PM = 136) y ácido acético 1M. X = Volumen de la sal (L) 0,1 mol → 1L  [S ] → X

[S] = 0,1 ( X) 1 - X= Volumen del ácido (L) 1 mol → 1L  [A] → 1 - X [A]= (1 – X) pH= pKa + Log ([S])/([A]) = 5,2 5, 2 = 4,74 + Log ([0,1X])/([1-X]) x = 0, 96 L de la sal 1 – x= 1 – 0,96 = 0,04 L del ácido 2. el acético pH de una ml Calcule del Ácido 1M mezcla si el pKaconstituida es 4.74. por 10 ml de acetato de sodio 0.1 M y 20  Acetato de sodio (base conjugada): 0.1 1000 ml X 10 ml X = 1x10-3  Ácido acético (acido) 1 1000 ml X 20 ml X = 20x10-3 pH= pKa + log(base/ácido) l og(base/ácido) pH = 4.74 + log((1x10-3/30ml)/(20x10-3/30ml)) = 3.44

 

3. Describa la preparación de 5L de un tampón acetato 0.3M pH 5 partiendo 3. Describa par tiendo de acetato de sodio trihidratado CH3COONa.3H2O (PM=136) y ácido acético 2.5 M. Tampón acetato: 0.3 M = [A] + [S] pH= pKa + log(base/ácido) l og(base/ácido) 5 = 4.74 + log([S]/[A]) 0.26 = log([S]/[A]) 100.26 =10log([S]/[A]) 1.82[A] = [S] 0.3 M = [A] + 1.82[A] [A] = 0.106 M [S] = 0.194 M  Acetato de sodio [S] PM = 136 0.194 mol 1L 136 g/mol x 0.97 mol = 131,92g X 5L X = 0.97 mol  ÁCIDO ACÉTICO [A] 0.106 mol 1L 2.5 mol 1L X 5L 0.53 X X = 0.53 mol X = 0.212L Para la preparación de 5L de un tampón acetato 0.3M pH 5 se usará 131,92 g de acetato de sodio y 212 ml de ácido acético en una solución acuosa. 4. ¿Cuál será el pH de un buffer X si la concentración de ácido es de 0, 225 M y sal 0, 550M, con un Ka: 1,4x (10) ^ (-3), teniendo un volumen de 250 mL? Y si ese volumen fuera la mitad, ¿Cuál sería el nuevo pH? Volumen acido = Volumen base  Ácido: 0, 225 225 mol → 1000mL  0, 028 mol → 125 mL

[Acido] = (0,025 mol)/(0,250 L) = 0,1 Sal: 0, 550 mol → 1000 mL 0, 069 mol → 125 mL  [Sal] = (0,069 mol)/(0,250 L) = 0, 276 pH = - log 1,4 x 10^(-3) 10 ^(-3) + log 0,276/(0,1) = 3, 29 5. 6. Se tiene 250 ml de solución amortiguadora 0.35M de ácido acético y 0.35M de acetato de sodio. ¿Cuál será el pH si se agrega 30 ml de HCl 0?1M? Ka= 1.8x10-5.

 

El HCl se disocia en H * y Cl-. Los H+ reaccionan con el acetato para formar ac.  Acético por lo que el pH no baja tanto. Utilizando Utilizando la ecuación de Henderson Henderson Hasselbach el pH es igual a: pH = 4.74 + Log (0.35-0.1/0.35+0.1) = 4.74 -0.255 = 4.485

7. Toda solución amortiguadora tiene la capacidad de evitar cambios bruscos de pH ante la adición de ácido o base. Explique cómo se comporta un buffer “A” frente a la adición de 0,5 mL de cada una de las soluciones “B”. 

Buffer A:  Acetato  Amonio Bicarbonato Citrato Solución B: HCl 0,5 M NaOH 0,5 M El buffer acetato está formado por CH3COONa y CH3COOH. Al adicionar el NaOH se obtendrá un aumento en la concentración de OH- por lo cual los H - que son cedidos por el CH3COOH hace que se mantenga estable. Al agregar HCl se obtendrá un aumento en la concentración de H +, estos serán estabilizados por CH3COO- formado a partir de CH3COONa. El buffer amonio está formado por NH3 y NH4Cl. Al agregar el NaOH se obtendrá un aumento en la concentración de OH - por lo cual los H - que son cedidos por NH 4Cl hace que se mantenga estable. Al agregar HCl se obtendrá un aumento en la concentración de H+, estos serán estabilizados por NH 3. El buffer bicarbonato está formado por HCO3-  y H2CO3. Al adicionar el NaOH se obtendrá un aumento en la concentración de OH - por lo cual los H- que son cedidos por H2CO3 hace que se mantenga estable. Al agregar HCl se obtendrá un aumento en la concentración de H+, estos serán estabilizados por HCO 3-. El buffer citrato está formado por citrato disódico y citrato monosódico. Al agregar el NaOH se obtendrá un aumento en la concentración de OH- por los cual los H - que son cedidos por citrato monosódico hace que se mantenga estable. Al agregar HCl se obtendrá un aumento en la concentración de H+, estos serán estabilizados por citrato disódico.