AÑO DE LA INVERSIÓN PARA EL DESARROLLO RURAL Y LA SEGURIDAD ALIMENTARIA" UNIVERSIDAD NORBERT WIENER FARMACIA Y BIOQUIMICA PRACTICA N° 3 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS ALUMNOS: AYALA CARHUARICRA Karim CELESTINO RAMIREZ Fiorela MINAYA LAUREANO Maribel IZAGUIRRE ORIHUELA Blanca ARZAPALO Marilia MAMANI FRETEL Ana elizabeth Docente: Curso: FISICO QUIMICA II 2013 El responsable de este efecto es una o más reacciones que ocurren dentro del sistema y en las cuales se consume casi totalmente el ácido o base agregados. El ácido débil reacciona con cual quien cantidad de OH. Esta reacción puede determinarse fácilmente sobre la base del equilibrio que predomina en el sistema aplicando el teorema de Chatelier y teniendo en cuenta que siempre que un ácido esta en presencia de dos bases reacciona con aquella que produzca la sustancia más estable o que posee la menor constante de disociación y lo mismo puede decirse si se trata de una base en presencia de dos ácidos . El efecto amortiguador de estas soluciones se presenta cuando se les agrega pequeñas cantidades de ácidos fuertes o bases fuertes. puesto que el anión del ácido es una base débil. “tampón ácido”.agregado. la cual se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales correspondientes. También se puede preparar la solución amortiguadora mezclando una base débil con una de sus sales correspondientes “tampón básico”. mientras que el papel de la base débil es consumir el H+ que pueda haberse introducido.y del cual dependa el PH mayor de la solución. Esto impide que se perturbe en mayor grado el equilibrio: H2O H+ + OH.INTRODUCCION: Una solución buffer o tampón o amortiguadora es una mezcla de un ácido débil y una base débil. Tales soluciones se utilizan en muchos experimentos bioquímicos en los cuales se necesita controlar exactamente el pH. en este punto pH = pKa. El amortiguador que se escoja en un momento dado debe seleccionarse con cuidado. Como se dijo anteriormente. se puede deducir que el pH de una solución amortiguadora depende de dos factores uno es el de pKa y el otro es la proporción de sal a ácido. De la ecuación de Henderson-Hasselbalch. en la práctica las soluciones amortiguadoras se usan en el intervalo de pH entre 3. La máxima capacidad amortiguadora de la solución se cumple cuando la concentración de la sal es igual a la concentración del ácido. el intervalo útil para la mayoría de los amortiguadores es de una unidad de pH por encima o por debajo del valor de pKa. ya que los resultados experimentales pueden deberse a efectos específicos de los iones utilizados y no al pH. Si el pKa del ácido acético es 4. Esta proporción se considera igual a las cantidades de sal y ácido mezcladas en el intervalo de pH entre 4 y 10. ya que la sal estará completamente disociado.+ H+ CH3COO. fosfatos y tris.+ Na+ Puesto que el ácido acético está tan solo débilmente disociado. es decir 1 unidad alrededor del pKa.8. . donde la concentración de hidrogeniones e hidroxilos del medio acuoso son muy baja y se puede ignorar.8. PH = pKa + log 10 [sal] / [ácido] Tomemos por ejemplo los amortiguadores de acetato que están compuestos por una mezcla de ácido acético y acetato de sodio: CH3COOH CH3COONa ↔ → CH3COO. Algunos amortiguadores que producen reacciones desfavorables son: boratos. la concentración de ácido será casi la misma que se agregó a la mezcla.8 y 5. en la misma forma la concentración de iones acetato puede ser considerada como igual a la concentración de acetato de sodio añadido a la mezcla. Esto se cumple generalmente para todas las soluciones amortiguadoras.MARCO TEORICO Solución amortiguadora es aquella que se opone los cambios de pH cuando se agrega ácido o álcali. citratos. se debe saber el pKa del ácido y la relación entre la concentración de sal y ácido. .MECANISMO DE ACTUACION DE LAS SOLUCIONES TAMPON: Para poder entender con claridad el mecanismo que utiliza el organismo para evitar cambios significativos de pH. Sin embargo. pondremos un ejemplo de actuación del tampón de más importancia en el organismo. Esta ecuación suele proporcionar resultados incorrectos cuando las concentraciones del ácido y su base conjugada (o de la base y su ácido conjugado) son bajas. debe aclararse que esta ecuación no es aplicable en todos los casos. Supongamos que disponemos de una determinada cantidad de un ácido débil. un compuesto inestable que se disocia parcialmente y pasa a ser bicarbonato según el siguiente equilibrio: CO2 + H2O H2CO3 HCO3. el bicarbonato resultante se combina con los cationes libres presentes en la célula. formando así bicarbonato (NaHCO3).+ H+ Entonces. Para el cálculo del pH. que la concentración de su sal conjugada. presente en el líquido intracelular y en la sangre. que es 7.4. Por tanto. ácido clorhídrico (HCl): HCl + NaHCO3 → NaCl + CO2 + H2O Como se puede ver en la anterior reacción el efecto ácido clorhídrico queda neutralizado por el bicarbonato de sodio y resultan como productos sustancias que no provocan cambios en el pH celular y lo mantienen en su valor normal. como se observa a continuación Recordemos que pKa de un ácido débil se obtiene a partir de su constante de acidez (Ka) y es específico para cada ácido. es de 2 mM y que el pKa ácido del ácido láctico es 3. por ejemplo. Sabemos. el equilibrio de ácido carbónico (H2CO3) y bicarbonato (HCO3-). Como producto del metabolismo se produce CO 2 que al reaccionar con las moléculas de agua produce ácido carbónico. que actuará como tampón ácido. Calculo del PH de disoluciones tampón Frecuentemente se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo del pH en soluciones reguladoras.86. el lactato. como el sodio. Supongamos que entra en la célula un ácido fuerte. por ejemplo. ácido láctico de concentración 10 mM. ya que para su deducción se realiza una serie de suposiciones. En humanos. pero no su cociente de concentraciones. En concreto. cuando añadimos en ésta una pequeña cantidad de ácido o de base. sea óptima. Si reflexionamos sobre la ecuación de Henderson-Hasselbalch se deduce que el pH del sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre sal y ácido. Es decir que si vamos añadiendo agua al sistema variarán las concentraciones absolutas de cada sustancia.16.45 el de normalidad. SISTEMAS TAMPON FISIOLOGICOS: Niveles del PH en el cuerpo humano Muchas biomoléculas no actúan a un determinado valor de pH y solo toleran fluctuaciones mínimas en el pH. entonces el cociente sal/ácido aumenta muy significativamente.16 Es decir que partiendo de una solución de ácido láctico inicial de concentración 10 mM y pH 3. Los tampones mantienen la cantidad de ácidos y de bases en equilibrio en un determinado pH en el cual la actividad biológica de las proteínas.gracias a la intervención de un tampón químico. hormonas. enzimas.8..4. suficiente para que se rompa el equilibrio de concentraciones del ácido y su sal conjugada.ésta ha acabado transformándose en una solución de ácido láctico de concentración 0. sin la intervención de ningún tampón es 3. en este caso. bombas de iones.0.4 .8 y 7.35 a 7. si la dilución es muy grande. a diferencia del agua. En consecuencia. el bicarbonato de potasio.4 bajaría bruscamente hasta 3.86 + 3.Sangre . llegando a niveles de pH en los cuales las biomoléculas no podrían cumplir sus funciones..1 mM y pH 7. Dado el bajo grado de ionización del agua (H2O).86 + log (200 mM/ 0.Sangre arterial: pH= 7. el pH de una solución acuosa de ácido láctico de concentración 10 mM. Supongamos ahora que añadimos una solución amortiguadora de bicarbonato de potasio (KHCO3) y una cantidad grande de agua a la anterior solución de ácido láctico anterior de 10 mM. la concentración de ácido láctico disminuye a 0.16 Por tanto. los valores compatibles con el mantenimiento de funciones vitales son de pH entre 6. el equilibrio del ácido y su sal conjugada se desplaza hacia los productos y. y no de sus concentraciones absolutas.3 = 7. aumenta la sal y disminuye el ácido. mantienen el pH constante.+ H+ pH = 3. por tanto.podemos calcular el pH del ácido láctico en una solución acuosa sin ningún tipo de sistema tamponador con la ecuación de Henderson-Hasselbalch: CH3-CHOH-COOH CH3-CHOH-COO.16 – neutro . el pH varía en mucha cantidad. siendo el intervalo de 7.86 + log (2 mM/ 10mM) = 3. esto no ocurre en nuestro organismo gracias a los tampones químicos. Así es como el organismo consigue mantener su pH alrededor de 7. No obstante.1 mM y la concentración de lactato de potasio aumenta a 200 mM.16 – ácido .16. podemos decir que cada líquido fisiológico tiene un nivel característico normal de pH: .1 mM) = 3. Sin embargo.86 . Es decir que si esto se produjese en el líquido intracelular y no existieran las soluciones amortiguadoras su pH estándar de 7. Por esta razón los líquidos fisiológicos contienen tampones que.7 = 3. Calculemos el pH de la nueva solución: CH3-CHOH-COOH + KHCO3 → CH3-CHOH-COOK + CO2 + H2O pH = 3. a pesar de que entren sustancias ácidas o básicas en el cuerpo. 35 .Orina: pH= 4.HCl gástrico: pH= 0. paraldehído.8 .37) o alcalosis (pH>7. Supone una ventaja el hecho que se trata de un sistema abierto ya que el CO 2 puede ser eliminado en la respiración muy rápidamente. Es un tampón muy eficaz porque la relación HCO3/ H2CO3 es muy alta. acidosis láctica. Sistemas tampón en el organismo Existen tampones de gran importancia en el organismo: Inorgánicos: Tampón bicarbonato: CO2 + H2O Tampón fosfato: H2PO4Orgánicos: Tampón hemoglobina: HHbO2 Aminoácidos y proteínas HbO2 / HbH - H2CO3 HCO3 .5 . el tampón bicarbonato está compuesto por ácido carbónico (H2CO3) y bicarbonato (HCO3-) y el valor de su pKa es de 6. glándulas suprarrenales hiperactivas (síndrome de Cushing o utilitazación de corticosteroides). impidiendo así el funcionamiento de todos los mecanismos complexos que mantienen los niveles de pH a niveles adecuados.Líquido intracelular: pH= 6 .+ H+ HPO4 + H+ 2- Hb + H+ - Tampón bicarbonato Tal y como se ha comentado anteriormente. pulmones o por diabetes mellitus. También contribuyen al equilibrio la regulación respiratoria (segunda línea de defensa) y la regulación renal (tercera línea de defensa). metanol. los H+ se pueden eliminar por vía renal y el HCO3. pérdida de ácido causada por vómitos o aspiración del contenido del estómago. En realidad.puede reemplazarse en la orina.8 Los tampones son los primeros responsables de mantener estos niveles de pH constantes aunque en el organismo se produzcan altas cantidades de ácidos debido al metabolismo.venosa: pH= 7. acetazolamida o cloruro de amonio. furosemida.4 . Así. ácido etacrínico). Estas alteraciones pueden rendir su efecto en la primera. cetoacidosis diabética.1. pues el ácido carbónico forma CO2. salicilato (en sobredosis). sustancias tóxicas (etilenglicol.Líquido intersticial: pH= 7. Cuando hay alteraciones debidas a enfermedades de los riñones. También está presente en el líquido intersticial. este tampón está compuesto por dos equilibrios. generando una molécula de H2O. representa el 75% de la capacidad buffer total de la sangre. los tampones son el primer nivel de defensa contra los cambios de pH. Es el tampón más importante de la sangre (pH=7. acidosis tubulorrenal. Las causas principales de alcalosis son: uso de diuréticos (tiacidas.35 .7.43). la segunda o la tercera línea de defensa. lo que supone una alta capacidad para amortiguar los ácidos. el pH se ve alterado y se padece acidosis (pH<7. . Las causas principales de acidosis son: insuficiencia renal.4). Así. el tampón fosfato tiene concentraciones elevadas y es más eficiente. mediante la reacción catalizada por la anhidrasa carbónica (glóbulos rojos). Este tampón tiene un pKa de 6. Las concentraciones de HCO3. -2 - . el tampón bicarbonato resulta más útil que el tampón fosfato ya que este último se encuentra en concentraciones bajas. El riñón puede eliminar protones uniéndolos a amoníacos o fosfatos y mantiene la concentración de bicarbonato mediante reabsorción o regeneración del mismo.4. Actúa en el plasma y el líquido intersticial. Así. Esto significaría que este tampón tendría que ser más útil que el anterior. si el pH de la sangre aumenta. es importante tener en cuenta que el cuerpo necesita más bicarbonato que no ácido carbónico porque el metabolismo produce más ácidos que bases. a nivel intracelular. En condiciones normales. Así. Ahora bien.2 mEq de CO 2 por litro. el cual está mucho más cerca del pH plasmático. que a su vez. a nivel sanguíneo.y de H+ también se pueden controlar por mecanismos fisiológicos a nivel renal.4). el bicarbonato toma los protones libres.8. Como a pH sanguíneo (pH=7. Por el contrario. cede una molécula de H2O y se convierte en CO 2. -2 A pH fisiológico de 7. TAMPON FOSFATO: El tampón fosfato está compuesto por el hidrógeno fosfato (NaHPO 4 ) y el dihidrógeno fosfato (NaH2PO4 ). Como hemos dicho.Cuando el pH disminuye. se trata de un sistema eficaz para amortiguar ácidos. se forma HCO3. la proporción entre la forma sal y ácido es de 20. La suma de las formas sal y ácido se llama reserva alcalina. lo que conduce a mayor captación de CO2. la relación HPO4 / H2PO4 es igual a 4.2 mEq/L. resulta que [HCO 3 ] es 24 mEq/L y [CO2] es 1. esta suma tiene el valor 25. por vía renal. pero no es así ya que se encuentra en concentraciones menores en sangre y la eliminación del fosfato es mucho más lenta.a partir de H2CO3. el equilibrio se desplaza hacia el H2CO3. el cual se elimina a través de los pulmones. OBJETIVOS: Preparar experimentalmente diferentes soluciones amortiguadoras Determinar el pH de las soluciones preparadas Establecer la relación entre el pH y un amortiguador . 1.5 % .PARTE EXPERIMENTAL 2.1 M H3BO3 0.1 M NaOH 0.1 M Tampón Borato Fenobarbital sódico al 1. MATERIALES Y EQUIPOS: Tubos de ensayo Potenciómetro Pipetas BEAKERS MORTERO PIZETA PROBETA SUSTANCIAS FARMACEUTICAS Fosfato mono sódico 1/15 M Fosfato Di sódico 1/15 M HCl 0. 28 Luego agregar Hcl IV gotas el Ph es 7.23 7.90 6.10 7.28 IV gotas TUBO 2 ML 3.23 .10 7.1M Determinar PH TUBO 1 ML 3.28 IV gotas 7.90 6.30 En el tubo 1 se mezclan las soluciones de fosfato monosodico y fosfato disodico al mezclar el Ph es de 7.1M NaOH 0.PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Primero constatamos que todo el equipo de trabajo este en las normas de bioseguridad y revisamos el material a trabajar : DEMOSTRACIÓN DE LA ACCIÓN REPULADORA DE UNA SOLUCIÓN TAMPÓN SOLUCIÓN NaH2PO4 Na2HPO4 Determinar PH Hcl 0. 30 . fosfato disódico Al mezclar el ph es de 7. Luego agregar IV gotas de NaOH el ph es de 7.28.En el tubo 2 agregar fosfato monódico. 66 Determinar PH En el tubo 1 mezclar H3B03 10.90 6.50 .90 3.10 7.10 6.81.90. Na2HPO4 6.50 TUBO 2 ML 3.81 IVgotas 6.10 al determinar el ph es de 6. NaH2PO4 3. COMPARACIÓN DE LA CAPACIDAD DE UNA SOLUCIÓN TAMPÓN CON OTRA NO TAMPONADA SOLUCIÓN H3BO3 NaH2PO4 Na2HPO4 Determinar PH NaOH 0. Luego agregar iv gotas de NaOH el ph es 6.0 ml.28 IV gotas 6.1M Determinar PH TUBO 1 ML 10.0 3.90 6. 10 al determinar el ph es de 7.63 PH 10. Na2HPO4 6. NaH2PO4 3.0 Determinar PH 10.63 PH 10.0 5.0 ml.63 .63 10.90.66 COMPARACIÓN DE LA CAPACIDAD DE UNA SOLUCIÓN TAMPÓN CON OTRA NO TAMPONADA TUBO 1 ML TUBO 2 ML SOLUCION Fenobarbital sódico 5.28 Luego agregar iv gotas de NaOH el ph es 6.En el tubo 2 mezclar H3B03 10. 0 da como resultado de ph 9.0 Determinar PH 1.47 En el tubo 3 agregar Hcl 0.47 Mezclar el contenido de los tubos (1+3) y (2+4) Determinar Ph (1+3) 5.90 Determinar Ph (2+4) 10.81 En el tubo 4 agregar Hcl 0.1 m 1.70 .1m y tampón borato 5.0 H20 destilada Csp 5.81 9.5 1.5 Tampón borato Csp 5.1m y H2O destilada da como resultado de ph 1.SOLUCIÓN TUBO 3 ML TUBO 4 ML Hcl 0. Seguir las instrucciones del profesor antes de realizar un experimento. es por eso que al adicionarle HCl y NaOH. Lavar bien el electrodo antes de usar otra solución. resisten cambios bruscos de pH. preguntar Usar mandil y guantes para evitar la contaminación directa de la piel . Respetar las normas de seguridad e higiene del laboratorio. Es importante tener en cuenta la clase de sustancia con la que se está realizando las experiencias ya que dependiendo de la clasificación en la que se encuentre (ácido-base) los cálculos serán específicos y se regirán por cifras y principios diferentes RECOMENDACIONES: Hay que tomar mucho interés en este tema. ya que el pH es unos de los métodos más usados para saber la acidez o basicidad de una sustancia. Si esta solución no fuese reguladora al agregarle el HCl (ácido fuerte). Cuando la sustancia que se agrega a la solución amortiguadora es agua destilada el cambio de PH va a ser mínimo. La solución Buffer es muy pequeña. y así saber si esta bueno o en mal estado.CONCLUSIONES: Del experimento se concluye que las soluciones a partir de sustancias al resistirse a los cambios en el pH demuestran ser soluciones que tiene una capacidad buffer o amortiguadora Las soluciones amortiguadoras. por el contrario al adicionarle NaOH aumentaría. el PH disminuía en grandes proporciones. es material de vidrio y se puede romper. la variación de PH de 3. En caso de duda. Manipular con bastante cuidado el electrodo al someterlo a cada sustancia. = 27 gr.75+ Log 2/2 = 4. secundaria o terciaria. Demostrar de acuerdo a los grupos funcionales por qué un grupo amida puede ser ácido: Una amida es un compuesto orgánico que consiste en una amina unida a un grupo acilo convirtiéndose en una amina ácida (o amida). = PM x M x Lit. Formalmente también se pueden considerar derivados del amoníaco.75 Nuevo pH: 4. más altos que los de los ácidos correspondientes. Una solución amortiguadora formada por 2 moles de ácido ascético y 2 moles de acetato de sodio en un volumen determinado de agua. Ácido devil Base conjugado como su base . se nombra usando el prefijo carbamoil: CH3-CH2-CH(CONH2)-CH2-CH2-COOH ácido 4-carbamoilheptanoico.CUESTIONARIO 1. N un átomo de nitrógeno.2 M x 1 Lit. excepto la primera de la serie. —NHR o —NRR' (llamado grupo amino). serán necesarios si la concentración total del tampón es 0. respectivamente. Concretamente se pueden sintetizar a partir de un ácido carboxílico y una amina: Cuando el grupo amida no es el principal. Por esto su grupo funcional es del tipo RCONH''.14 3.5/2 = 4. son sólidas a temperatura ambiente y sus puntos de ebullición son elevados. KH2PO4 gr.75 El pKa del ácido acético es 4. Presentan excelentes propiedades disolventes y son bases muy débiles 2. Todas las amidas. R' y R'' radicales orgánicos o átomos de hidrógeno: Se puede considerar como un derivado de un ácido carboxílico por sustitución del grupo —OH del ácido por un grupo —NH2.5 moles de HCl? PH= 4. N moles = gr.2 moles/litro? Se utilizaría el KH2PO4 como acido conjugado y el K2HPO4 conjugada M= n mole/ lit. ¿Qué pareja escogería para preparar un tampón de pH 7. siendo CO un carbonilo. K2HPO4 gr. = 136 PM x 0. y R. ¿qué pH tendrá antes y después de añadir 0. = 174 PM x 0.75 + log 0.2 M x 1 lit. Lit./PM M = gr/PM gr. de una amina primaria o de una amina secundaria por sustitución de un hidrógeno por un radical ácido.2? ¿Cuántos gramos del ácido y cuantos gramos de su base conjugada. dando lugar a una amida primaria. = 34.8 gr. BIBLIOGRAFÍA ATKINS.A. 8TA EDITION.: 1987.B. G.C.W. P.F. BARROW. MÉXICO D. BARCELONA: W.: . G. PHYSICAL CHEMISTRY. ED .W. / MC. NEW YORK: ADDISON – W ESLEY: 1998. GRAW HILL: 2006 CASTELLAN.W. FISICOQUÍMICA 3ERA SISTEMAS TÉCNICOS DE EDICIÓN S. 6TA EDICIÓN. PHYSICAL CHEMISTRY.