PRÁCTICA N° 3 PROPIEDADES BIO0QUIMICAS DEL pH y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

PRÁCTICA N° 3

PROPIEDADES BIO0QUIMICAS DEL pH y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Los amortiguadores conocidos como tampones o buffers son soluciones que se caracterizan por impedir cambios bruscos de pH, dichos cambios se deben  a la adición de iones hidrogeno (ácidos) o por adición de iones  hidróxido (bases).Las soluciones amortiguadoras están formadas por un acido o una base débil y su sal conjugada. Todos los ácidos débiles en presencia de sus bases conjugadas constituyen soluciones amortiguadoras  y son sumamente importantes en la zona próxima a la neutralidad que es donde se desarrollan la mayoría de las funciones  de las células vivas.

El poder amortiguador de los cambios de pH en un determinado sistema; es una expresión simple de reacciones fundamentales reversibles que se establecen en el equilibrio y que se basan en la teoría ácido-base. Nuestro organismo cuenta con sistemas amortiguadores tanto intracelular como extracelular:

1. Ecuación de Henderson-Hasselbach

La ecuación de Henderson-Hasselbach, ha sido derivada de la Ley de acción de masas de Gulberg y Waage, del concepto de constante de equilibrio y de la ionización de ácidos y bases débiles. Se utiliza para calcular el pH teórico de una mezcla de ácidos débiles y sus sales. Para el siguiente sistema en equilibrio:

[pic 3]

[pic 4]

Esta ecuación se puede reorganizar para despejar la concentración de iones hidrogeno porque, queremos una ecuación que relaciones el pH de la disolución con el pKa y con el  grado de ionización del acidodébil.la forma en la que queda la ecuación es:

[pic 5]

Por definición , log(  1/[ H+ ])= pH  y  log(1/Ka) = pKa, así que, aplicando logaritmos a la ecuación  anterior ,obtenemos:

[pic 6]

Expresión  conocida  como la ecuación de Henderson-Hasselbach, para un acido débil.

Nuestro organismo cuenta con un sistema amortiguador intracelular y un sistema amortiguador extracelular:

1. El sistema amortiguador dentro de las células es el fosfato, está formado por el par de iones: (H2PO4)1− y (HP04)2−.

Se observa que el (H2PO4)1− es el ácido conjugado del (HP04)2−, por lo tanto, el (H2PO4)1− es la especie química de este par que tiene mayor capacidad de neutralizar la base.

Cualquier adición de (OH)1− la neutraliza el (H2PO4)1− evitando que el pH se incremente:

(H2PO4)1−(ac) + (OH)1− (ac)   ====>  (HP04)2−(ac) + H2O

El receptor de protón o base en el fosfato es la base conjugada del (H2PO4)1−, el ion (HP04)2−.

Este puede neutralizar (H)1+ y de este modo evitar que el pH disminuya.

(HP04)2− (ac) + (H)1+ (ac)  ====> (H2PO4)1−(ac)

1. El sistema amortiguador extracelular es el carbonato, está formado por el par conjugado, H2CO3 y (HCO3)1−, el ácido carbónico y el ion bicarbonato. En realidad, el ácido carbónico en la sangre está casi enteramente en la forma de CO2(ac). Pero cualquier demanda de H2CO3 (ac) la satisface casi instantáneamente la capacidad de la anhidrasa carbónica para desplazar el equilibrio.

Propiedad Amortiguadora del pH de las proteínas:

En las cadenas polipeptídicas  los grupos que pueden  cargarse eléctricamente son: carboxilos libres de los aminoácidos; dicarboxílicos cuyos pK fluctúan alrededor de 4,0; grupo amino de la lisina; guanidino de la arginina; fenolico de la tirosina; sulfhidrilo de la cisteína, cuyos pK son superiores  a 9.0; e imidazol de la histidina, cuyo pK en las proteínas  es de 5,0  a  7,0.

Todos estos grupos se comportan como ácidos débiles y confieren a las proteínas  la capacidad  de actuar  como amortiguadores  del pH. Es así, que se pueden comprender mejor las propiedades químicas de una proteína  si se considera la naturaleza de las cadenas laterales de los aminoácidos que pueden  estar presentes en la superficie  o cerca de la superficie de la molécula y, que por ello estarían  disponibles para reaccionar con iones o compuestos de su vecindad. La carga total sobre una molécula de proteína depende del pH de la solución y del número relativo de cada clase de aminoácido en la molécula.

OBJETIVOS

• Preparar soluciones amortiguadoras determinando el valor del pH experimental.
• Comprobar experimentalmente la eficiencia de una solución  amortiguadora frente  a los cambios de pH por adición de ácidos o bases.

MATERIALESY REACTIVOS

• Fenolftaleína al 0,5%
• Rojo de metilo
• Azul de Bromofenol.
• Anaranjado de metilo
• HCl 0.1N
• HCl 0,01 M
• NaOH 0.1N
• NaOH 0,01 M
• CH3COOH 0,1 M
• NH4OH 0,1 M
• NH4Cl 0,1 M
• Solución de albúmina
• Centrífuga
• Fiola de 100mL
• Soporte Universal
• Bureta
• Pipetas  10
• Tubos de ensayo 16
• Propipeta
• Beaker de 5mL
• Baguetas
• Piceta
• Potenciómetro

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Experimento 1: Indicadores de pH

• Valorar 20mL de HCl 0.1N con NaOH 0.1N, empleando II gotas de fenolftaleína al 0.5%
• Repetir la experiencia usando ahora II gotas de indicador rojo de metilo y luego con el azul de Bromofenol.

¿ Que volumen de solución de NaOH se necesita en cada caso?

Para la interpretación del experimento observar los rangos de viraje de cada indicador que en la tabla se adjunta?

Experimento 2: Determinar el pH teórico y práctico en las siguientes soluciones: NaOH 0,01 M; HCl 0,01 M; CH3COOH 0,1 M; NH4OH 0,1 M;        NH4Cl 0,1 M.

• Determinar el valor del pH teórico según la ecuación de Henderson-Hasselbach.
• Tomar 10 mL de cada solución y determinar el valor del pH práctico utilizando el pH-metro. Calcular el porcentaje de error.

Experimento 3.- naturaleza amortiguadora de la caseina

Preparar 4 tubos de prueba con los siguientes reactivos:

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