determiancion de ph
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“AÑO DE LA INVERSIÓN PARA EL DESARROLLO RURAL Y SEGURIDAD ALIMENTARIA”
CURSO DE BIOQUÍMICA
DOCENTE:
Cordero Azabache, Jorge
ALUMNOS:
Cahuana Paco, Zajhury 2010112302Suarez Velita, Guadalupe 2010114876Villafani Martínez, Ela 2010204997
SEMESTRE:
2013-II
HUANCAYO – 2013
INFORME DE PH Y AMORTIGUADORES
ÍNDICE GENERAL
INTRODUCCIÓN......................................................................................3
OBJETIVOS.............................................................................................4
I. MARCO TEÓRICO............................................................................5
II. MATERIALES Y REACTIVOS..........................................................9
III. METODOLOGÍA..............................................................................10
IV. PROCEDIMIENTOS........................................................................10
V. RESULTADOS................................................................................11
VI. DISCUSION.......................................................................................17
VII. CONCLUSIONES...........................................................................18
BIBLIOGRAFÍA......................................................................................19
ANEXO…..................................................................................................................…20
INTRODUCCIÓNEl agua interviene prácticamente en todas las reacciones químicas de las células, por lo tanto es de vital importancia la capacidad del agua para ionizarse.La molécula de agua tiene capacidad limitada para disociarse en ion hidrógeno H+¿¿, y el ion hidroxilo OH-. Las concentraciones de ambos iones exponen una relación reciproca cuando el H+¿¿
aumenta, OH- disminuye, y viceversa.Las concentraciones de protones y de iones hidroxilo, en agua pura, son de 10−7M para cada uno de ellos.Un protón en solución acuosa se combina inmediatamente con una molécula de agua para formar el ion hidronio H 3O+¿¿.El movimiento de los iones hidronio e hidroxilo en un campo eléctrico es extremadamente rápido en comparación con otros iones tales como Na+, K+, Cl-.El pH de una solución ácido o base débil en el que el 50% de sus moléculas se encuentran disociados, y la otra mitad no se le denomina pK. Cuando la solución presenta un pH cercano a su pK±1 posee mayor capacidad amortiguadora. Los valores de pH bajos corresponden a concentraciones altas de H+, y los valores de pH altos corresponden a concentraciones bajas H+.La amortiguadora consiste en una mezcla de un ácido débil y su base conjugada. Las soluciones amortiguadoras tienden a resistir cambios de pH cuando se agrega cantidades de ácidos o bases fuertes.Existen amortiguadores fisiológicos: fosfato monoácido/diácido, el sistema ácido carbónico/bicarbonato, aminoácidos, proteínas, el sistema hemoglobina reducida/ oxihemoglobinato.
OBJETIVOS
GENERAL
Determinar el pH de distintos ácidos y bases utilizando un pH metro e
indicadores ácido-base.
ESPECIFICO
Captar el concepto de Ph y la escala acido – base.
Medir el pH de diferentes sustancias.
Evaluar la capacidad amortiguadora de líquidos biológicos.
Analizar las propiedades de soluciones acidas y básicas.
MARCO TEORICO
PH Y AMORTIGUADORES
La capacidad del agua para ionizarse tiene importancia fundamental para la
vida. Dado que el agua tiene la capacidad de actuar como ácido y base su
ionización puede representarse como una transferencia de protón
intermolecular que forma un ion hidronio (H3O+) y un ion hidroxilo (OH-):
Los protones existen en solución no sólo como H3O+, sino también como
multímetros tipo H5O2+ H7O3
+. Sin embargo el protón se representa de manera
sistemática como H+, aun cuando de hecho está muy hidratado.1
La ionización del agua puede medirse a través de su conductividad eléctrica,
el agua pura conduce la corriente eléctrica al migrar H3O+ hacia el cátodo y
OH- hacia el ánodo. El movimiento de los iones hidronio e hidroxilo en un
campo eléctrico es extremadamente rápido en comparación con otros iones
tales como Na+, K+, Cl-. Esta elevada movilidad iónica es el resultado del “salto
de protones”. Ningún protón individual se mueve muy lejos a través de la
disolución, pero una serie de saltos de protones entre moléculas de agua
unidas por enlaces de hidrógeno causa el movimiento neto de un protón a una
gran distancia en un tiempo corto. Como resultado de la elevada movilidad
iónica del H+ (y del OH-, que también se mueve rápidamente mediante salto
de protones, pero en la dirección opuesta), las reacciones ácidos – bases en
disolución acuosa son excepcionalmente rápidas.
Puesto que la ionización reversible es crucial para el papel del agua en la
función celular, hemos de tener una manera de expresar el grado de
ionización del agua en términos cuantitativos.
El grado de ionización del agua en el equilibrio:
1 Harper BIOQUIMICA ILUSTRADA Pág.9
H 2O+H 20↔H 3O+¿+OH−¿¿ ¿
H 2O↔H+¿+OH−¿¿¿
Es pequeño; a unos 25°C tan sólo dos de cada 109 moléculas en agua puara
están ionizadas en un momento dado. La constante de equilibrio para la
ionización reversible del agua es:
En agua pura a 25°C, la concentración del agua es de 55.5 M, gramos de H2O
en 1 L dividimos por el peso molecular en gramos: (1.000 g/L)/ (18,015 g/mol) y
es esencialmente constante en relación a las bajísimas concentraciones de H+
y OH+ , es decir, 1x10-7M. De acuerdo con ello podemos sustituir por 55,5M el
denominador de la expresión de la constante de equilibrio para dar:
Reordenando
(55,5M ) (Keq )=¿
Donde Kw designa el producto (55,5M ) (Keq ), denominado producto iónico del
agua a 25°C. Así el producto ¿ en disoluciones acuosas a 25 OC es siempre
igual a 1 x10-14 M2. Cuando las concentraciones de H+ y OH+ son
exactamente iguales, tal como sucede en el agua pura, se dice que la solución
está a pH neutro. A este pH, se puede calcular la concentración de H+ y OH+ a
partir del producto iónico de la siguiente manera:
Keq=¿¿
Keq=¿¿
Kw=¿
Despejando (H+):
¿¿
Dado que el producto iónico del agua es constante, siempre que ¿ sea
superior a 1 x 10-7 M, ¿ será inferior a 1 x 10-7 M, y viceversa. Cuando la ¿ es
muy alta, tal como sucede en una solución de acido clorhídrico,¿ será muy
pequeña. A partir del producto iónico del agua podemos calcular ¿ si
conocemos ¿, y viceversa.2
El término pH fue introducido en 1909 por Sorensen, quien lo definió como
logaritmo negativo de la concentración de ión hidrogeno:
Esta definición, es suficiente para muchos propósitos bioquímicos, a fin de
calcular el pH de una solución:
1. Se calcula la concentración de ión hidrógeno H+.
2. Se calcula el logaritmo base 10 de H+.
3. El pH es el negativo del valor que se encuentra en el paso 2.
Los valores de pH bajos corresponden a concentraciones altas de H+, y los
valores de pH altos corresponden a concentraciones bajas H+.
Los ácidos son donadores de protones y las bases son aceptadores de
protones. Los ácidos fuertes (HCl, H2SO4) se disocian por completo hacia
aniones y cationes, incluso en soluciones fuertemente acídicas (pH bajo). Por
su parte los ácidos débiles se disocian sólo en parte en soluciones acídicas.
De modo similar y las bases fuertes (KOH, NaOH). La bases débiles (Ca
(OH)2), están por completo disociadas a pH alto.
La ecuación de Henderson – Hasselbalch se deduce a continuación:
Un ácido débil, HA se ioniza como sigue:
2 David L. Nelson Y Michael M. Cox. Editorial Omega. PRINCIPIOS DE BIOQUIMICA. Pág.54-56
pH=−log¿
HA←→
H+¿+A−¿¿ ¿
La constante de equilibrio para esta disociación es:
La ecuación de Henderson – Hasselbalch:
Cuando la mitad de un ácido esta neutralizada pH= pKa.
Los amortiguadores resisten a un cambio del pH cuando se producen o
consumen protones. La capacidad amortiguadora máxima ocurre ±1 unidad del
pH a uno u otro lado del pKa. Los amortiguadores fisiológicos son bicarbonato,
orto fosfato y proteínas.3
Podemos clasificar los amortiguadores fisiológicos en dos grupos: los
inorgánicos y los orgánicos. Entre los amortiguadores inorgánicos más
importantes están el sistema fosfato monoácido/diácido y el sistema ácido
carbónico/bicarbonato. Entre los amortiguadores orgánicos más importantes
se encuentran los aminoácidos, proteínas y el sistema hemoglobina reducida/
oxihemoglobinato.4
Las proteínas, y en forma específica las enzimas son sensibles a los cambios
bruscos de pH. Así, el pH sanguíneo debe conservarse en un intervalo entre
7.35 y 7.4 con el fin de mantener la homeostasis.5
3 Harper. BIOQUIMICA ILUSTRADA. Pág.9-134 Buffers (RECOPILADO)5 Sergio Sánchez Enríquez Y Otros. Editorial. Mc Graw Hill Interamericana Editores. S.A. MANUAL DE PRÁCTICAS. Pág.24
Ka=¿¿
pH=pKa+log ¿¿
Los estados que hacen descender el pH de la sangre, produciendo acidosis, o
que hace que aumente, produciendo alcalosis, pueden poner en peligro la vida
de las personas.6
Además de los sistemas amortiguadores de pH, el sistema nervioso (centro
respiratorio), el aparato respiratorio y el aparato genitourinario contribuyen a
mantener el pH en los órganos y tejidos en los límites apropiados.7
ÁCIDOS Y BASES
Cuando los ácidos entran en contacto con el agua, los iones se separan. Por
ejemplo, el cloruro de hidrógeno se disociará en iones hidrógeno y cloro (HCL--
a H+ + CL-).
Las bases también se disocian en sus iones cuando entran en contacto con el
agua. Cuando el hidróxido de sodio entra en el agua se separará en iones de
sodio e hidroxilo (NaOH--a Na+ + OH).
6 David L. Nelson Y Michael M. Cox. Editorial Omega. PRINCIPIOS DE BIOQUIMICA. Pág.657 Sergio Sánchez Enríquez Y Otros. Editorial. Mc Graw Hill Interamericana Editores. S.A. MANUAL DE PRÁCTICAS. Pág.24
Cuando una sustancia ácida acaba en el agua, le cederá a ésta un protón. El
agua se volverá entonces ácida. El número de protones que el agua recibirá
determina el pH. Cuando una sustancia básica entra en contacto con el agua
captará protones. Esto bajará el p del agua. Cuando una sustancia es
fuertemente ácida cederá más protones al agua. Las bases fuertes cederán
más iones hidroxilo.
¿Qué es el equilibrio ácido-básico?
El equilibrio ácido básico no es el único equilibrio orgánico necesario para
nuestra salud. Por el contrario, existen varios equilibrios; por ejemplo el
equilibrio entre la actividad y el reposo, entre el estado de vigilia y el estado del
sueño, el inspirar y el espirar, la sangre venosa y la sangre arterial, el de ingerir
alimentos y defecar. Y así, como nos es dañino alterar cualquiera de estos
equilibrios (por ejemplo, permanecer despierto más de 21 horas diarias y sólo
dormir 3 horas, es decir, no descansar lo necesario para compensar nuestra
actividad diaria), la presencia excesiva de sustancias ácidas o básicas, es
realmente peligrosa para nuestra salud.
AMORTIGUADORES
“Los amortiguadores son soluciones que minimizan un cambio en la [H+], es
decir en el pH, al añadir un ácido o una base. Una disolución amortiguadora,
con un ácido débil o una base débil y un ion de carga contraria, tiene una
capacidad de amortiguación máxima a su pKa, es decir cuando las formas
ácidas y básicas están presentes a igual concentración. La forma ácida
protonada reacciona con la base añadida y la forma básica no protonada
neutraliza el ácido añadido”
MATERIALES Y REACTIVOS
MUESTRA
Saliva Orina Sudor Leche Refresco oscuro Refresco claro Jugo de naranja Yogurt
MATERIALES
CANTIDAD MATERIALES GRAFICO
6VASOS DE
PRECIPITADO
300 ml, 500 ml
10TUBOS DE ENSAYO
1GRADILLAS
11
PIPETA 1 mlPIPETA 5ml
1PROPIPETA
1PINZAS MULTIUSOS
1PICETAS CON AGUA
DESTILADA
1FENOLFTALEÍNA
5TIRAS DE PAPEL
TORNASOL
5TIRAS DE PAPEL
PANPHEA
REACTIVOS:
CANTIDAD UNIDAD DE MEDIDA
REACTIVO GRÁFICO
300 ml DISOLUCION HCL 0,1 M
300 ml DISOLUCION 0,1 M NaOH
METODOLOGÍA
3.1 LUGAR DE EJECUCIÓN
Laboratorio de biología – química, campus de la Universidad
Continental de Ciencias e Ingenierías.
PROCEDIMIENTOS
EXPERIMENTO 01:Medición de pH con tiras reactivas y con potenciómetro
PROCEDIMIENTO:
1.-Colocamos en cada vaso precipitado 100ml de las soluciones que se tienen
de la muestras establecidas.
2.-Ponemos el papel tornasol en cada vaso y esperamos un minuto.
3.-Retiramos los papeles de tornasol y vemos según la tabla de escala de color
los resultados que arrojan dichas soluciones en cuanto a acidez.
4.-Con la medida del pH-metro se va a poder detallar en mayor determinación
el grado de acidez y temperatura de las soluciones. Para lo cual prendemos el
equipo y se calibra, es decir un acondicionamiento en la pantalla que nos va a
permitir medir con exactitud nuestras soluciones.
5.-Empezamos a lavar, usando el vaso lavador, los electrodos por las muestras
anteriores, con agua destilada de manera uniforme de arriba hacia abajo
lentamente y con cuidado.
6.- Pulsar el botón cal para proceder a la calibración.
7.- Agitar suavemente y esperar a que la lectura se estabilice: deberá aparecer
en pantalla el número 7.
8.- Ponemos en la solución buffer hasta que aparesca ready.
9.- Luego observamos como arroja los resultados.
10.- Presionamos el boton setup y nos pide 4.y luego 7
11.- Se lavan los electrodos.
12.- Al colocar nuevamente setup observamos las cantidades arrojadas por el
equipo.
EXPERIMENTO 02:Sistemas de amortiguadores
PROCEDIMIENTO:
Prepare de una serie de tubos numerados de acuerdo con el siguiente
cuadro.
Medir el pH de cada solución empleando tiras reactivas.
Tubos Muestras (2,5 ml)
pH inicial NaOH 0.01 N HCl 0.01 N pH final
1 Orina 0.5 ml ---------2 Orina ------------ 0.5 ml3 Suero 0.5 ml ---------4 Suero ------------- 0.5 ml5 NaHC03
0.1 N pH 7.0
0.5 ml ----------
6 NaHC03 0.1 N pH 7.0
-------------------
0.5 ml
7 Agua destilada
0.5 ml --------------
8 Agua destilada
--------------- 0.5 ml
EXPERIMENTO 03:
Equilibrio de un ácido fuerte
a) Parte experimental
En un vaso de precipitado de 100 ml se añaden 25,0 ml de una
disolución acuosa de HCl 0,1 M, el vaso se coloca sobre la placa
agitadora y se introduce el electrodo del medidor de pH. Se añaden unas
gotas de disolución del indicador fenolftaleína y a continuación se añade
gota a gota desde una bureta una disolución de NaOH 0,1 M.
Anotar (deteniendo el goteo de la bureta) los valores que mide el pH-
metro después de añadir 0,5 ml de NaOH. Si se observa que el pH se
modifica muy rápidamente, la adición de NaOH se realizará más
lentamente.
De manera simultánea, y al realizar la medida del pH se observará y
anotará el color de la disolución que se estudia.
Cuando se supere el pH de neutralidad la fenolftaleína, que hasta el
momento permanece incolora virará a rojizo.
Continuar la adición de NaOH hasta que el pH adquiera valor 12,
aproximadamente.
b) Cálculos e interpretación de los resultados
Representar en papel milimetrado los valores de pH obtenidos para cada
adición de NaOH.
Calcular teóricamente, en función de los antecedentes descritos, el valor
de pH en la disolución estudiada, después de cada adición de NaOH.
Debe tenerse en cuenta que al neutralizar todo el HCl tenemos una
disolución de NaCl y el pH corresponde al de le neutralidad.
Comprobar la coincidencia o discrepancia entre el volumen de NaOH,
necesario para alcanzar la neutralidad en la medida instrumental, y
mediante el indicador coloreado (fenolftaleína). Interpretar los resultados
y justificarlos.
RESULTADOS
RESULTADO 1: Medición de pH con tiras reactivas y con potenciómetro
El grupo al momento de trabajar con cada una de las soluciones a las cuales se les midió el pH, y pudimos deducir que, la leche, la saliva, refresco oscuro, refresco claro son ácidos débiles. Mientras la orina y el sudor son ligeramente básicos y el único acido fuerte es el jugo de naranja teniendo Un pH de 3.48.
RESULTADO 2: Sistemas de amortiguadores Tubos Muestras
(2,5 ml)pH inicial NaOH 0.01 N HCl 0.01 N pH final
1 Orina 6.09 0.5 ml --------- 72 Orina 6.09 ------------ 0.5 ml 43 Suero 6.32 0.5 ml --------- 94 Suero 6.32 ------------- 0.5 ml 65 NaHC03
0.1 N pH 7.0
8.27 0.5 ml ---------- 10
6 NaHC03 0.1 N pH 7.0
8.27 -------------------
0.5 ml 8
7 Agua destilada
7.00 0.5 ml -------------- 12
8 Agua destilada
7.00 --------------- 0.5 ml 2
RESULTADO 3: Equilibrio de un ácido fuerte
SOLUCION PAPEL TORNASOL PH - METRO
PH OBTENIDO
OBSERVACIONES COLOR PH TEMPERATURA
Saliva acido Ligeramente acido azul rosado
16.80
Orina acido Ligeramente Básico
azul rosado
16.70
Sudor acido Ligeramente básico
azul rosado
16.50
Leche acido igual rosado 16.80
refrescooscuro
acido igual azul 19.40
refresco claro
acido igual rosado 16.60
jugo de naranja
acido Ligeramente acido rojo 17.30
Yogurt acido igual rosado 16.80
1. Ya armado el proceso que en la práctica se indica hasta el punto número 1, procedemos a las anotaciones.
2. La bureta esta con 25ml de hidróxido de sodio. Detendremos el goteo cada 0.5ml de hidróxido de sodio.
Cantidad en ml de NaOH
PH color
0.5 1.81 Transparente
1.0 1.82 Transparente
1.5 1.82 Transparente
2.5 1.84 Transparente
8.0 6.82 Medio rojizo
8.2 7.00 Medio rojizo
13.5 11.06 Rojizo intenso
14.0 11.52 Rojizo intenso
14.5 11.89 Rojizo intenso
La representación en papel milimetrado no se hizo por la falta de tiempo.En total se utilizó 14.5 ml de hidróxido de sodio para que el ph de la solución de ácido clorhídrico con la fenolfetaina sea de 12.
DISCUSIÓN
El agua es un bien ampliamente utilizado para sus distintos usos, así
pues dependerá de su calidad el fin al que pueda ser destinada.
Para saber en qué condiciones se encuentra un el agua se analizan una
serie de parámetros de tipo físico, otros de tipo químico y otros
biológicos y después comparar estos datos con unos estándares
aceptados nacional e internacionalmente que nos indicarán la calidad de
ese agua para los distintos usos: para consumo, para la vida de los
peces, para baño y actividades recreativas, etc.
El pH es una indicación del número de iones hidrógeno. Cuando una
solución está neutra, el número de iones hidrógeno es igual al número
de iones hidróxilo. Cuando el número de iones hidróxilo está superior, la
solución es básica. Cuando el número de iones hidrógeno está superior,
la solución es ácida.
(Artículo Científico American Society for testing and Materials. Annual book of Standards 1994 y Determinación de pH en el agua. Método ASTM
D 1293-84 re aprobado en 1990)
PH Y ALCALINIDAD
La calidad del agua y el pH son a menudo mencionados en la misma frase. El pH es un factor muy importante, porque determinados procesos químicos solamente pueden tener lugar a un determinado pH. Por ejemplo, las reacciones del cloro solo tienen lugar cuando el pH tiene un valor de entre 6,5 y 8. El pH es un indicador de la acidez de una sustancia. Está determinado por el número de iones libres de hidrógeno (H+) en una sustancia.La acidez es una de las propiedades más importantes del agua. El agua disuelve casi todos los iones. El pH sirve como un indicador que compara algunos de los iones más solubles en agua.El resultado de una medición de pH viene determinado por una consideración entre el número de protones (iones H+) y el número de iones hidroxilo (OH-). Cuando el número de protones iguala al número de iones hidroxilo, el agua es neutra. Tendrá entonces un pH alrededor de 7.El pH del agua puede variar entre 0 y 14. Cuando el pH de una sustancia es mayor de 7, es una sustancia básica. Cuando el pH de una sustancia está por debajo de 7, es una sustancia ácida. Cuanto más se aleje el pH por encima o por debajo de 7, más básica o ácida será la solución.El pH es un factor logarítmico; cuando una solución se vuelve diez veces más ácida, el pH disminuirá en una unidad. Cuando una solución se vuelve cien veces más ácida, el pH disminuirá en dos unidades. El término común para referirse al pH es la alcalinidad.
¿Sabías que el pH de la Coca-Cola está alrededor de 2? ¿Y sabías que es inútil medir el pH del agua de ósmosis inversa o del agua desmineralizada? Ni el agua desmineralizada ni el agua de ósmosis inversa contienen iones tampón. Esto significa que el pH puede ser tan bajo como 4, pero también tan alto como 12. Ambos tipos de agua no son fácilmente utilizables en su forma natural. Siempre son mezclados antes de su aplicación.
A continuación resumimos una lista de productos y su pH:
COMPARAMOS LOS RESULTADOS OBTENIDOS CON LOS RESULTADOS DEL ARTÍCULO CIENTÍFICO
CONCLUSIONES
Llegamos a la conclusión que el valor del pH se puede medir
de forma precisa mediante un potenciómetro, también
conocido como pH-metro, un instrumento que mide la
diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de
CONCLUSIONES
Lo que podemos diferir acerca de estos resultados del articulo cientifico y los
nuestros son similares e iguales y que varia en lo minimo , esto se deberia a
diversos factores y uno de ellos podria ser la temperatura del tiempo entre
otros factores .
MUESTRAS PAPEL TORNASOL
pH metro
Gaseosa 3.0 pH ácido 2.5 pH ácido T (15.2)
Agua Potable 8.0 pH básico
6.85 pH T (14.6)
Cifrut 2.5 pH ácido 2.1 pH ,T (14.7)
pH PRODUCTO pH PRODUCTO2 - 3 gaseosa 6.6 leche13 lejía 4.0 vino6.0 Agua
destilada2.0 Zumo de
limón8.3 Levadura
en polvo0 Acido
clorhídrico7.4 Sangre
humana3.0 manzanas
7.0 Agua pura 12.4 lyme
referencia (generalmente de plata o un cloruro de plata) y un
electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.
Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que
7 es básico a 25 ºC
También se puede medir de forma aproximada el pH de una
disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que
presentan diferente color según el pH. Generalmente se
emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de
una mezcla de indicadores. Algunos compuestos orgánicos
que cambian de color en función del grado de acidez del
medio en que se encuentren se utilizan como indicadores
cualitativos para la determinación del pH. El papel de litmus o
papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros
indicadores usuales son la fenolftaleína, el amarillo de metilo y
el azul de bromotimol.
Según los resultados de los experimentos realizados en el
laboratorio de Bioquímica, se concluye que el pH de las
sustancias que determinamos es diferente ya que varía el nivel
de ácido en las sustancias, también interviene la composición
de cada uno de estos.
BIBLIOGRAFÍA
Harper BIOQUIMICA ILUSTRADA Pág.9
David L. Nelson Y Michael M. COX. Editorial Omega. PRINCIPIOS DE
BIOQUIMICA. Pág.54-56
Harper. BIOQUIMICA ILUSTRADA. Pág.9-13
Buffers (RECOPILADO)
Sergio Sánchez Enríquez y otros. Editorial.MC Graw Hill Interamericana
Editores. S.A. MANUAL DE PRÁCTICAS. Pág.24
David L. Nelson Y Michael M. Cox. Editorial Omega. PRINCIPIOS DE
BIOQUIMICA. Pág.65
Sergio Sánchez Enríquez Y Otros. Editorial. Mc Graw Hill Interamericana
Editores. S.A. MANUAL DE PRÁCTICAS. Pág.2
ESQUEMA 1
23
Colocamos en cada vaso
precipitado 100ml de las
soluciones que se tienen de
las muestras establecidas.
Ponemos el papel tornasol en cada
vaso y esperamos un minuto.
Retiramos los papeles de tornasol y
vemos según la tabla de escala de color
los resultados que arrojan dichas
soluciones en cuanto a acidez.
Con la medida del pH-metro se va a poder detallar en mayor determinación el grado de
acidez y temperatura de las soluciones
ESQUEMA 2
24
Prepare de una serie de tubos
numerados de acuerdo con el
siguiente cuadro.
Medir el pH de cada
solución empleando
tiras reactivas.
ESQUEMA 3
CUESTIONARIO:
25
En un vaso de precipitado de 100 ml se
añaden 25,0 ml de una disolución
acuosa de HCl 0,1 M, el vaso se coloca
sobre la placa agitadora y se introduce
el electrodo del medidor de pH. Se
añaden unas gotas de disolución del
indicador fenolftaleína y a continuación
se añade gota a gota desde una bureta
una disolución de NaOH 0,1 M.
Anotar (deteniendo el goteo de la
bureta) los valores que mide el pH-
metro después de añadir 0,5 ml de
NaOH. Si se observa que el pH se
modifica muy rápidamente, la
adición de NaOH se realizará más
lentamente.
De manera simultánea, y al
realizar la medida del pH se
observará y anotará el color de la
disolución que se estudia.
Continuar la adición de NaOH hasta
que el pH adquiera valor 12,
aproximadamente.
1. Investigue el compuesto que contribuye al pH de las soluciones analizadas
SOLUCIÓN COMPUESTOSaliva Ácido Siálico, Urea, Ácido ÚricoOrina Urea, Ácido Úrico, amonio.Sudor Ácido urocánicoLeche Ácido lácticoRefresco oscuro Ácido fosfórico, ácido cítrico. Dióxido de carbonoRefresco claro Ácido fosfórico, ácido cítrico, Dióxido de carbonoJugo Ácido fosfórico, ácido cítrico.Yogurt Ácido lácticoSolución de jabón Ácido grasoAgua Hidrogeno
2. Complete la información del siguiente cuadro
INDICADORES DEL REACTIVO DE YAMADAIntervalos de pH Color
Azul de timol 8.0 – 9,6 De amarillo a azulRojo de metilo 4,2 – 6,3 Desde roja a amarillo.Azul de bromotimol 6,0 – 7,6 De azul a color verdoso.fenolftaleína 8,0 – 10 De incolora a colores
rosados violetas.
3. Explique la diferencia entre un sistema amortiguador y el de una sustancia con prioridad antiácida.
SISTEMA AMORTIGUADOR SUSTANCIA CON PRIORIDAD ANTIÁCIDA Es la mescla de concentraciones
relativamente elevada de un ácido débil y su base conjugada.
Tiene la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes.
Cada sistema de buffer tiene su propio rango efectivo, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado,
Desde el punto de vista químico, son combinaciones de bases más o menos fuerte de sodio, calcio, magnesio y aluminio con ácidos débiles, del tipo de carbonatos y silicatos o bien en forma de hidróxidos que ante la presencia de ácido clorhídrico del jugo gástrico son desplazados por el cloro para formar cloruros más la formación de agua y bióxido de carbono
Es una sustancia, generalmente una base (medio alcalino), que actúa en contra de la acidez.
Neutraliza en forma inmediata y duradera el pH hasta valores de 3-4.
Evita la inactivación de la pepsina por el cambio de pH
26
4. ¿Qué significa que los ácidos y bases son cáusticos? ¿Qué efectos tienen sobre los tejidos vivos? ¿Por qué crees que esto ocurre? Es decir, ¿cómo actúan sobre dichos tejidos?
En química, se dice que un producto es caustico cuando quema los tejidos orgánicos. Estos productos pueden ser tanto ácidos como bases orgánicas o inorgánicas.
5. ¿Por qué muchos productos de limpieza (fuertes) están basados en ácidos o bases (tienen a un ácido o una base como su principal componente activo)?
Los ácidos, minerales más utilizados por sus propiedades anti cal y desincrustante son el cloruro de hidrogeno, el ácido nítrico, el ácido fosfórico y el ácido sulfámico. Todos estos ácidos son corrosivos y oxidantes incluso para el acero inoxidable.Base fuerte son corrosivas reaccionan violentamente cuando entra en contacto con ácidos, con un desprendimiento de calor
6. ¿Cuáles son las causas de que el ser humano presenta un pH acido en su cuerpo?
Existe una corriente de investigación, que afirma que existe un “estado pH” en el organismo que fluctúa entre una alcalosis y una acidosis a lo largo de las 24 horas del día. Si este trasiego o movimiento no se produjese sería imposible la puesta en marcha de las diferentes rutas bioquímicas y el metabolismo se pararía Precisamente el motor de la vida biológica es este ir y venir del “estado pH”. Son pequeñas fluctuaciones en torno a la posición del equilibrio, pero suficientes para que exista el movimiento bioquímico
7. Se preparan disoluciones acuosas de igual concentración de HCl, NaCl, NH4Cl y NaOH. Conteste de forma razonada:
MENOR pH La más acida, la disolución de HCl, por
27
ser un ácido fuerte, se disocia por completo formándose Cl- y H+
NEUTRO pH
La que es una sal de ácido fuerte y base fuerte, la disolución de NaCl. Esta sal se disocia por completo en los iones Na+ y Cl- y ambos son iones neutros (no reaccionan con el H2O)
SIN CAMBIO DE pH Para las que no cambian la concentración de [H+], es decir la disolución de NaCl, ya que es neutra. Las otras tres disoluciones producen iones H+ u OH- , cuyas concentraciones varían con la disolución.
MAYOR pH La más básica, la disolución de NaOH, por ser una base fuerte, se disocia por completo en Na+ OH-
8. ¿De qué manera las variaciones de temperatura pueden afectar la medición de pH?
Las mediciones de pH varían con la temperatura en dos formas: por efectos mecánicos causados por cambios en las propiedades de los electrodos y por efectos químicos producidos por alteración de las constantes de equilibrio. En el primer caso, se incrementa la pendiente de la ecuación de Nernst con el aumento de temperatura y los electrodos requieren de un mayor tiempo para lograr el equilibrio térmico. Este efecto provoca cambios significativos en el pH. Debido a que los equilibrios químicos afectan el pH, los estándares para preparar las soluciones tampón tienen pH específico a la temperatura indicada.
GRAFICOS:
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.Muestras
.Tiras de papel tornasol
.Tiras de papel panhpea
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. Experimento 3
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