DETERMINACION DE pH Y PREPARACION DE SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Carol Ibarra, Andrés RoseroLaboratorio de Bioquímica I

Programa de Química, Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Universidad de Nariño, Ciudad Universitaria Torobajo, AA 1157

San Juan de Pasto.

RESUMEN: Se prepararon 3 soluciones a partir de soluciones con concentración conocida; se mezclaron cantidades diferentes de estas en 6 tubos de ensayo a los cuales se les agrego indicador creando una escala de pH de 3 a 5. Luego se tomaron 10 tubos de ensayo a los cuales se les agrego soluciones diferentes con concentración conocida, se agrego un indicador y se procedió a medir el pH patrón basándose en la escala anterior, se les midió el pH con papel tornasol, con el pH metro y se calculo el pH teórico; como siguiente paso se midió el pH de diferentes sustancias, luego se preparo la solución buffer y se le realizando diferentes pruebas para medir la variación de pH, por último se realizaron diferentes cálculos para preparara una solución amortiguadora problema de fosfato 0.5 M a un pH de 7,5.

PALABRAS CLAVE: Indicador, Concentración, Variación de pH, soluciones amortiguadores

INTRODUCCION

Según la definición de Bronsted (1879–1947) y Thomas Lowry (1874–1936) en 1923 un acido está definido como una molécula que cede protones (H+) y una base como la molécula que acepta el protón. El ejemplo más claro es la molécula de agua ya que ella es anfiprotica ósea se comporta como un acido liberando el protón y formando el Ion hidroxilo.

Cuando se comporta como una base, acepta un protón para formal el ion hidronio (H3O+). Cuando un ácido y una base reaccionan, los productos son un nuevo ácido y base, los cuales respectivamente se les llama acido y base conjugados.Por ejemplo:

El ion acetato es la base conjugada del acido acético y el ion amonio es el acido conjugado del amoniaco.

La acidez y la alcalinidad de una solución se la expresa por medio del logaritmo negativo de la concentración (mol / L) de los iones H+ presentes en ella; al valor obtenido se le llama pH de la solución.

Ahora si se conoce el valor de la concentración de iones hidronio (H3O+) se puede calcular el valor de la concentración de iones hidroxilo (OH) utilizando la siguiente ecuación

Donde en soluciones acuosas KW se conoce como el producto iónico del agua el cual es de 1x10-14 a 250C.

Las soluciones amortiguadoras son soluciones de ácidos, HA, o bases débiles con sales, NaA, de estos electrolitos, que tienen un ion común y poseen la propiedad de mantener el pH de las

soluciones más o menos constantes a pesar de adiciones de cantidades pequeñas de ácidos o bases fuertes.

El equilibrio involucrado es el del ácido o la base débil, en donde la concentración del anion común A, proviene casi exclusivamente de la sal, NaA.

HA= H+ + AKa = [H+] x [ HCO3-] [HA][H+] = Ka [HA] [A-]Ka = [ ácido ] [ sal ]

Ka es un valor constante y, se conoce el pH de la solución sacando el logaritmo a la ecuación que esta igualada a [H] y queda así:

pH = pKa + log [A+] [HA](Ec de Henderson Hasselbalch)

Cada vez que se adiciona cierto número de moles de ácido fuerte se observa un aumento de la [H+] y el equilibrio se rompe momentáneamente. El sistema trata de restablecer el equilibrio, tratando de disminuir la [H+] aumentada, para lo cual se desplaza en el sentido inverso, aumentando la cantidad de ácido HA y disminuyendo los iones de A-, manteniendo el pH más o menos constante.

Si estas mismas moles de ácido fuerte se agregan al agua el pH cambia bruscamente. Las disoluciones amortiguadoras o tampón son muy importantes en los sistemas químicos y biológicos. El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido a otro; por ejemplo, el pH de la sangre es alrededor de 7.4, en tanto que el jugo gástrico humano es alrededor de 1.5. En la mayor parte de los casos, estos valores de pH

que son críticos para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance de la presión osmótica, se mantienen gracias a las disoluciones.

Una disolución amortiguadora debe contener una concentración relativamente grande de ácido para reaccionar con los iones OH- que se añadan; y también debe contener una concentración semejante de base para que reaccione con la cantidad de iones H+ que se añadan. Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Estos requerimientos se satisfacen con un par ácido-base conjugado, por ejemplo, un ácido débil y su base conjugada (suministrada por una sal) o una base débil y su ácido conjugado (suministrada por una sal).

La medición de pH se efectúa ya sea por un método calorimétrico, por un electrométrico o por cálculos analíticos. Para este último, se usa el pHmetro.

El método calorimétrico se basa en el uso de colorantes orgánicos complejos que cambian de color de acuerdo al valor del pH de una soluciona acuosa. Estas substancias se conocen como indicadores. Para la mayoría de los casos, aquellos requieren de un rango de pH entre 4.0 y 8.4. El método potenciometrico utiliza el sistema del electrodo que consiste de un sensor cuyo voltaje varia proporcionalmente a la actividad de iones hidrogeno de la solución y un electrodo de referencia que proporciona un voltaje de referencia constante y estable.

MATERIALES Y REACTIVOS

Reactivos:

- pH metro- Papel indicador- Sln HCl 0.1 M

- Sln CH3COOH 0.1 M- Sln NH4OH 0.1 M- Sln NH4Cl 0.1 M- Acetato de amonio 0.1 M- Fosfato di acido de sodio 1M- Fosfato acido de sodio 1M- Indicador azul de bromofenol

Materiales:

- Probeta: 100ml- 8 beakers: 250ml- Pipeta: 1ml, 5ml, 10ml- 16 tubos de ensayo- Balón volumétrico: 100ml, 25ml

METODOLOGÍA

1. Se realizaron los cálculos para preparar las siguientes soluciones:

- 50 ml de HCL 0.1 N a partir de HCL 0.5N

- 50 ml de NaOH 0.1 N a partir de NaOH 0.5 N

- 0.5 ml de CH3COOH 0.1 N

2. Se preparo una escala coloreada de pH en 6 tubos numerados de 3 a 5 con unidades de 0.4 en 0.4, a los cuales se les agrego 3 gotas de indicador azul de bromofenol. En cada tubo se mezclo diferentes volúmenes de las soluciones anteriormente preparada de CH3COOH, NaOH y agua destilada como se muestra en la tabla 1:

Tabla 1.

pH CH3COOH ml NaOH ml H2O ml3.0 5.0 0.7 5.833.4 5.0 0.42 5.583.8 5.0 1.0 5.04.2 5.0 2.15 3.854.6 5.0 4.1 1.95.0 5.0 5.55 0.45

3. Se tomo 10 tubos de ensayo y se agrego a cada uno 6 ml de sustancias con concentración conocida preparadas en laboratorio a las cuales

se les determino el pH teórico, pH patrón y pH potenciometrico. Las sustancias preparadas en el laboratorio se muestran en la tabla 2.

Tabla 2.tubo

Sustancia(12 ml)

Concentración (N)

1 Agua destilada ---------------------2 Agua de la llave ---------------------3 HCl 0.1 M4 HCl 0.01 M5 HCl 0.001 M6 HCl 0.0001 M7 CH3COOH 0.1 M8 NH4OH 0.1 M9 NH4Cl 0.1 M10 Acetato de

amonio0.1 M

A las anteriores soluciones preparadas a partir de soluciones de laboratorio se les determino los siguientes valores:

a. A cada tubo de ensayo se le agrego 3 gotas de azul de bromofenol y se busco el equivalente más cercano de acuerdo a la escala de pH que ya se había elaborado anteriormente, siendo este el pH patrón.

b. A las soluciones se les determino el pH por medio del papel tornasol siendo esta valoración el pH de papel.

c. A las soluciones se les determino el pH por medio del pHmetro, siendo este valor el pH potenciometrico.

d. Por último se calculo teóricamente el pH de cada solución, siendo este el pH calculado.

6. Se rotularon 6 beakers (A – F), en A se colocaron 20 ml de acido acético 0.5M, en b se colocaron 20ml de acetato de sodio, se midió el pH, luego se mezclaron midiendo el nuevo pH. En C se coloco 20ml de agua destilada + 2ml de HCl 0.5M, se mido el pH. En D se colocaron

20 ml de agua destilada + 3ml de NaOH 0.5M, se tomo el pH. A los beaker E y F se les coloco 20 ml de la solución resultante de A y B, al beaker E se le adiciono 2 ml de HCl 0.5M y a F se le adiciono 2 ml de NaOH 0.5M, se midió el pH a cada una de ellas.

Por último se realizo los cálculos para preparar un amortiguador de fosfato 0.5M a pH 7,5 y se midió su efectividad agregándole a este acido y base por separado para medir el pH observando así la capacidad amortiguadora.

ANALISIS DE RESULTADOS

1. Preparación de soluciones:

Las soluciones iníciales fueron preparadas utilizando la ley de la disolución la cual se expresa de la siguiente ecuación:

Ec 1. C1V1 = C2V2

Despejando V1 se tiene:

Ec 2.V1 = C2V2 / C1

Se procede a remplazar los valores:

V1 = 0.1 x 6 / 0.5 = 1.2 ml

Este procedimiento se aplica para prepara las soluciones del primer punto y para preparar las soluciones utilizadas para hacer la escala del pH de la tabla 1 y las soluciones utilizadas para la determinación del pH de la tabla 2.

2. Preparación de la escala coloreada

Con la combinación de los volúmenes de acido acético, hidróxido de sodio y agua especificados en la tabla 1. Se obtuvo una escala de pH como se muestra en la figura 1:

Figura 1.

pH 3 pH 5

El azul de bromofenol es un indicador orgánico de formula C19H10O5SBr4, tiene un olor característico este tiene un Intervalo de transición visual: pH 3.0 (amarillo) - pH 4.6 (azul violeta o púrpura), es irritante y poco nocivo, su estructura molecular se muestra en la figura 2:

Fig 2.

Este es un compuesto orgánico cuya forma no disociada tiene un color diferente al de su acido o base conjugados. La disociación del indicador (Ec 3).se acompaña de cambios en su estructura interna y concominante cambio de color

Ec 3.In + H2O ↔ LnH+ + OH-

3. Determinación de pH por diferentes métodos:

Se determino el pH de las 10 soluciones que están descritas en la tabla 2. Obteniendo los valores (tabla 3.):

Tabla 3.

tubo pHpapel

pH Potencio

pHteorico

pHPatron

1 5 6.45 7 42 6 --------- ------- 43 1 1.03 1 34 2 2.04 2 3.25 3 2.096 3 3.46 4 3.97 4 3.67 3 3.74 2.86 3.28 11 11.02 11.13 5

9 5 5.15 5.12 3.810 9 8.94 7 4

- El pH teórico de la tabla 3 se cálculo de la siguiente forma:

Para el agua no se calcula el pH porque se supone que es neutra

Para las diferentes concentraciones de HCl el cual es acido fuerte se dice que:

Ec 4.

pH = -Log (H+)

Para el acido acético:

Ec 5.

pH = ½ pKA- ½ log [CH3COOH]

Para el hidróxido de amonio:

Ec 6.

pH = pkw – ½ pKB + ½ log [NH4OH]

Para el cloruro de amonio:

Ec 7.

pH = ½ pkw – ½ pKB + ½ log [NH4Cl]

- El pH patrón corresponde a los valores de pH aproximados obtenidos de la escala que se realizo con las variaciones de color del indicador azul de bromofenol con los valores de la tabla 1.

- El valor potenciometrico corresponde a los valores de pH medidos en el pHmetro.

4. Preparación de una solución amortiguadora:

Tabla 4.Beaker pH medidoA 10 ml ac acético 2,68B 10 ml acetato de sodio 8.34Solución A + B 4.57C + D + 20 ml de agua 5.80C+ 2mL de HCl 1.83D + 2mL de NaOH 11.98E (A + B)+ 2mL de HCl 4.57F (A + B)+ 2mL de NaOH

4.42

5. Preparación de una solución buffer de fosfato 0.5 M y pH 7.5:

pKa: 7.20pH: 7.5Concentración: 0.5 M

Aplicamos la formula de Henderson–Hasselbalch:

pH = pKa + log [A+] [HA]

7.5 – 7.20 = log [A+] [HA]

Antilog 0.3 = [A+] [HA]

1.995 = [A+] [HA]

Relación (Base) 1 . 995 (Acido) 1

Parte total: 1.995 + 1 = 2.995 aprox = 3

Para la base:3 100%1.99 X X = 66.33 % Base

Para el acido:3 100%1 X X = 33.33 % AcidoMoles de la base:100 mol 63.33

0.5 mol XX = 0.3166 mol de la base

Moles del acido:100 mol 33.330.5 mol XX = 0.1666 mol del acido

Concentración para preparar un litro de de solución:

Para la base:M = 0.3166 mol = 0.3166 M 1L sln

Para el acido:M = 0.1666mol = 0.1666 M 1L sln Se calculas los volúmenes de acido y de base con la formula de las disoluciones (Ec 1):

- V1 para la base = 0.633 L (633 ml)- V1 para el acido = 0.332 L (332 ml)

Se calculan los volúmenes para preparar 100ml:

Volumen de base:633 ml 1L X 0.1L X = 63.3 ml

Volumen de acido:332 ml 1L X 0.1L X = 33.2 ml

Por lo anterior podemos decir que se necesitan 33.2 ml de fosfato acido mas 63.3 ml de fosfato bibásico; el pH teórico es de 7.5 y el pH experimental es de 7.06, se le agrego unas gotas de NaOH hasta alcanzar el pH de 7.5 y se lo aforo.

Como la relación de porcentaje supera la mitad, se calcula el volumen para cada uno de los componentes determinando las cantidades de acido y de base para preparar la solución buffer.

Para observar la variación de pH se le agrego al buffer obtenido inicialmente 1 ml de HCl y 1ml de NaOH obteniendo el siguiente resultado: ( Tabla 5.)

Tabla 5. Sln (buffer pH 7.06) pH

Buffrer + 1ml de HCl 0.1 M 6.57Buffre + 1 ml de NaOH 0.1 M 7.08

En la tabla 1 se observa que no hay una variación significativa de pH lo cual puede ser porque el agua tenía un grado de acidez bajo (medido: 6.02); este es diferente al teórico por las impurezas que el agua puede contener.

Con respecto a los valores obtenidos con el pHmetro (Tabla 2) se puede decir que estos como son de uso general no estaban correctamente calibrados lo cual se evidencia en lo que ellos tardan en dar un valor estable dando origen a un error. Los recubrimientos del electrodo, los posibles cambios en la energía eléctrica también pueden ser factores de interferencia además de esto igualmente también puede influir el medio de trabajo y la limpieza del material.

Los datos de la tabal 2 explican los cambios que se dan cuando agregamos al medio una cantidad de acido o base fuerte reflejándose este en la gran variación de pH ya que aumentan o disminuyen la cantidad de iones hidronio en el medio que se está trabajando.

En la preparación del buffer de fosfato 0.5 M a pH 7.5 el pH calculado fue muy cercano al calculado. Cuando se realizo la prueba de amortiguamiento se observo que la variación de pH fue muy pequeña lo cual nos confirma la capacidad de amortiguamiento de la solución ya que mantuvo un rango del pH.

CONCLUSIONES

1. Los amortiguadores se usan en todos los tipos de reacciones químicas en las que se desean mantener el pH de una solución a un nivel relativamente constante

2. Para preparar una disolución amortiguadora a un pH especifico, se seleccionara un ácido débil cuyo pKa sea parecido al pH deseado. esta selección no solo da el valor de pH correcto del sistema amortiguador sino que asegura que tengan cantidades comparables del ácido y su base conjugada de la disolución; que son prerrequisitos para el sistema amortiguador funcione con eficacia.

3. La capacidad amortiguadora de una solución se define como el número de moles de un ácido o de una base fuerte que ocasiona un cambio de una unidad de pH a un litro del amortiguador. Esta premisa es de suma importancia en las ciencias ya que un cambio brusco de pH en un sistema biológico puede causar perjuicios que afecten la integridad del humano.

BIBLIOGRAFIA

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