Informe N 2




Informe Nº 2 de Laboratorio de Bioquímica:



COMPOSICION Y MECANISMOS DE ACCION DE LAS SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Integrantes:

1. Manchego Jiménez, Luis Alonso……………………………………….

2. Sanchez Sotelo, Gabriela…………………………………………………

3. Zafra Lapatnikova, María………………………………………………….

4. Zegarra Paredes, Angelica Milagros……………………………………



2015 - II





I. Introducción:


Los buffer consisten en saleshidrolíticamente activas que se disuelven en el agua. Los iones de estas sales se combinan con ácidos y álcalis. Estas sales hidrolíticamente activas son los productos que resultan de la reacción entre los ácidos débiles y los álcalis fuertes como el carbonato de calcio (a partir del ácido carbónico e hidróxido de calcio) o entre ácidos fuertes y álcalis débiles como el cloruro de amonio (apartir del ácido clorhídrico e hidróxido de amonio).

Un ácido buffer reacciona cuando un ácido débil o base débil se combina con su correspondiente sal hidrolítica en una solución de agua, se forma un sistema amortiguador denominado "buffer".


II. Resultados:




Mesa




M1
M2
M3

Vaso Nº
Reactivos
1
2
3
4
5
6
(S) K2HPO4 (O.1)
38
36
28
20
12
4
(A)KH2PO4 (O.1)
2
4
12
20
28
36
pH practico
8.067.79
7.27
6.81
6.44
6.04
NaOH (0.1)
0.6
0.3
3
4.5
7.2
11
HCl (0.1)
8.5
8.5
6.7
4.6
3.1
1.2
pKa2: 7.2




Mesa




M4
M5
M6

Vaso Nº
Reactivos
1
2
3
4
5
6
CH3COONa (0.2)
14
20
24
30
32
36
CH3COOH (0.2)
26
20
16
10
8
4
pH practico
4.60
4.91
5.18
5.34
5.51
5.97
HCl (0.1)
8
10
19.1
16.1
18.1
19.2
NaOH(0.1)
10.5
10
7.2
5.8
4.5
2.1
pKa: 4.74

III. Discusiones:

Mesa 1:
Vaso 1:
En el vaso Nº1 sepreparó un buffer de una concentración y volumen de K2HPO4 0.1M 38mL y KH2PO4 0.1M 2 mL, respectivamente, que al analizarlo se obtuvo un pH igual a 8.03. Ese pH obtenido es un pH práctico, pero al resolver la ecuación de Henderson-Hasselbach:

pH = pKa + Log[S]/[A]

Se obtuvo un pH teórico:

pH = 7.2 + Log 0.95/0.05 = 8.48

Se obtuvo una diferencia de pH de 0.45, lo que nos indicó que cumplió sufunción amortiguadora al no sobrepasar el rango, el cual se calcula:

pH = pKa + 1

Al titularlo con hidróxido de sodio NaOH 0.1M se obtuvo un gasto de 0.6 mL, esto se debió a que cuando una base es introducida a una solución buffer, esta reacciona con las especies más ácidas, que son los protones (H+). Así, si se introduce hidróxido de sodio (NaOH) a la solución buffer, el hidróxido y los protonesreaccionan para convertirse en agua (esto es, el ácido y la base se neutralizan entre sí). El equilibrio responderá generando ácido adicional consumiendo productos adicionales. Este proceso continuará si se agrega más base, hasta el punto en que no queden más moléculas. Este límite es conocido como la "capacidad buffer" de la solución. Las bases adicionales agregadas más allá de este punto alterarándramáticamente el pH de la solución
Al titularlo con ácido clorhídrico HCl 0.1M se obtuvo un gasto de 8.5 mL, esto se debió a que al agregar una solución de ácido fuerte (HCl), este reacciona con la base disminuyendo su concentración y aumentando la concentración de ácido. El resultado es la sustitución del ácido fuerte por uno mucho mas débil con menor influencia en el pH.

Vaso 2:
En el vasoNº2 se preparó un buffer de una concentración y un volumen de K2HPO4 0.1M 36 mL y KH2PO4 0.1M 4 mL, respectivamente, que al analizarlo se obtuvo un pH igual a 7.79. Ese pH obtenido es un pH práctico, pero al resolver la ecuación de Henderson-Hasselbach:

pH = pKa + Log[S]/[A]

Se obtuvo un pH teórico:

pH = 7.2 + Log 0.9/0.1 = 8.15

Se obtuvo una diferencia de pH de 0.36, lo que nos indicó quecumplió su función amortiguadora al no sobrepasar el rango, el cual se calcula:

pH = pKa + 1

Al titularlo con hidróxido de sodio NaOH 0.1M se obtuvo un gasto de 0.3 mL, esto se debió a que cuando una base es introducida a una solución buffer, esta reacciona con las especies más ácidas, que son los protones (H+). Así, si se introduce hidróxido de sodio (NaOH) a la solución buffer, el...