UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA

DEPARTAMENTO DE QUIMICA

CURSO:

Laboratorio de Bioquímica

PROFESORA:

Paola Jorge

ALUMNOS:

Delgado Pariona Jahaira Huamán Cuyubamba Gabriela Quispe Orellana Vanessa Ramón Ccana Karolina

2015

MESA Nº 2“titulación

potenciométrica del ácido fosfórico y del aminoácido

glicina”

I. INTRODUCCIÓN

El presente trabajo tiene como finalidad comprobar la formación de los sistemas buffer a lo largo de la titulación potenciométrica de un ácido politrópico y de un aminoácido, así como también determinar experimentalmente los valores del pKa, y todo lo relacionado a ello como se menciona a continuación.

Primeramente, los ácidos polipróticos son ácidos que tienen más de un hidrógeno ionizable, por ejemplo el ácido fosfórico y el ácido sulfúrico; donde estos se disocian en más de una etapa y cada una de estas presenta su propia constante de equilibrio. Estos ácidos no ceden con la misma facilidad todos los protones, sino que lo hacen de forma escalonada, y cada vez con mayor dificultad. Las correspondientes constantes de disociación, disminuyen mucho para cada una de las sucesivas ionizaciones.

Un aminoácido es una molécula orgánica con un grupo amino (-NH2) y un grupo carboxilo (-COOH), donde los más frecuentes y de mayor interés son aquellos que forman parte de las proteínas. Dos aminoácidos se combinan en una reacción de condensación entre el grupo amino de uno y el carboxilo del otro, liberándose una molécula de agua y formando un enlace amida que se denomina enlace peptídico.

A continuación en el informe se presentaran dos experimentos relacionados con el tema, uno es la titulación del ácido fosfórico y el otro es la titulación de la glicina, con hidróxido de sodio y ácido clorhídrico respectivamente.

II. RESULTADOS Y DISCUSIONES

CUADRO Nº1: VARIACIÓN DEL pH EN FUNCIÓN AL VOLUMEN DE NaOH AÑADIDO A LA SOLUCIÓN DE ÁCIDO FOSFÓRICO 1M

ml(NaOH 1M)

pH ml(NaOH 1M)

pH ml(NaOH 1M)

pH ml(NaOH 1M)

pH

0 1.02 16 2.45 32 6.74 48 11.03

1 1.08 17 2.6 33 6.83 49 11.12

2 1.18 18 2.76 34 6.93 50 11.21

3 1.25 19 3.01 35 7.04 51 11.3

4 1.34 20 3.4 36 7.15 52 11.37

5 1.43 21 4.75 37 7.28 53 11.45

6 1.5 22 5.35 38 7.43 54 11.51

7 1.59 23 5.65 39 7.61 55 11.58

8 1.67 24 5.86 40 7.89 56 11.65

9 1.76 25 6.01 41 8.15 57 11.73

10 1.84 26 6.14 42 9.83 58 11.79

11 1.93 27 6.25 43 10.28 59 11.86

12 2.02 28 6.36 44 10.53 60 11.93

13 2.11 29 6.45 45 10.69 61 12.03

14 2.22 30 6.55 46 10.83

15 2.32 31 6.65 47 10.94

GRÁFICO Nº1: CURVA DE TITULACIÓN POTENCIOMÉTRICA DEL ÁCIDO FOSFÓRICO

0 3 6 9 12 15 18 21 24 27 30 33 36 39 42 45 48 51 54 57 600

2

4

6

8

10

12

14

ml NaOH 1M

pH

pKa1=2.88

A = 1 er punto de inflexión (pH = 4.75)

B= 2 do punto de inflexión (pH = 9.83)

A

pKa2=7.29

B

Según Gómez, et al. (2005)

- En el punto inicial hay una disolución de un ácido débil, cuyo pH se puede calcular a través de la ecuación de su constante de equilibrio (Ka). En la gráfica corresponde a la ordenada en el origen.

- Entre el punto inicial y el punto de equivalencia, la disolución valorada contiene el ácido débil y la sal de su base conjugada, que se va formando al añadir la base fuerte. Por tanto, es una disolución reguladora, cuyo pH puede calcularse, comprobándose que se mantiene prácticamente constante. Corresponde al tramo aproximadamente horizontal de la gráfica.

- En el punto de equivalencia todo el ácido se ha neutralizado, encontrándose como la sal de su base conjugada. En consecuencia, el pH será básico, y la elección del indicador está condicionada a que su viraje se produzca en torno a éste. En la gráfica corresponde al punto de inflexión.

- Una vez que se haya alcanzado el punto de equivalencia, si se sigue añadiendo la base fuerte el pH se hará muy básico con rapidez.

En el laboratorio se efectuó una titulación potenciométrica del ácido fosfórico. Luego se colocó el potenciómetro en contacto con la solución de ácido y se procedió a comenzar la titulación, en esta primera experiencia se midió el cambio de pH al agregar cada 1 mL de NaOH 1M, obteniéndose así la Grafica N°1.

Según Fukusaki (2009), el ácido fosfórico es un ácido politrópico (aquel ácido que posee más de un hidrógeno ionizable). Asimismo menciona que este ácido se disocia en más de una etapa y que en cada una de ellas presenta su propia constante de equilibrio.

En la Gráfica Nº 1 se observa que el ácido fosfórico empieza con un pH de 1.02 y luego llega a una basicidad de 12.03. Esto se debe a que se le agrego una base fuerte NaOH, la cual provoca que el pH de la solución aumente gradualmente hasta un punto donde el cambio de pH fue muy pronunciado para la adición del mismo volumen de la base ocurriendo en ese momento el primer efecto amortiguador, en el cual se obtiene la máxima eficiencia del tampón pues se tienen un pH igual al pKa1 = 2.88 igualmente en la segunda disociación se obtiene el segundo efecto amortiguador obteniendo el pH es igual al pKa2 = 7.29. Sin embargo Morris (1995), nos menciona que el pKa 1y pKa 2 del ácido fosfórico es 1.96 y 6.80 respectivamente.

Fuente: Morris (1995)

Con respecto a los puntos de inflexión Osorio (2007), menciona que la adición de un valorante, disminuye la cantidad de iones hidronios en la solución; logrando que ocurra un cambio de potencial relativamente grande que indica el primer punto de inflexión o de equivalencia alcanzado en un determinado volumen.

CUADRO Nº2: VARIACIÓN DEL pH EN FUNCIÓN AL VOLUMEN DE NaOH AÑADIDO A LA SOLUCIÓN CON GLICINA 0.025M

ml(NaOH 0.1M)

pH ml(NaOH 0.1M)

pH ml(NaOH 0.1M)

pH ml(NaOH 0.1M)

pH

0 1.52

9 2.18 18 10.3 27 11.82

1 1.55

10 2.36 19 10.7 28 11.89

2 1.58

11 2.65 20 11.04 29 11.91

3 1.62

12 3.60 21 11.3 30 11.94

4 1.67

13 5.97 22 11.46 31 11.97

5 1.73

14 7.85 23 11.57 32 11.98

6 1.81

15 9.14 24 11.64 33 12.00

7 1.90

16 9.65 25 11.72

8 2.02

17 10 26 11.77

GRÁFICO Nº2: CURVA DE TITULACIÓN POTENCIOMÉTRICA DE LA GLICINA

1 0 -10

2

4

6

8

10

12

14

ml NaOH 0.1M

pH

Especies iónicas formadas

pKa2=11.4

pKa1=2.18

C

C

En la práctica se determinó la variación del pH en función al volumen de NaOH (0.1M) añadido a la solución de glicina a una concentración de 0.025M, hasta llegar a un pH 12. Como se observa en el Cuadro 2, el pH inicial fue de 1.52 y mientras se le agregaba más hidróxido de sodio, mL a mL, este varía aumentando; y en total para llegar al pH establecido se utilizó 33mL de NaOH.

Los aminoácidos por tener al menos un grupo ácido y un grupo amino pueden considerarse como anfóteros, es decir, sustancias que pueden comportarse como ácidos o como bases. Según Voet y Voet (2006) en soluciones acuosas el aminoácido glicina puede existir en tres formas diferentes: totalmente protonada (glyH2+), ión híbrido (glyH+) y anión glicinato (gly-). Por otro lado, la concentración relativa de estas especies depende del pH de la solución.

La valoración potenciométrica de glicina, con hidróxido de sodio da lugar a una curva, donde se distinguen varios puntos importantes en relación con la capacidad reguladora del aminoácido tales como la concentración de glicina, los valores de las constantes de equilibrio (Ka1 y Ka2) y el punto isoeléctrico de esta.

Para la glicina, existen dos puntos en los que los cambios en la concentración de los equivalentes de NaOH no alteran al pH de la solución. En estos puntos, los valores de pH corresponden a los pKa del aminoácido y como se observa en el Gráfico 2, los pKa 1 y 2 experimentales fueron 9.12 y 11.4 respectivamente. Sin embargo Fornaguera y Gómez (2003), menciona que el pKa1 y pKa2 de la glicina son 2.34 y 9.6 respectivamente, como se observa en la siguiente figura.

Fuente: Fornaguera y Gómez (2003)

Fornaguera y Gómez (2003), nos dice que un punto importante de reconocer en la curva de titulación lo constituye el punto isoeléctrico (pI), que como su nombre lo indica, es el valor en el cual el aminoácido se encuentra en su forma eléctricamente neutra, es decir, la suma de las cargas de los grupos protonables o desprotonables, carga neta, es igual a 0. En el punto isoeléctrico, cualquier cambio de carga (variación del número de equivalentes de H+ u OH-) cambia las propiedades acido-base del aminoácido, y provoca un cambio brusco de pH, es decir, es el punto de menor capacidad amortiguadora del aminoácido y menciona que el valor de este es de 6.1, mientras que en la práctica se obtuvo un valor de 6.79.

La capacidad de tampón de los aminoácidos se mide en pK1 cuando la variación de pH de la disolución al ir agregando NaOH es mínima; dicho de otra forma, la capacidad de tampón es máxima. Se define una base como un aceptor de protones; por tanto, en este caso. La proporción de NH3 ionizado disminuye al aumentar el pH, comenzando a ceder su protón y la máxima capacidad tampón se alcanza en pK2 (Campbell N. et al 2006)

Hay mayores números de pKas o hay más momentos de equilibrio, si el sustituyente R de un aminoácido presenta mayores posibilidades de ionización. En este caso la glicina tiene como radical un al hidrogeno, teniendo así solo dos grupos ionizables. (Campbell N. et al 2006)

El aminoácido glicina tiene carga positiva a pH bajos y carga negativa a pH altos. Según, Vaseduman (2011) en solución ácida son catiónicos en forma y en solución alcalina se comportan como aniones.

Según Baltener A. (2012).Las titulaciones de aminoácidos nos permite encontrar el mecanismo químico de una proteína .En la parte de pHs bajos, los dos grupos están en su forma protonada, de forma que la carga neta de la proteína es de signo positivo. A pHs altos, estos mismos grupos se encuentran en forma de base conjugada, por lo que la carga neta es este caso será de signo negativo. Entre una zona y otra habrá determinado pH en el que la cantidad de carga negativa será igual a la positiva: es el llamado punto isoeléctrico o pH isoeléctrico de la proteína, que es una constante característica de la misma, y que es un importante criterio para poder identificar proteínas en Proteómica. Por debajo del punto isoeléctrico, las proteínas tienen carga positiva neta; por encima tendrán carga negativa. Otra propiedad del punto isoeléctrico es que la solubilidad de una proteína es mínima en el mismo.

A valores bajos de pH, los grupos amino y carboxilo están completamente protonados: la glicina se encuentra en su forma catiónica (NH3+CH2COOH). La valoración con una base fuerte como el hidróxido de sodio genera una curva con tres puntos de inflexión: en el primer punto de inflexión, a pH 2,3, un 50% de la molécula se encuentra en la forma catiónica y el otro 50% en la forma Zwitteriónica o neutra (NH3+CH2COO-) con un grupo carboxilo desprotonizado. El punto de inflexión a pH 9,6 marca la desprotonización del grupo amino: la mitad de las moléculas de glicina ha cambiado de la forma zwitteriónica a la forma aniónica (NH2CH2COO-). Estos dos puntos corresponden a los valores de pK para los grupos carboxilo y amino. Eb el punto central de inflexión (pH 6,0) ha finalizado en gran parte la primera desprotonización; la segunda empieza justo entonces: la glicina lleva en este punto isoeléctrico (PI) una carga neta nula (NH3+CH2COO-). De acuerdo al gráfico de: Curva de valoración de la glicina.

Fuente: Muller E. 2008

III. CONCLUSIONES

Después de haber realizado adecuadamente las titulaciones y luego de analizar los resultados y las gráficas se llegó a las siguientes conclusiones:

Se pueden forman sistemas buffer con ácidos politrópicos como el ácido fosfórico o con aminoácidos como la glicina.

Los valores experimentales del pKa1 y pKa2 en el ácido fosfórico y la glicina fueron 2.22, 7.15 y 2.18, 11.4 respectivamente.

IV. BIBLIOGRAFÍA

CAMPBELL N, SMITH A. et al.2006.Bioquímica Ilustrada. Quinta edición español. Editorial Elsevier Limited. España-Barcelona.

BATTANER E. 2012.Biomoléculas: Una introducción estructural a la bioquímica. Primera edición. Ediciones Universidad de Salamanca. España.

FORNAGUERA, J Y GOMEZ, G. 2003. Bioquímica: La ciencia de la vida. Editorial Universidad Estatal a Distancia.

FUKUSAKI Y., ALEJANDRO. 2009. Química Orgánica 2da. Edición. Ed. Virtual. Lima - Perú.

MORRIS.1995. Fisicoquímica para los biólogos. Segunda edición. Editorial REVERTE S.A. España.

MULLER W.E. 2008. Bioquímica: Fundamentos de medicina y ciencias de la vida. Editorial Reverté S.A. España.

OSORIO.2007. Métodos numéricos en química con Matlab. Primera edición. Editorial Universidad de Antioquia. Colombia.

VASEDUMAN DM, SREEKUMARI S. 2011. Texto de Bioquímica. Sexta edición español. Editorial Cuéllar Ayala. México.

VOET, D Y VOET, J. 2006. Bioquímica. Tercera edición. Buenos Aires. Editorial Médica Panamericana.