DETERMINACIÓN DE DENSIDADES

VISCOSIDAD

INTRODUCCIÓN

OBJETIVOS

MARCO TEORICO

DESARROLLO DEL LABORATORIO

CUESTIONAMIENTO

MARCO TEORICO

VISCOSIDAD

La viscosidad es el rozamiento interno entre las capas de fluido. A causa de la viscosidad, es necesario ejercer una fuerza para obligar a una capa de fluido a deslizar sobre otra.

Sean dos capas de fluido de área S que distan dx y entre las cuales existe una diferencia de velocidad dv.

La fuerza por unidad de área que hay que aplicar es proporcional al gradiente de velocidad. La constante de proporcionalidad se denomina viscosidad ð .

(1)

En el caso particular, de que la velocidad aumente uniformemente, fórmula se escribe:

F

=

Dv

A Dx

Dos ejemplos de movimiento son: A lo largo de una tubería horizontal alimentada por un depósito grande que contiene líquido a nivel constante. Cuando el tubo horizontal está cerrado todos los tubos manométricos dispuestos a lo largo de la tubería marcan la misma presión .p=p0+ρ gh. Al abrir el tubo de salida los manómetros registran distinta presión según sea el tipo de fluido.

Fluido ideal

Si el fluido es ideal saldrá por la tubería con una velocidad,

V = "2gh

de acuerdo con el teorema de Torricelli. Toda la energía potencial disponible (debido a la altura h) se transforma en energía cinética. Aplicando la ecuación de Bernoulli   podemos fácilmente comprobar que la altura del líquido en los manómetros es cero .

Ley de Poiseuille

Consideremos ahora un fluido viscoso que circula en régimen laminar por una tubería de radio interior R, y de longitud L, bajo la acción de una fuerza debida a la diferencia de presión existente en los extremos del tubo. F=(p1-p2)ð r2

Sustituyendo F en la fórmula (1) y teniendo en cuenta que el área S de la capa es ahora el área lateral de un cilindro de longitud L y radio r.

El signo negativo se debe a que v disminuye al aumentar r.

Perfil de velocidades

Integrando esta ecuación, obtenemos el perfil de velocidades en función de la distancia radial, al eje del tubo. Se ha de tener en cuenta que la velocidad en las paredes del tubo r=R es nula.

que es la ecuación de una parábola.

El flujo tiene por tanto un perfil de velocidades parabólico, siendo la velocidad máxima en el centro del tubo.

Gasto

El volumen de fluido que atraviesa cualquier sección del tubo en la unidad de tiempo se denomina gasto.

El volumen de fluido que atraviesa el área del anillo comprendido entre r y r+dr en la unidad de tiempo es v(2ð rdr).Donde v es la velocidad del fluido a la distancia radial r del eje del tubo y 2ð rdr es el área del anillo, véase la parte derecha de la figura de más arriba.

El gasto se hallará integrando

El gasto es inversamente proporcional a la viscosidad ð y varía en proporción directa a la cuarta potencia del radio del tubo R, y es directamente proporcional al gradiente de presión a lo largo del tubo, es decir al cociente (p1-p2)/L.

Fórmula de Stokes

Cuando un cuerpo se mueve en el seno de un fluido viscoso la resistencia que presenta el medio depende de la velocidad relativa y de la forma del cuerpo. Cuando la velocidad relativa es inferior a cierto valor crítico, el régimen de flujo continúa siendo laminar y la resistencia que ofrece el medio es debida casi exclusivamente a las fuerzas de la viscosidad, que se oponen al resbalamiento de unas capas de fluido sobre otras, a partir de la capa límite adherida al cuerpo. Se ha comprobado experimentalmente que la resultante de estas fuerzas es una función de la primera potencia de la velocidad relativa de la forma para el caso de una esfera, la expresión de dicha fuerza se conoce como la fórmula de Stokes.

Donde R es el radio de la esfera, v su velocidad y ð la viscosidad del fluido.

Una aplicación práctica de la fórmula de Stokes es la medida de la viscosidad de un fluido.

DESARROLLO DEL LABORATORIO

MATERIALES:

Tubo de 80cm. De altura.

Probeta

Balanza

Líquido problema (Aceite de cocina)

Diez esferas de acero, iguales y de diámetro no superior a 2mm.

Colador

Embudo

Cronómetro

Termómetro

Calibrador

Regla graduada en mm.

ACTIVIDAD

Mida la temperatura del aceite en el interior del tubo, varias veces en el transcurso de la toma de datos de la experiencia.

Mida con el palmer los diámetros de diez esferas y tome como valor de r el valor medio de las diez medidas, calcule el volumen medio de las esferas.

Determine la masa de una esfera.

Mida un volumen definido de aceite y determine masa.

Limpie bien esferas y deje caer una, desde corta distancia por medio del embudo sobre la superficie del líquido contenido en el tubo y en el centro de dicha superficie, a fin de que baje lejos de las paredes del tubo. Medir el tiempo de transito de la esfera entre las dos marcas señaladas.

Repita la actividad anterior con las nueve esferas restantes. Que incide que el diámetro del cubo sea mayor o menor.

SOLUCION

Diámetro interno del tubo: 4.57 mm.

Temperatura del aceite 1: 21ºC

ESFERA 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

DIÁMETRO0.630.640.630.640.630.630.630.641.051.05

Valor de r = valor Medio : 0.726

DIÁMETRO RADIO

0.63 0.315mm

0.64 0.32mm

1.05 0.525mm

Masa de las esferas : Pequeñas

Masa =

1.425gr

= 0.145

9.8 m/s2

Grandes

Masa =

5gr

= 0.51

9.8 m/s2

Volumen del aceite: 55cm

Temperatura del aceite 2: 22ºC

ESFERA 1 2 3 4 5 6 7 8 9

DIÁMETRO 0.63 0.64 0.63 0.64 0.63 0.63 0.64 1.05 1.05

TIEMPO 0.67s0.87s0.99s0.83s0.83s0.84s0.81s0.45s0.50s

Temperatura del aceite 3: 21ºC

CUESTIONAMIENTOS

Determine el coeficiente de viscosidad del aceite y compárelo con el valor teórico. Halle el porcentaje de error y establezca las posibles causas de teoría de error que se pudieron presentar.

Rl/.

Comente brevemente, que representan las fuerzas de viscosidad en los fluidos y como dependen estas de la temperatura del fluido.

R/.

Si la velocidad rebasa un cierto valor critico, ya no es aplicable la ley de stokes, cual es la razón de esto?

R/. la resistencia que presenta el medio depende de la velocidad relativa y de la forma del cuerpo. Cuando la velocidad relativa es superior a cierto valor crítico, el régimen de flujo deja de ser laminar y la resistencia que ofrece el medio ya no es exclusivamente de las fuerzas de la viscosidad, que son las que se oponen al resbalamiento de las capas de fluido sobre otras, a partir de la capa límite adherida al cuerpo. Que es lo que se conoce como formula de stokes.

Si se presenta variación significativa en la temperatura que influencia generaría en la determinación del coeficiente de viscosidad?

R/. De pendiendo la temperatura del aceite este es mas espeso o logra mayor grosor.

Mediante que otro método se puede encontrar el coeficiente de viscosidad, explique.

Preparación de Soluciones AmortiguadorasObjetivos: Preparar experimentalmente diferentes soluciones amortiguadoras. 

Determinar el pH de las soluciones anteriormente preparadas.

Establecer la relación entre el pH y un amortiguador.

Resumen:

Un sistema amortiguador es una solución que puede absorber grandes cantidades moderadas de ácidos o bases, sin un cambio significativo en su pH, es decir, es una disolución que contiene unas sustancias que inhiben los cambios de pH, o concentración de ion hidrógeno de la disolución. Dichas sustancias pueden contener un ácido débil y su sal, por ejemplo, ácido acético y acetato de sodio, o una base débil y una sal de esa base, por ejemplo, hidróxido de amonio y cloruro de amonio.

Marco Teórico:

Solución amortiguadora es aquella que se opone los cambios de pH cuando se agrega ácido o álcali.  Tales soluciones se utilizan en muchos experimentos bioquímicos en los cuales se necesita controlar exactamente el pH.De la ecuación de Henderson-Hasselbalch, se puede deducir que el pH de una solución amortiguadora depende de dos factores uno es el de pKa y el otro es la proporción de sal a ácido.

La ecuación de Henderson-Hasselbalch es una fórmula química que se utiliza para calcular el pH, de una solución buffer, o tampón, a partir del pKa (la constante de disociación del ácido) y de las concentraciones de equilibrio del ácido o base, del ácido o la base conjugada.

 donde:

S es la sal o especie básica, y

A es el ácido o especie ácida

Ácido o base pKa pKa pKaÁcido  fosfórico 2.1 7.2 12.3Ácido cítrico 3.1 4.8 5.4

Ácido carbónico 6.4 10.3 -Glicil glicina 3.1 8.1 -Ácido Acético 4.8 - -

Tris 8.3 - -Hepes 7.6 - -

Materiales:

Volumétricos 100 mL, vasos químicos, balanza, potenciómetro, buretas, probetas, papel parafilm, espátulas.

Reactivos:

Fosfato monobásico de potasio KH2PO4 0.2 M: Es una sal soluble que se utiliza como fertilizante, un aditivo alimentario y un fungicida. Es una fuente de fosforo y potasio. Es también un agente tampón. Cuando se utiliza en las mezclas de fertilizantes con urea y fosfatos de amonio, que minimiza el escape de amoniaco al permanecer el pH en un nivel relativamente bajo.

Ácido cítrico: es un ácido orgánico tricarboxílico que está presente en la mayoría de lasfrutas, sobre todo en cítricos como el limón y la naranja. Su fórmula química es C6H8O7.Es un buen conservante y antioxidante natural que se añade industrialmente como aditivo en el envasado de muchos alimentos como las conservas de vegetales enlatadas.En bioquímica aparece como un metabolito intermediario en el ciclo de los ácidos tricarboxílicos, proceso realizado por la mayoría de los seres vivos.

Citrato trisódico: El citrato trisódico tiene la fórmula química Na3C3H5O (COO)3, básicamente usado como aditivo alimentario para añadir sabor al agua carbonatada o como preservante.

Fosfato dibásico de sodio: El Fosfato Dibásico de Sodio es anhidro o contiene una, dos, siete o doce moléculas de agua de hidratación. Contiene no menos de 98,0 por ciento y no más de 100,5 por ciento de Na2HPO4, calculado sobre la sustancia seca.

Hidróxido de sodio NaOH 0.2 M: es un sólido blanco cristalino sin olor que absorbe humedad del aire (higroscópico). Es una sustancia manufacturada. Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio es muy corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%.

Ácido Clorhidrico: HCl. Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa.

Procedimiento

1. Amortiguador de Ácido cítrico/ Citrato de sodio 0.05 M 

En un frasco volumétrico de 100 mL coloque x mL de Ácido cítrico 0.05 M y  complete hasta la marca con Citrato de trisódico 0.05 M.

2. Amortiguador de Fosfato dibásico de sodio 0.2 M Na2HPO4 

En un frasco volumétrico de 100 mL coloque x mL de Ácido clorhídrico 0.2 M a 50 mL de Fosfato dibásico de sodio y afore con agua hasta la marca.

3.Amortiguador de Fosfato monobásico de potasio 0.2 M KH2 PO4 

En un frasco volumétrico de 100 mL coloque x mL de Hidróxido de sodio 0.2 M a 50 mL  de fosfato monobásico de potasio y diluya hasta 100 mL.

4. Capacidad amortiguadora de las soluciones: 

* Prepare 8 tubos de ensayo. En los tubos 1 y 2 coloque 5 mL de agua destilada. * 5 ml de la solución amortiguadora preparada en (1) en los tubos 3 y 4. * 5 mL de la solución amortiguadora preparada en (2) en los tubos 5 y 6. * 5 mL de la solución  amortiguadora preparada en (3)  en los tubos 7 y 8.   * En todos los tubos añada tres gotas de indicador universal.   * En los tubos impares añada 0,5 de HCI 0.1 M y en los tubos pares añada 0.5 mL de NaOH 0.1 M.  * Agite los tubos y anote sus observaciones. 

A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas ligeramente amarillo, corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando se expone al aire, el cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color blanco.

Publicado por Kathy-Álvarez   en 08:16

Disolución Amortiguadora, Tampón o Buffers

Para que uno se conserve saludable, hay muchos fluidos en cada uno de nuestros cuerpos que se deben mantener dentro de unos límites muy estrechos de pH. Para que este objetivo se realice, se crea un sistema amortiguador.

Un sistema amortiguador es una solución que puede absorber grandes cantidades moderadas de ácidos o bases, sin un cambio significativo en su pH, es decir, es una disolución que contiene unas sustancias que inhiben los cambios de HP, o concentración de ion hidrógeno de la disolución. Dichas sustancias pueden contener un ácido débil y su sal, por ejemplo, ácido acético y acetato de sodio, o una base débil y una sal de esa base, por ejemplo, hidróxido de amonio y cloruro de amonio. Los fluidos de los organismos vivos están fuertemente tamponados, y el agua del mar y ciertas sustancias del suelo son otros ejemplos de disoluciones tampones existentes en la naturaleza. Las disoluciones tampones se utilizan en química y sirven como referencia en la medida del pH.

Consideremos la reacción del amoniaco en agua:

NH3 (g) + H2O ! NH4+ (ac) + OH- (ac)

Si observamos la reacción inversa en este equilibrio, veremos que los iones amonio reaccionan con una base. Pero si disolvemos iones amonio (del cloruro de amonio) en agua ocurre:

NH4+ (ac) + H2O (l) ! NH3 (ac) + H3O- (ac)

De esta reacción inversa, podemos ver que las moléculas de amoniaco reaccionan con los ácidos. Si tuviésemos una solución con suficientes cantidades de cada una de estas sustancias, los iones amonio y las moléculas de amoniaco, tendríamos la deseada solución amortiguadora. Las moléculas del amoniaco reaccionarían con cualquier ácido que se añadiese, y los iones amonio reaccionarían con cualquier base que se añadiese. Las soluciones amortiguadoras se preparan utilizando un ácido débil o una base débil con una de sus sales. En términos generales, las reacciones aparecerían de la siguiente forma:

- Para un ácido débil: HA + OH- ! H2O + A-

A- + H3O+ ! HA + H2O

El ácido débil (HA), reacciona con la base que se añade. El ion negativo de la sal (A-), reaccionara con el ácido que se añade.

- Para una base débil: MOH + H3O+ ! M+ + 2H2O

M+ + OH- ! MOH

La base débil (MOH), reaccionara con el ácido que se añade. El ion positivo de la sal, (M+), reaccionara con la base que se añade.

Los amortiguadores tienen máxima eficiencia para neutralizar los ácidos y las bases que se añaden, cuando las concentraciones del ácido débil (o de la base) y de la sal son iguales. Podremos preparar una solución amortiguadora de casi cualquier pH, si escogemos el ácido (o base) débil correcto. Existe un ion común entre el electrolito débil y su sal. El comportamiento de una solución amortiguadora puede ser explicado siempre tomando como base nuestro conocimiento acerca del efecto del ion común y el Principio de Le Chatelier, el cual dice que si un producto o subproducto es eliminado del sistema, el equilibrio se verá perturbado y la reacción producirá más producto con el objeto de compensar la pérdida. En las

polimerizaciones, este truco es usado para hacer que las reacciones alcancen altas conversiones.

La sangre esta amortiguada, principalmente, por el ion bicarbonato (HCO3-), pero cuando ocurre la hiperventilación que se trata de un estado de sobrerrespiración, causado por el miedo, la excitación o la ansiedad, ya que al ocurrir este proceso una persona expele más dioxido de carbono de lo necesario, alterando el equilibrio del acido carbonico.

Disolución Amortiguadora, Tampón o Buffer

IV medio Electivo Científico

4 de Junio, 2002

SOLUCIONES QUÍMICAS

AMORTIGUADORAS, REGULADORAS O BUFFER

INTRODUCCIÒN

Una solución buffer o tampón o amortiguadora es una mezcla de un ácido débil y una base débil, la cual se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales correspondientes, “tampón ácido”, puesto que el anion del ácido es una base débil. También se puede preparar la solución amortiguadora mezclando una base débil con una de sus sales correspondientes “tampón básico”. El ácido débil reacciona con cual quien cantidad de OH- agregado, mientras que el papel de la base débil es consumir el H+ que pueda haberse introducido. Esto impide que se perturbe en mayor grado el equilibrio:

H2O H+ + OH- y del cual dependa el PH mayor de la solución.

El efecto amortiguador de estas soluciones se presenta cuando se les agrega pequeñas cantidades de ácidos fuertes o bases fuertes. El responsable de este efecto es una o más reacciones que ocurren dentro del sistema y en las cuales se consume casi totalmente el ácido o base agregados. Esta reacción puede determinarse fácilmente sobre la base del equilibrio que predomina en el sistema aplicando el teorema de Chatelier y teniendo en cuenta que siempre que un ácido esta en presencia de dos bases reacciona con aquella que produzca la sustancia más estable o que posee la menor constante de disociación y lo mismo puede decirse si se trata de una base en presencia de dos ácidos

OBJETIVOS

Preparar soluciones amortiguadoras de un PH determinado

Observar el efecto amortiguador de las soluciones buffer al agregarles ácidos o bases.

PROCEDIMIENTO

MARCO TEORICO

La soluciones de ácidos débiles y sus bases conjugadas, por ejemplo ácido acético y acetato de sodio, tienen la propiedad de reaccionar cuando se les añade ácidos y bases.

El ácido (ácido acetifico) reacciona al añadirse una base, mientras que su base conjugada (ión acetato) reacciona al añadirse un cabido. La adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos y bases ejerce poco efecto en el PH de la solución original.

Puesto que estas soluciones impiden cambios comparativamente grandes en PH, se llaman soluciones amortiguadoras. Estas soluciones no son especialmente sensibles a la adición de pequeñas cantidades de un ácido o una base. Bases débiles (NH3) y sus ácidos conjugados (NH4Cl) son también soluciones amortiguadoras.

Las soluciones amortiguadoras son importantes en nuestros procesos vitales el Ph de los jugos gástricos ayudan a la digestión de los alimentos se mantienen entre 1.6 - 1.7 mediante la acción amortiguadora. La saliva se mantiene a un PH de 8.0. La sangre mantiene con mucha exactitud entre los limites del Ph normal de 7.3 y 7.5 por un sistema complejo de soluciones amortiguadoras que consisten en proteínas del suero que consta de aminoácidos que contienen grupos ácidos (-COOH) y básicos (-NH2); iones de carbonato CO23- y los iones de bicarbonato HCO3-; E iones de fosfato ácido (H2PO4 -) y de fosfato básico HPO42 -.

RESULTADOS

si se mezclan 50 ml de CH3COOH 0.1 M y 50 ml de CH3COONa

PH = -log Ka + Log [Cs] / [Ca] Pa = PKa + Log [Cs] / [Ca]

[CHCOOH] = 50 ml * 0.1mol / 100 ml = 0.05 mol

PH = 1.75×10-5 + Log [0.05] / [0.05]

PH = - Log 1.75 × 10-5 + Log 1

PH = 4.76

% E = [4.56 - 4.76 / 4.76] * 100 = 4.2%

15 ml de solucion buffer 1 + 45 ml de H2O destilada

[CH3COOH] = 15 ml *0.1 mol / 60ml = 0.025

[CH3COONa] = 15ml*0.1 M / 60ml = 0.025

PH = 4.76

%E = [4.21 - 4.76 / 4.76] *100 = 11.5

25 ml de solución B1 + 0.5 ml de HCl 0.1 M

0.5 ml HCl * 0.1n / 100ml = 5 × 10-5

[CH3COOH] = 25 ml *0.5 M / 25.5 ml = 0.049 " 0.05 M

[CH3COONa] = 25 ml * 0.05 M / 25.5 ml = 0.049 - 0.05 M

n = M * V

n = 0.05 n/Lt * 0.05 Lt

n = 1.25 × 10-3

n CH3COOH = 1.25 × 10-3 - 5.0 × 10-5 = 1.2 × 10-3

PH = -Log (1.8 × 10-5) + [Log 1.2× 10-3 m/l] / [1.3× 10-3 m/l]

PH = 4.74 + (-0.034) = 4.75

%E = [4.56 - 4.71 / 4.71] *100 = 3.18%

25ml de H2O destilada + 0.5 HCl 0.1 M

[HCl] = 0.5 ml * 0.1 M / 25.5 ml = 1.96 × 10-3

PH = -Log [Ca]

PH = -Log [1.96×10-3]

PH = 2.70

%E = 2.60 - 2.60 / 2.70 * 100 = 3.70%

25 ml de solucion B1 + 0.5 ml de NaOH 0.1 M

n = 1.25*10-3 CH3COOH n = 1.25*10-3 CH3COONa

mol NaOH = 5*10-5n

CH3COOH = 1.25*10-3 - 5*10-5 mol = 1.2*10-3

CH3COONa = 1.25*10-3 - 5*10-5 mol = 1.2*10-3

PH = - Log ( 1.8*10-5) + Log 1.3*10-3 / 1.2*10-3

PH = 4.744 + Log 1.08 = 4.77

%E = [4.61 - 4.77 / 4.77] * 100 = 3.35%

25 ml de solucion B1 + 0.5 ml de NaOH 0.1 M

[NaOH] = 0.5 ml * 0.4 M / 25.5 ml = 1.96*10-3

POH = - Log [1.96*10-3] = 2.70

PH + POH = 14 PH = 14 - 2.70 = 11.3

%E = [10.47 - 11.3 / 11.3] * 100 = 7.01%

50ml NH3 0.1M + 50 ml de NH4Cl 0.1M

POH = - Log Kb + Log Cs/Cb = -Log (1.8*10-5) + Log 1 = 4.74

PH +POH = 14 PH = 14 - 4.74 = 9.26

%E = [9.26 - 9.25 / 9.25] * 100 = 0.11%

15 ml de solucion B2 + 45 ml de agua destilada

[NH3] = 15ml * 0.1M / 50ml = 0.025M

[NH4Cl] = 15ml *0.1m / 60ml = 0.025

POH = - Log (1.8*10-5) + Log 0.025M / 0.025M = 4.74

POH +PH = 14 PH = 14 - 4.74 = 9.26

%E = [8.66 - 9.26 / 9.26] *100 = 6.479%

25 ml de solución B2 + 0.5 ml de HCl 0.1 M

0.5 ml HCl * [0.1n / 1000 ml] = 5*10-5n

[NH4Cl] = 25ml * 0.05M / 25.5ml = 0.049 "0.05M

[NH3] = 25ml * 0.05M / 25.5ml = 0.05M

n = M*V = 0.05 n/Lt * 0.05 Lt = 1.25*10-3 * 0.05Lt = 1.25*10-3

n NH3 = 1.25 10-3 - 5*10-5mol = 1.2 *10-3

n NH4Cl = 1.25 10-3 + 5*10-5mol = 1.3 *10-3

POH = 4.744 + Log 1.08 = 4.77

POH + PH = 14 PH = 14 - 4.77 = 9.23

%E = [8.91 - 9.23 / 9.23] * 100 = 3.47%

25 ml de solución B2 + 0.5 ml NaOH 0.1 M

n CH3COOH = 1.25 *10-3

ml NaOH = 5*10-5

NH3 = 1.25* 10-3 + 5*10-5 = 1.2* 10-3

NH4Cl = 1.25* 10-3 - 5*10-5 = 1.3* 10-3

POH = - Log ( 1.8*10-5) + Log 1.2* 10-3 / 1.3* 10-3 = 1.74 + 0.92 = 5.66

POH + PH = PH = 14 - 5.66 = 8.34

%e = [8.94 - 8.34 / 8.34] * 100 = 7.2%

ENSAYO PH TEORICO PH METRO

50ml de CH3COOH 0.1 M + 50ml de CH3COONa 0.1M

( S/n B1)4.76 4.56

15ml S/n B1 + 45ml de agua destilada

4.76 4.21

25ml de S/n B1 + 0.5ml HCl 0.1M

4.71 4.56

25 ml de agua destilada + 0.5ml de HCl 0.1M

2.70 2.60

25ml de S/n B1 +0.5ml de NaOH 0.1M

4.77 4.61

25ml de agua destilada + 0.5ml de NaOH 0.1M

11.3 10.47

50ml de NH3 0.1M + 50ml de NH4Cl 0.1M (S/n B2)

9.26 9.25

15ml S/n B2 +45ml de agua destilada

9.26 8.66

25ml de S/n B2 +0.5ml de HCl 0.1M

9.23 8.91

25mlde s/n B2 + 0.5ml NaOH 0.1M

8.34 8.94

ANÁLISIS DE RESULTADOS

Una disolución reguladora o amortiguadora, tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos y bases. Este debe contener una concentración relativamente grande de ácido para reaccionar con los OH- que se le añadan; y también debe contener una concentración semejante de la base semejante para que reaccione con la cantidad de iones H+ que se le añada.

Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Esto requerimientos se satisfacen con un par ácido Ion base conjugado, por ejemplo un ácido débil y su base conjugada (suministrado por una sal) o una base débil y su ácido conjugado (suministrado por una sal).

Las soluciones amortiguadoras, resisten cambios bruscos de pH, es por eso que al adicionarle HCl y NaOH, la variación de PH de la solución Buffer es muy pequeña. Si esta solución no fuese reguladora al agregarle el HCl (ácido fuerte), el PH disminuía en grandes proporciones, por el contrario al adicionarle NaOH aumentaría.

Las soluciones tampones se pueden diluir sin que cambie la concentración del H3O. La concentración de H3O depende solamente de ka y del cociente de las concentraciones del ácido y del anión. Cuando se diluye la solución tampón, cambia la concentración de del ácido y del anión, pero el cociente permanece constante, y [H3O] no cambia. Razón por la cual al agregar agua destilada a la s/n buffer no cambiaba significativamente de pH.

De igual forma sucedía cuando se agregaba un ácido y una base fuerte, la solución buffer tienden a mantener constante la concentración de l H3O

En algunos de los resultados se observa la diferencia entre el ph calculado y el ph obtenido por el pHmeter, a partir del error calculado, todo ello provisto por las falencias en cuanto a la manipulación y preparación de las soluciones buffer lo que produjo una alteración en su pH teórico o real.

Es importante tener en cuenta la clase de sustancia con la que se está realizando las experiencias ya que dependiendo de la clasificación en la que se encuentre (ácido-base) los cálculos serán específicos y se regirán por cifras y principios diferentes.

CONCLUSIÓN

Al preparar las soluciones amortiguadoras logramos determinar que el PH de las soluciones aunque se le agregue alguna otra solución; el PH de la solución amortiguadora se va a mantener él la zona util.

Cuando la sustancia que se agrega a la solución amortiguadora es agua destilada el cambio de PH va a ser mínimo.

Al preparar una solución cualquiera los errores siempre van a estar presentes los cuales debemos tratar de corregirlos.

Las soluciones amortiguadoras cumplen un papel importante en cualquier reacción biológica ya que no permiten un cambio brusco de PH y logran mantener las soluciones en un lugar donde el PH sea optimo para estas.

BIBLIOGRAFÍA

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Longo Federick. Química general. Editorial McGRAW - HILL, 1979 buenos aires.

Mahan Bruce H. Química curso universitario. Editorial fondo educativo interamericano, 2ª edición. 1977, 1968 Bogota, caracas, México.

Preparar 50 ml de CH3 COOH 0.1 M y 50ml de CH3COONa 0.1 M medir y anotar el PH

Agregar 45 ml de H2O destilada a 15 ml de la mezcla anterior, medir el PH analizar el efecto de dilución

Agregar 0.5 ml de HCl 0.1 M a 25 ml de la mezcla buffer inicial. Hacerlo después con NaOH 0.1 M medir el PH

Repetir los pasos anteriores, pero preparando la solución buffer a partir de las soluciones NH3 y NH4Cl

Comparar los valores medidos de PH con los valores teoricos y explicar las causas de las desviaciones.

Partes: 1, 2

1.2. Introducción 3. Marco teórico 4. Procedimientos experimentales 5. Reactivos utilizados 6. Análisis de los resultados 7. Conclusión 8. Bibliografía

RESUMEN

En esta práctica se hicieron dos soluciones Buffer (reguladoras), una ácida y una básica, que consiste en crear una solución de un ácido débil con una sal y una base

débil con una sal. Primero se prepararon las soluciones buffer a un pH = 4,75 y de 9,25 para luego probar su capacidad reguladora frente a un ácido (1,4 mL de acetato de sodio) y una base fuerte (1,8mL de NH3 (aq) concentrado), luego se midió el pH de cada solución, el paso siguiente fue agregar 10 gotas de HCl a 0,1M y NaOH 0,1M respectivamente a cada solución y luego volver a medir su pH y por ultimo se tomo de referencia la capacidad reguladora del agua desionizada.

Objetivos Generales:

El presente trabajo tiene como objetivo primordial presentar una alternativa eficaz y sencilla de diseñar soluciones amortiguadoras de pH, útil y práctica en los ejercicios tradicionales de pH (no sólo para la fabricación de buffers) pero además útil en los casos en los que es imposible emplear la simple ecuación de equilibrio, debido a la presencia de equilibrios simultáneos con especies compatibles de la misma familia.

Objetivos específicos:

Propiciar el conocimiento sobre la constitución, el funcionamiento y la elaboración de soluciones amortiguadoras de pH, empleando una visiónsistemática del equilibrio iónico sobre soluciones acuosas.

Estimular y favorecer la concentración en la práctica como método de validación y de confirmación de los resultados en el Laboratorio de química II.

Familiarizar al estudiante en la calibración y utilización de los diferentes equipos y dispositivos de análisis.

INTRODUCCIÓN

Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Las soluciones ""reguladoras"" o Buffer son capaces de mantener de acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.

Esta practica de laboratorio tiene como propósito reforzar en el estudiante el concepto de lo que son soluciones buffer, además de ayudar a los estudiantes a familiarizarse con la resistencia que estas soluciones poseen en cuanto al ph.

Así mismo, se puede obtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente por (neutralización) un ácido débil con una base fuerte. o un ácido fuerte con una base débil. Una vez formada la solución reguladora, el pH varia poco por el agregado de pequeñas cantidades de ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora por el agregado de agua (disolución).La disolución no cambia el pH de la solución Buffer pero disminuye considerablemente su capacidad reguladora.

En general puede decirse que esta práctica tiene como propósito la comprensión de las adiciones de ácidos y sales a estas soluciones.

MARCO TEÓRICO

Las soluciones buffers, son soluciones que resisten cambios de su pH. Estas soluciones mantienen constante el pH cuando se adicionan pequeñas cantidades de ácidos o bases. El control del pH es importante en numerosas reacciones químicas, en los sistemas biológicos y en muchas otras aplicaciones. El cambio del pH de la sangre en 0,5 unidades puede resultar fatal, pero la sangre es una solución buffer. El agua no es un buffer y la simple adición de una gota de HCl 1M a un litro de agua cambia el pH de 7,0 a 4,3. Así pues, un buen control del pH es esencial.

Una solución buffer debe contener un ácido débil y una sal de éste ácido; por ejemplo ácido acético/acetato de sodio, donde el CH3COOH es el ácido y el Ion CH3COO- es la base o una base débil y una sal de ésta base; por ejemplo amoníaco/cloruro de amonio, donde el NH3 es la base y el Ion NH4+ es el ácido. Las soluciones buffers trabajan removiendo los iones H+ o los iones OH- de la solución.

El intervalo de pH para el cual un sistema buffer regula adecuadamente es: pKa – 1 < pH < pKa + 1

El sistema buffer mas adecuado es aquel cuyo valor de pKa esta lo más cerca posible del pH que se desea regular.

Partes: 1, 2

1.2. Introducción 3. Marco teórico 4. Procedimientos experimentales 5. Reactivos utilizados 6. Análisis de los resultados 7. Conclusión 8. Bibliografía

RESUMEN

En esta práctica se hicieron dos soluciones Buffer (reguladoras), una ácida y una básica, que consiste en crear una solución de un ácido débil con una sal y una base débil con una sal. Primero se prepararon las soluciones buffer a un pH = 4,75 y de 9,25 para luego probar su capacidad reguladora frente a un ácido (1,4 mL de acetato de sodio) y una base fuerte (1,8mL de NH3 (aq) concentrado), luego se midió el pH de cada solución, el paso siguiente fue agregar 10 gotas de HCl a 0,1M y NaOH 0,1M respectivamente a cada solución y luego volver a

medir su pH y por ultimo se tomo de referencia la capacidad reguladora del agua desionizada.

Objetivos Generales:

El presente trabajo tiene como objetivo primordial presentar una alternativa eficaz y sencilla de diseñar soluciones amortiguadoras de pH, útil y práctica en los ejercicios tradicionales de pH (no sólo para la fabricación de buffers) pero además útil en los casos en los que es imposible emplear la simple ecuación de equilibrio, debido a la presencia de equilibrios simultáneos con especies compatibles de la misma familia.

Objetivos específicos:

Propiciar el conocimiento sobre la constitución, el funcionamiento y la elaboración de soluciones amortiguadoras de pH, empleando una visiónsistemática del equilibrio iónico sobre soluciones acuosas.

Estimular y favorecer la concentración en la práctica como método de validación y de confirmación de los resultados en el Laboratorio de química II.

Familiarizar al estudiante en la calibración y utilización de los diferentes equipos y dispositivos de análisis.

INTRODUCCIÓN

Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Las soluciones ""reguladoras"" o Buffer son capaces de mantener de acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.

Esta practica de laboratorio tiene como propósito reforzar en el estudiante el concepto de lo que son soluciones buffer, además de ayudar a los estudiantes a familiarizarse con la resistencia que estas soluciones poseen en cuanto al ph.

Así mismo, se puede obtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente por (neutralización) un ácido débil con una base fuerte. o un ácido fuerte con una base débil. Una vez

formada la solución reguladora, el pH varia poco por el agregado de pequeñas cantidades de ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora por el agregado de agua (disolución).La disolución no cambia el pH de la solución Buffer pero disminuye considerablemente su capacidad reguladora.

En general puede decirse que esta práctica tiene como propósito la comprensión de las adiciones de ácidos y sales a estas soluciones.

MARCO TEÓRICO

Las soluciones buffers, son soluciones que resisten cambios de su pH. Estas soluciones mantienen constante el pH cuando se adicionan pequeñas cantidades de ácidos o bases. El control del pH es importante en numerosas reacciones químicas, en los sistemas biológicos y en muchas otras aplicaciones. El cambio del pH de la sangre en 0,5 unidades puede resultar fatal, pero la sangre es una solución buffer. El agua no es un buffer y la simple adición de una gota de HCl 1M a un litro de agua cambia el pH de 7,0 a 4,3. Así pues, un buen control del pH es esencial.

Una solución buffer debe contener un ácido débil y una sal de éste ácido; por ejemplo ácido acético/acetato de sodio, donde el CH3COOH es el ácido y el Ion CH3COO- es la base o una base débil y una sal de ésta base; por ejemplo amoníaco/cloruro de amonio, donde el NH3 es la base y el Ion NH4+ es el ácido. Las soluciones buffers trabajan removiendo los iones H+ o los iones OH- de la solución.

El intervalo de pH para el cual un sistema buffer regula adecuadamente es: pKa – 1 < pH < pKa + 1

El sistema buffer mas adecuado es aquel cuyo valor de pKa esta lo más cerca posible del pH que se desea regular.

La capacidad reguladora de una solución es una medida de la resistencia al campo del pH que se produciría por el agregado de pequeñas cantidades deácidos y/o bases fuertes, y

es máxima cuando Ca = Cb. Una solución contiene concentraciones equimolares de un ácido débil y su base conjugada tendrá un pH = pKa y en esa situación la variación del pH por el agregado de una pequeña cantidad de acido o base fuerte es mínima

pH: El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. Es la concentración de iones o cationes hidrógeno [H+] presentes en determinada sustancia

Este fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Escala de pH: Va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH  es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución seria neutral. De 0 a 7 seria acido y de 7 a 14 es base.

Base Conjugada: Según la teoría de Brønsted y Lowry, base es toda sustancia capaz de aceptar protones, y ácido es aquella capaz de cederlos. Una consecuencia de lo anterior es que existe la reversiblidad de la transferencia de protones, ya que al ceder un protón, un ácido HA, la parte restante: A-, sería capaz de aceptar este H+, o sea, se comportaría como una base, la cual es conocida como base conjugada:

HA (ácido) <=> H+ + A- (base conjugada)-> A- + H+ <=> HA

Del mismo modo HA es el ácido conjugado de A-.

Las definiciones de Brønsted-Lowry son,

. Un ácido de Brønsted - Lowry es un donante de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+

. Una base Brønsted - Lowry es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-

Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH.

Ionización del agua (El equilibrio del agua)

El agua pura se dice que es una sustancia no conductora de la electricidad, pero, en realidad, tiene una conductividad muy

pequeña que puede medirse con aparatos muy sensibles. Esta conductividad indica que en agua pura deben existir iones, aunque en concentraciones extremadamente pequeñas. Esto significa que, si bien en pequeñísima proporción, el agua debe estar disociada (este proceso se llama, a veces, auto ionización (Arrhenius) o autoprotólisis del agua.

PROCEDIMIENTOS EXPERIMENTALES

MATERIALES UTILIZADOS

REACTIVOS UTILIZADOS

1. CH3COOH/CH3COONa 2. NH3/NH4Cl 3. HCl 4. NaOH 5. Agua desionizada

PROCEDIMIENTO

Primera experiencia: Preparación de 250ml de solución buffer de CH3COOH/CH3COONa de pH 4,75

Se coloca en un matraz aforado 100ml de agua desionizada (destilada) y previamente se agregó acetato de sodio (2,05gr) medidos en la balanza y luego se vierte en un pequeño vaso de precipitado con un poco de agua desionizada ácido acético y luego se junta con la otra solución en el matraz y luego se afora a 250ml.

Luego se mide el pH con el pH-metro para mayor precisión (200ml de la solución buffer preparada otorgando un pH = 4,55.

Cálculos matemáticos:

Segunda experiencia: preparación de 250ml de solución buffer NH3/NH4CL de pH=9,25

En otro balón aforado se colocan 100ml de agua desionizada y luego se mide en la balanza 1,34g de cloruro de amonio y luego se disuelve en un poco de agua en un bucker con un agitador. El acido (hidróxido de amonio 1,8ml) es agregado en los 100ml de agua desionizada.

Se unen las 2 soluciones y se afora el matraz con la ayuda de un frasco laxador (agua desionizada).

ANÁLISIS DE LOS RESULTADOS

Comprobación del carácter regulador de una solución buffer

CONCLUSIÓN

En esta práctica se pudo comprobar la concentración de ph que posee la solución buffer, es decir, los resultados obtenidos durante las experiencias son muy parecidos a los mostrados por el calculo matemático dando como resultado un gran desempeño de las mismas. En la experiencia del CH3COOH/CH3COONa se tomo agua desionizada y se le agrego acetato de sodio y luego se junta con otra solución de acido acético y se afora a 250 ml para así medir su ph en el pH-metro, repitiendo el proceso con la solución de NH3/NH4CL pero agregandole NH3(aq) concentrado.

A partir de una perspectiva sistemática del equilibrio iónico en soluciones acuosas en sinergia con la perspectiva tradicional basada en la Ecuación de Henderson Hasselbalch, se pudo generar aprendizaje significativo de conceptos asociados a la problemática de soluciones amortiguadoras de pH.

La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptadoras. Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido.

Cabe destacar que algunos valores posean cierta variación debido a que se poseía cierto desconocimiento en los procedimientos realizados. Debe tenerse en cuenta que pueden ocurrir errores en la medición por algún impedimento, aunque se recomienda ser muy preciso y tener atención en el manejo de las soluciones para evitar errores en el resultado

BIBLIOGRAFIA

Principios y Reacciones. W.L. Masterton y C.N. Hurley4a EdiciónEditorial Thomson

QUIMICAMartin S. Silberberg2a EdiciónEditorial Mc Graw Hill

http ://es.wikipedia.org/wiki/PH

 

“Preparación de Soluciones Amortiguadoras”

Objetivos:1.  Preparar experimentalmente diferentes soluciones

amortiguadoras.2.  Determinar el pH de las soluciones anteriormente

preparadas.3.  Establecer la relación entre el pH y un amortiguador.

ResumenPreparamos soluciones amortiguadoras de Acido Cítrico/Citrato de sodio, fosfato dibásico de sodio, fosfato monobásico de potasio; hicimos mediciones de pH a distintos volúmenes de cada amortiguador, y se estableció la relación que existe entre el pH y el amortiguador. Se concluyó que el pH de una solución amortiguadora depende de la naturaleza del acido débil que lo integra, es decir del pKa de acido.Marco Teórico:Solución amortiguadora es aquella que se opone los cambios de pH cuando se agrega ácido o álcali.  Tales soluciones se utilizan en muchos experimentos bioquímicos en los cuales se necesita controlar exactamente el pH.

De la ecuación de Henderson-Hasselbalch, se puede deducir que el pH de una solución amortiguadora depende de dos factores uno es el de pKa y el otro es la proporción de sal a ácido.  Esta proporción se considera igual a las cantidades de sal y ácido mezclado en el intervalo de pH entre 4 y 10, donde la concentración de hidrogeniones e

hidroxilos del medio acuoso son muy baja y se puede ignorar.

                     PH = pKa   +  log 10 [sal] / [ácido]

Tomemos por ejemplo los amortiguadores de acetato que están compuestos por una mezcla de ácido acético y acetato de sodio:

                        CH3COOH         ↔         CH3COO-  + H+

                        CH3COONa      →      CH3COO-  + Na+

Puesto que el ácido acético está tan solo débilmente disociado, la concentración de ácido será casi la misma que se agregó a la mezcla; en la misma forma la concentración de iones acetato puede ser considerada como igual a la concentración de acetato de sodio añadido a la mezcla, ya que la sal estará completamente disociado.  La máxima capacidad amortiguadora de la solución se cumple cuando la concentración de la sal es igual a la concentración del ácido, en este punto pH = pKa.  Si el pKa del ácido acético es 4.8, en la práctica las soluciones amortiguadoras se usan en el intervalo de pH entre 3.8 y 5.8, es decir 1 unidad alrededor del pKa.  Esto se cumple generalmente para todas las soluciones amortiguadoras.Algunas de las soluciones amortiguadoras que se usan más frecuentemente en el laboratorio se muestran en la Tabla 1.  Como se dijo anteriormente, el intervalo útil para la mayoría de los amortiguadores es de una unidad de pH por encima o por debajo del valor de pKa.El amortiguador que se escoja en un momento dado debe seleccionarse con cuidado, ya que los resultados experimentales pueden deberse a efectos específicos de los iones utilizados y no al pH.  Algunos amortiguadores que producen reacciones desfavorables son: boratos, citratos, fosfatos y tris.Tabla 1: Amortiguadores usados en investigaciones biológicas.Ácido o base pka pKa pKa

Ácido  fosfórico 2.1 7.2 12.3Ácido cítrico 3.1 4.8 5.4Ácido carbónico 6.4 10.3 -Glicil glicina 3.1 8.1 -Ácido Acético 4.8 - -Tris 8.3 - -Hepes 7.6 - -

Materiales        Volumétrico de 100 mL        Vaso químico        Probetas        Espátula        Balanza

Reactivos        Fosfato monobásico de potasio KH2PO4

 Causa irritación al tracto respiratorio, tos, asfixia. Ingestión: causa náusea, vómito, cólicos y diarrea. Irritante al contacto con la piel.        Ácido cítrico Irritación al tracto respiratorio, asfixia. Irritación al tracto gastrointestinal, náusea, vómito. Irrita la piel, produce enrojecimiento, prurito u dolor. Irrita los ojos.        Citrato Trisódico Náuseas, vómitos y calambres. Produce irritación acídica de boca y garganta.        Fosfato dibásico de sodio Irritante del tracto respiratorio, tos, respiración acortada. Poco efecto sistémico. Vómito, diarrea, disturbios del corazón. Irrita la piel.        Hidróxido de sodio 0.2 M Irritante severo (por inhalación) de las vías respiratorias. La ingestión puede causar quemaduras severas de la boca,

garganta y estómago. Causa irritación de la piel o severas quemaduras.        HCl

 Corrosivo para los ojos, la piel y membranas mucosas. Por inhalación puede causar tos, ronquera y úlceras. Por ingestión puede causar fiebre babeo, fuerte dolor de

garganta, dolor de pecho.

Esquema Experimental

 Capacidad amortiguadora de las sustancias

Para otros usos de este término, véase Tampón.

Un tampón, buffer, solución amortiguadora o solución reguladora es la

mezcla en concentraciones relativamente elevadas de unácido débil y su base

conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de

mantener estable el pH de unadisolución frente a la adición de cantidades

relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes. Este hecho es de vital

importancia, ya que solamente un leve cambio en la concentración de

hidrogeniones en la célula puede producir un paro en la actividad de las

enzimas.

Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y

las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de

ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene

una consecuencia menor sobre el pH.1

Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de

la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el

laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones

típicos son el par amoníaco-catión amonio, ácido acético-anión acetato, anión

carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares

en la disociación del ácido fosfórico.

Índice

  [ocultar] 

1   Mecanismo de actuación de las soluciones tampón

2   Cálculo del pH de disoluciones tampón

3   Sistemas tampón fisiológicos

o 3.1   Niveles de pH en el cuerpo humano

o 3.2   Sistemas tampón en el organismo

3.2.1   Tampón bicarbonato

3.2.2   Tampón fosfato

3.2.3   Tampón hemoglobina

3.2.4   Aminoácidos y proteínas

4   Aplicaciones industriales de las soluciones tampón

5   Experiencias con soluciones tampón

6   Referencias

7   Enlaces externos

[editar]Mecanismo de actuación de las soluciones tampón

Para poder entender con claridad el mecanismo que utiliza el organismo para

evitar cambios significativos de pH, pondremos un ejemplo de actuación del

tampón de más importancia en el organismo, el equilibrio de ácido

carbónico (H2CO3) y bicarbonato (HCO3-), presente en el líquido intracelular y

en la sangre. Como producto del metabolismo se produce CO2 que al

reaccionar con las moléculas de agua produce ácido carbónico, un compuesto

inestable que se disocia parcialmente y pasa a ser bicarbonato según el

siguiente equilibrio:

CO2 + H2O   H2CO3   HCO3- + H+

Entonces, el bicarbonato resultante se combina con los cationes libres

presentes en la célula, como el sodio, formando así bicarbonato

sódico (NaHCO3), que actuará como tampón ácido. Supongamos que entra

en la célula un ácido fuerte, por ejemplo, ácido clorhídrico(HCl):

HCl + NaHCO3 → NaCl + CO2 + H2O

Como se puede ver en la anterior reacción el efecto ácido

clorhídrico queda neutralizado por el bicarbonato de sodio y resultan

como productos sustancias que no provocan cambios en el pH celular y

lo mantienen en su valor normal, que es 7,4.

[editar]Cálculo del pH de disoluciones tampón

Frecuentemente se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para

el cálculo del pH en soluciones reguladoras. Sin embargo, debe

aclararse que esta ecuación no es aplicable en todos los casos, ya que

para su deducción se realiza una serie de suposiciones. Esta ecuación

suele proporcionar resultados incorrectos cuando las concentraciones

del ácido y su base conjugada (o de la base y su ácido conjugado) son

bajas. Para el cálculo del pH, se debe saber el pKa del ácido y la

relación entre la concentración de sal y ácido, como se observa a

continuación

Recordemos que pKa de un ácido débil se obtiene a partir de

su constante de acidez (Ka) y es específico para cada ácido.

Supongamos que disponemos de una determinada cantidad de un

ácido débil, por ejemplo, ácido láctico de concentración 10 mM.

Sabemos, que la concentración de su sal conjugada, el lactato, es

de 2 mM y que el pKa ácido del ácido láctico és 3,86. Por tanto,

podemos calcular el pH del ácido láctico en una solución acuosa sin

ningún tipo de sistema tamponador con la ecuación de Henderson-

Hasselbalch:

CH3-CHOH-COOH   CH3-CHOH-COO- + H+

pH = 3,86 + log (2 mM/ 10mM) = 3,86 - 0,7 = 3,16

Por tanto, el pH de una solución acuosa de ácido láctico de

concentración 10 mM, sin la intervención de ningún tampón

es 3,16. Es decir que si esto se produjese en el líquido

intracelular y no existieran las soluciones amortiguadoras su

pH estándar de 7,4 bajaría bruscamente hasta 3,16. Sin

embargo, esto no ocurre en nuestro organismo gracias a los

tampones químicos.

Si reflexionamos sobre la ecuación de Henderson-

Hasselbalch se deduce que el pH del sistema amortiguador

depende de la proporción relativa entre sal y ácido, y no de

sus concentraciones absolutas. Es decir que si vamos

añadiendo agua al sistema variarán las concentraciones

absolutas de cada sustancia, pero no su cociente de

concentraciones. No obstante, si la dilución es muy grande,

el equilibrio del ácido y su sal conjugada se desplaza hacia

los productos y, por tanto, aumenta la sal y disminuye el

ácido, entonces el cociente sal/ácido aumenta muy

significativamente.

Supongamos ahora que añadimos una solución

amortiguadora de bicarbonato de potasio (KHCO3) y una

cantidad grande de agua a la anterior solución de ácido

láctico anterior de 10 mM, suficiente para que se rompa el

equilibrio de concentraciones del ácido y su sal conjugada.

En consecuencia, la concentración de ácido láctico disminuye

a 0,1 mM y la concentración de lactato de potasio aumenta a

200 mM. Calculemos el pH de la nueva solución:

CH3-CHOH-COOH + KHCO3 → CH3-CHOH-COOK + CO2 + H2O

pH = 3,86 + log (200 mM/ 0,1 mM) = 3,86 + 3,3 = 7,16

Es decir que partiendo de una solución de ácido

láctico inicial de concentración 10 mM y pH 3,16 –

ácido - ésta ha acabado transformándose en una

solución de ácido láctico de concentración 0,1 mM y

pH 7,16 – neutro - gracias a la intervención de un

tampón químico, en este caso, el bicarbonato de

potasio. Así es como el organismo consigue mantener

su pH alrededor de 7,4, a pesar de que entren

sustancias ácidas o básicas en el cuerpo.

[editar]Sistemas tampón fisiológicos

[editar]Niveles de pH en el cuerpo humano

Muchas biomoléculas actúan a un determinado valor

de pH y solo toleran fluctuaciones mínimas en el pH.

Dado el bajo grado de ionización del agua (H2O),

cuando añadimos en ésta una pequeña cantidad de

ácido o de base, el pH varía en mucha cantidad,

llegando a niveles de pH en los cuales las

biomoléculas no podrían cumplir sus funciones. Por

esta razón los líquidos fisiológicos contienen

tampones que, a diferencia del agua, mantienen el pH

constante. Los tampones mantienen la cantidad de

ácidos y de bases en equilibrio en un determinado pH

en el cual la actividad biológica de las proteínas,

hormonas, enzimas, bombas de iones... sea óptima.

En humanos, los valores compatibles con el

mantenimiento de funciones vitales son de pH entre

6,8 y 7,8; siendo el intervalo de 7,35 a 7,45 el de

normalidad. En concreto, podemos decir que cada

líquido fisiológico tiene un nivel característico normal

de pH: - Sangre arterial: pH= 7,4 - Sangre venosa:

pH= 7,35 - Líquido intersticial: pH= 7,35 - Líquido

intracelular: pH= 6 - 7,4 - Orina: pH= 4,5 - 8 - HCl

gástrico: pH= 0,8

Los tampones son los primeros responsables de

mantener estos niveles de pH constantes aunque en

el organismo se produzcan altas cantidades de ácidos

debido al metabolismo. Así, los tampones son el

primer nivel de defensa contra los cambios de pH.

También contribuyen al equilibrio la regulación

respiratoria (segunda línea de defensa) y la regulación

renal (tercera línea de defensa). Cuando hay

alteraciones debidas a enfermedades de los riñones,

pulmones o por diabetes mellitus, el pH se ve alterado

y se padece acidosis (pH<7,37) o alcalosis (pH>7,43).

Las causas principales de acidosis son: insuficiencia

renal, acidosis tubulorrenal, cetoacidosis diabética,

acidosis láctica, sustáncias tóxicas (etilenglicol,

salicilato (en sobredosis), metanol, paraldehido,

acetazolamida o cloruro de amonio. Las causas

principales de alcalosis son: uso de diuréticos

(tiacidas, furosemida, ácido etacrínico), pérdida de

ácido causada por vómitos o aspiración del contenido

del estómago, glándulas suprarrenales hiperactivas

(síndrome de Cushing o utilitazación de

corticosteroides). Estas alteraciones pueden rendir su

efecto en la primera, la segunda o la tercera línea de

defensa; impidiendo así el funcionamiento de todos

los mecanismos complexos que mantienen los niveles

de pH a niveles adecuados.

[editar]Sistemas tampón en el organismo

Existen tampones de gran importancia en el

organismo:

Inorgánicos:

Tampón bicarbonato:

CO2 + H2O   H2CO3   HCO3 - + H+

Tampón fosfato:

H2PO4-   HPO42- + H+

Orgánicos:

Tampón hemoglobina:

HHbO2   HbO2- / HbH   Hb- + H+

Aminoácidos y proteínas

[editar]Tampón bicarbonato

Tal y como se ha comentado

anteriormente, el tampón

bicarbonato está compuesto por

ácido carbónico (H2CO3) y

bicarbonato (HCO3-) y el valor

de su pKa es de 6,1. Es el

tampón más importante de la

sangre (pH=7,4), representa el

75% de la capacidad buffer total

de la sangre. También está

presente en el líquido intersticial.

Es un tampón muy eficaz porque

la relación HCO3-/ H2CO3 es

muy alta, lo que supone una alta

capacidad para amortiguar los

ácidos. Supone una ventaja el

hecho que se trata de un

sistema abierto ya que el

CO2 puede ser eliminado en la

respiración muy rápidamente,

los H+ se pueden eliminar por

vía renal y el HCO3- puede

reemplazarse en la orina. En

realidad, este tampón está

compuesto por dos equilibrios,

pues el ácido carbónico forma

CO2, generando una molécula

de H2O.

Bicarbonat

Cuando el pH disminuye, el

bicarbonato toma los protones

libres. Así, el equilibrio se

desplaza hacia el H2CO3, que a

su vez, mediante la reacción

catalizada por la anhidrasa

carbónica (glóbulos rojos), cede

una molécula de H2O y se

convierte en CO2, el cual se

elimina a través de los

pulmones. Por el contrario, si el

pH de la sangre aumenta, se

forma HCO3- a partir de H2CO3,

lo que conduce a mayor

captación de CO2. Las

concentraciones de HCO3- y de

H+ también se pueden controlar

por mecanismos fisiológicos a

nivel renal. El riñón puede

eliminar protones uniéndolos a

amoníacos o fosfatos y

mantiene la concentración de

bicarbonato mediante

reabsorción o regeneración del

mismo. La suma de las formas

sal y ácido se llama reserva

alcalina. En condiciones

normales, esta suma tiene el

valor 25,2 mEq de CO2 por litro.

Como a pH sanguíneo (pH=7,4),

la proporción entre la forma sal y

ácido es de 20, resulta que

[HCO3-] es 24 mEq/L y [CO2] es

1,2 mEq/L. Así, es importante

tener en cuenta que el cuerpo

necesita más bicarbonato que

no ácido carbónico porque el

metabolismo produce más

ácidos que bases.

[editar]Tampón fosfato

El tampón fosfato está

compuesto por el hidrógeno

fosfato (NaHPO4-2) y el

dihidrógeno fosfato (NaH2PO4-).

Actúa en el plasma y el líquido

intersticial. Este tampón tiene un

pKa de 6,8, el cual está mucho

más cerca del pH plasmático.

Esto significaría que este

tampón tendría que ser más útil

que el anterior, pero no es así ya

que se encuentra en

concentraciones menores en

sangre y la eliminación del

fosfato es mucho más lenta, por

vía renal.

Fosfat

A pH fisiológico de 7,4, la

relación HPO4-2/ H2PO4

- es igual

a 4. Así, se trata de un sistema

eficaz para amortiguar ácidos.

Como hemos dicho, a nivel

sanguíneo, el tampón

bicarbonato resulta más útil que

el tampón fosfato ya que este

último se encuentra en

concentraciones bajas. Ahora

bien, a nivel intracelular, el

tampón fosfato tiene

concentraciones elevadas y es

más eficiente.

[editar]Tampón hemoglobina

La hemoglobina es una proteína

globular multimérica que

dispone de cuatro puntos de

unión a ligandos cuyas

propiedades de unión están

reguladas alostéricamente. La

función principal de la

hemoglobina es el transporte de

oxígeno por la sangre. Referente

a su estructura, se trata de un

heterotetrámero y consta de dos

pares de cadenas polipeptídicas

diferentes. Cada una de las

cadenas lleva un hemo como

grupo prostético, donde se unen

las moléculas de O2, por lo que

una hemoglobina puede unir

como máximo cuatro moléculas

de O2. La captación de O2 se ve

afectada, entre otros factores,

por los H+ y el CO2. Algunos

factores favorecen el estado T,

en el cual la proteína no tiene

O2 unidos, y otros favorecen el

estado R, en el cual la

hemoglobina tiene unidas

moléculas de O2. Este fenómeno

se denomina efecto Bohr. Es

muy positivo para remarcar la

diferencia entre las distintas

afinidades para el O2; la cual es

esencial para que cumpla su

función de transporte.

Cuando el CO2 forma ácido

carbónico y protones, los

protones estabilizan el estado T,

de descarga de O2. Así, en los

capilares periféricos, dónde

encontramos CO2, la

hemoglobina cede las moléculas

de O2. En los capilares de los

alvéolos pulmonares se invierte

este efecto. Así, cuando se unen

H+ a la hemoglobina, se

produce un efecto en el

equilibrio del tampón

bicarbonato ya que se induce a

la formación de bicarbonato. Es

un tampón fisiológico muy

eficiente gracias al cambio de su

pK cuando pasa de la forma

oxidada (pK=7,16) a la reducida

(pK= 7,71) y a la gran cantidad

que hay en la sangre.

[editar]Aminoácidos y proteínas

Los aminoácidos tienen carácter

anfótero, es decir, pueden ceder

protones y también captarlos.

Esto es así gracias a dos de los

radicales comunes en todos los

aminoácidos: el grupo NH2 y el

grupo COOH. Estos radicales, al

estar en contacto con el agua,

se presentan ionizados o

protonados; actuando los dos

como donantes o aceptores de

protones.

En pH ácidos:

- El NH2 capta un protón: NH3+

(el pka para este radical es 9)

En pH básicos:

- El COOH pierde un protón:

COO- (el pKa para este radical

es 2)

En el punto de pKa del grupo

amino existe el 50% de radicales

amino protonados (NH3+) y el

otro 50% de radicales amino

desprotonados (NH2). En este

punto, la variación de pH, si

adicionamos NaOH a la

solución, es mínima. Por lo

tanto, en este punto la

capacidad amortiguadora es

máxima.

En el punto de pKa para el

grupo carboxil existe el 50% de

radicales carboxil protonados

(COOH) y el otro 50% de

radicales carboxil desprotonados

(COO-). En este nivel de pH el

aminoácido también es buen

amortiguador.

En el punto isoeléctrico de los

aminoácidos sin cadena radical

ácida o básica se encuentra a

medio camino entre el pKa del

grupo amino y el pKa del grupo

carboxil. Y encontramos el

aminoácido en su forma

zwitterión, com ambos grupos

funcionales ionizados: NH3+ y

COO-.

El punto isoeléctrico de los

aminoácidos con cadenas

protonables es diferente ya que

existe un tercer pka, que

corresponde al valor de pH en el

cual el protón de la cadena

lateral se disocia.

Así, vemos como esta

capacidad para captar y ceder

protones convierte a las

proteínas y aminoácidos en

amortiguadores del pH,

actuando como ácidos si están

protonados, o como bases, si no

lo están.

Muchas proteínas tienen grupos

protonables en la cadena radical

variable, así cada proteína o

aminoácido tiene su punto

isoeléctrico y sus pKa

característicos para cada grupo

protonable del radical variable.

Los pKa pueden verse afectados

por radicales próximos y así,

puede variar calidad

amortiguadora de los

aminoácidos según radicales de

su entorno. Por ejemplo, la

histidina, próxima al grupo hemo

en la hemoglobina, tiene pK muy

diferentes según si está unida al

oxígeno o no.

Cuando los aminoácidos se

unen formando péptidos

mediante enlaces entre el grupo

COOH de un aminoácido y el

grupo NH2 de otro, desaparecen

sus propiedades

amortiguadoras. Ahora bien,

siempre existen los grupos

terminales y también los grupos

ionizables de las cadenas

laterales de los aminoácidos:

ácido aspártico y glutámico,

arginina, lisina, histidina, etc.

Así, para determinar su

capacidad amortiguadora,

solamente observaremos los pK

de los terminales y de los

laterales ionizables.

[editar]Aplicaciones industriales de las soluciones tampón

Como hemos visto las

soluciones tampón son muy

útiles para el mantenimiento del

pH en sistemas biológicos, como

por ejemplo el cuerpo humano,

pero sus propiedades van

mucho más lejos y son

ampliamente usadas en las

industrias actuales.

En la Industria agrícola, las

soluciones tampón se usan

para la fertirrigación y la

agricultura hidropónica (cultivar

plantas usando soluciones

minerales y no suelo agrícola).

Todas las plantas tienen un

intervalo de pH en que las

raíces absorben nutrientes de

forma idónea. Una variación del

pH puede afectar al proceso de

absorción de las raíces:

disminuyendo la captación de

minerales y aumentando la

permeabilidad a sustancias

tóxicas como el aluminio. A su

vez, una variación en el pH

afecta la solubilidad de la

mayoría de minerales. Existe

un pH idóneo para cada planta

dependiendo de su fisiología i

de los minerales que requiere,

pero, como norma general,

podemos decir que precisan un

pH ligeramente ácido (5.5-7)

salvo excepciones como las

habas con pH un tanto básico

(7.4-8.1)

En la Industria

alimentaria también son de

gran importancia los

parámetros del pH ya que, por

ejemplo, nos indica si la carne

es apta para el consumo

humano. Si la carne está entre

5.4 i 7.0 de pH, es apta para el

consumo, pero a lo largo del

tiempo el pH disminuye, hecho

que indica que su consumo no

es pertinente. En la industria

vinícola, se deben de tener muy

en cuenta las variaciones de

pH en la elaboración del vino,

este debe oscilar entre 2.8 i

3.5, puesto que a pH superior a

3.5 determinadas bacterias

pueden atacar el vino y

producir variaciones en el

sabor.

Es sin duda alguna en

la Industria farmacéutica en la

que se debe tener un control y

conocimiento más exhaustivo

del pH, por distintas razones:

1. Primeramente, para el

diseño de los

medicamentos es necesario

saber el pH de la zona del

cuerpo en que trabajará el

fármaco, pues si bajo ese

pH las proteínas que

queremos usar se

desnaturalizan el

medicamento no tendrá

efecto alguno.

2. En el proceso de

formulación de los

fármacos se usan las

propiedades fisicoquímicas

del pKa y el pH para elegir

la fórmula óptima del

medicamento

3. En los ensayos previos a la

comercialización de los

medicamentos se requiere

un control del pH para

garantizar que los

resultados obtenidos sean

reales i ciertos, pues un pH

erróneo podría dar

resultados falsos.

[editar]Experiencias con soluciones tampón

En bioquímica, como ya hemos

expuesto, es necesario controlar

el pH de los medios en los que

trabajamos, especialmente si

queremos estudiar el

comportamiento de cualquier

sustancia con base proteica

como, por ejemplo, enzimas o la

separación de biomoléculas con

capacidad de ionización. Por

eso, es necesario saber

preparar un tampón y poder

predecir cual será su

comportamiento durante la

experiencia.

Las soluciones tampón como ya

sabemos son mezclas de ácidos

y bases débiles y sus

propiedades dependen

directamente del pKa. El pH del

punto de equilibrio (punto de

inflexión de la gráfica que

dibujaremos) corresponde al

pKa. Este punto es importante

porque es el punto en que la

capacidad tampón del sistema

es mayor. Es decir que

dependiendo de qué nos

interesa estudiar prepararemos

un determinado tampón.

Pondremos ahora un ejemplo

para poder entender el proceso

con claridad. Supongamos que

deseamos preparar un tampón

de 100mL A-/Ah de pKa 7.1 a

pH 7.4 y una concentración

0.1M:

Usamos la ecuación de

Henderson-Hasselblach para el

cociente entre concentración

A-/AH.

Perfil de disociación de tres

tampones químicos diferentes

pH=pKa+log([A-]/[AH])

7.4=7.1+log([A-]/[AH])

log([A-]/[AH])= 7.4-7.3=0.3

[A-]/[AH]= 10^0.3=1.995.

Queremos 100mL de tampón a

0.1M: 0.1M*0.1l= 0.01

x+y=0.01

y=0.01-x

[A]/[AH]= y/x

[A]/[AH]= (0.01-x)/x=1.995

x=0.0034 moles AH

y=0.01-x

y=0.01-0.0034=0.0066 moles A-

De esta forma, sabemos los

moles de ácido y sal que

necesitamos para preparar la

solución tampón de 100mL a 0.1

M. A partir de los resultados,

obtendremos gráficos parecidos

al de la imagen de la izquierda.

Sin embargo, en nuestro caso el

punto de equivalencia estaría en

un pH de 7.1.