Guia de laboratorio,práctica N1 Preparación de Soluciones Amortiguadoras de Fosfatos

				PRACTICA Nº			01
Facultad:		Ciencias Agropecuarias
Programa Académico:			Ingeniería Ambiental
Núcleo Temático:	Bioquímica				Grupo:	01 y 02
Docente:	Miguel Ángel Ávila Díaz
Correo:	maavilad@unal.edu.co
NORMAS DE BIOSEGURIDAD BASICAS DE USO OBLIGATORIO: ü  Protector naso bucal. ü  Bata manga larga, cerrada en color blanco. ü  Zapato cerrado en suela antideslizante ü  Pantalón largo (holgado) ü  Gorro desechable (cabello recogido) ü  Gafas de laboratorio ü  Guantes de vinilo o nitrilo ·       El uso de dispositivos electrónicos está limitado a la actividad académica que se esté ejecutando. ELEMENTOS DE BIOSEGURIDAD ESPECIFICOS Seguir la recomendaciones del docente y coordinador de laboratorio
TITULO DE LA PRACTICA
PREPARACION DE SOLUCIONES AMORTIGUADORA DE FOSFATOS

OBJETIVO GENERAL

Preparar una solución amortiguadora de fosfatos, Determinando el pH de una solución por métodos colorimétricos o potenciométricos.

MARCO TEORICO

El ácido fosfórico (H3PO4), además de formar parte de numerosos compuestos orgánicos (ácidos nucleicos, fosfolípidos, azúcares, etc.) también se encuentra en forma libre, aunque en pequeña proporción. La concentración de iones fosfato en el plasma sanguíneo es de unos 2 mEq/litro. El ácido fosfórico tiene tres protones disociables según las reacciones: Cada forma, molecular o iónica actúa como ácida respecto a la que tiene a su derecha y como básica respecto a la que tiene a su izquierda. Se pueden establecer, por tanto, tres equilibrios de disociación, cada uno con una constante característica a 25ºC (figura de la derecha): K1= 5,7 x 10-3 (pK1= 2,2) K2= 6,2 x 10-8 (pK2= 7,2) K3=2,2 x 10-13 (pK3=12,7) Estos valores indican que el primer H+ se desprende con facilidad aún a pH ácido (a pH=2,1 la mitad del H3PO4 se ha disociado para formar H2PO4-), lo que quiere decir que el H3PO4 es un ácido moderadamente fuerte. El pK de la segunda disociación (7,2) es el más próximo al pH del medio interno y por lo tanto, es esta segunda disociación la que tiene lugar reversiblemente en el medio interno, y la que posee acción amortiguadora (figura inferior izquierda). El tercer H+ se disocia en medio muy alcalino (pH=12,7), y por tanto no tiene interés biológico. A la temperatura del organismo, y teniendo en cuenta la fuerza iónica del plasma en condiciones fisiológicas ordinarias, se acepta generalmente el valor de 6,8 para el pKa de la segunda ionización del fosfato (figura inferior derecha). A partir de este valor se puede calcular que en el plasma (a pH 7,4) la concentración del HPO4= es cuatro veces superior a la de H2PO4- y, por tanto, el sistema es más eficaz para amortiguar ácidos fuertes que para amortiguar bases fuertes (figura superior), lo cual supone una ventaja biológica, ya que en el organismo predomina la tendencia a las variaciones hacia el lado ácido. Tanto en condiciones normales como en condiciones fisiológicas, las proporciones relativas de las otras dos especies iónicas son despreciables, y no participan en la actividad amortiguadora del sistema.

INTRODUCCION

El presente ensayo de laboratorio tiene como propósito identificar la variación en el volumen de una cierta cantidad de base que se mantiene a presión constante, en función de su temperatura. La base que vamos a trabajar es el hidróxido de sodio, el cual es adicionado en un proceso de  titulación de ácido-base. Durante el desarrollo de la práctica se evidenciara la caída de cada protón en un función de la Pka del ácido fosfórico, en un rango de pH de 4 a 10. Estas observaciones de la variación permiten por métodos colorimétricos y potenciómetros. Por tanto se utilizaras diferentes soluciones indicadores para verificar el cambio de la solución a diferentes pH corroborando el viraje con pHmetro.

ELEMENTOS EDUCATIVOS REQUERIDOS (Equipos, Materiales, reactivos, herramientas con su respectiva cantidad)

Cuaderno, esfero y cámara para tomar la fotos de cada proceso realizado Laboratorio                                                                                      Estudiantes Pipeta graduada                                                               Papel absorbente Pincel Bureta Vara agitadora Placa calefactora Balanza analítica Pipeta aforada (25 mL) Balanza granataria Espátula Vaso precipitado (4) Pinza para bureta Soporte universal Matraz Erlenmeyer Vidrio Reloj Agitador magnético NaOH H3PO4

PROCEDIMIENTO Y/O MONTAJE EXPERIMENTAL

Preparación de soluciones NaOH Antes de iniciar la titulación de la muestra problema debimos estandarizar el NaOH. El NaOH dispuesto en el laboratorio, tiene una normalidad de 0.1. y considerando la cantidad de volumen a valorar, pesamos 1 g de NaOH y estandarizamos. Colocamos en la bureta la solución de NaOH preparada. Calculamos y pesamos exactamente los g de Ftalato de ácido de Potasio (FAK ) previamente seco (105-110 °C) necesarios para normalizar la solución de NaOH 0.1N. Traspasamos a un matraz Erlenmeyer de 250 ml agregando 100 mL de agua destilada. Agregamos 3 gotas de  indicador fenolftaleína y valore la solución de NaOH hasta viraje del indicador. H3PO4 Medimos exactamente 25 mL de la solución problema (HCl y Coca-Cola), usando una pipeta de aforo y vertiéndola en un vaso de precipitado de 250 mL. Introducimos la barra magnética e instalamos el vaso precipitado sobre el agitador magnético. Agitando suavemente y sumerjiendo el electrodo en la solución. Se tabuló el volumen de NaOH versus pH y E°. Anote el pH y E° inicial. Valorando con la solución de NaOH adicionando 1 mL cada vez; anotamos el valor de pH después de cada adición. Continuamos hasta pH 10.5- Repetimos la valoración, reduciendo el volumen de las alícuotas a 0,2 mL en las cercanías del punto de equivalencia. Según lo indicado en la guía debemos construir una tabla que incluya: Volumen de titulante (mL) ; pH(o E); Grafique cada conjunto de datos, vs. volumen de NaOH agregado

ANALISIS, DATOS Y RESULTADOS

Volumen NaOH pH Potencial mv

RECOMENDACIONES Y/O OBSERVACIONES

BIBLIOGRAFIA

Libro Química Analítica por Skoog, Wist, Holler, Cholich. Capítulo 19: Potenciometría: medición deconcentración de iones y moléculas. Página 522. UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ; DEPARTAMENTO DE BIOQUÍMICA. Bioquímica: aulas práticas. 6. ed. Curitiba: Ed. Da UFPR, 2001. 178 p

VISTO BUENO DE
VICERRECTOR ACADEMICO
DECANO DE FACULTAD
DIRECTOR DEL PROGRAMA
JEFE DE APOYO ACADEMICO

Visto Bueno Coordinador de laboratorio: Firma: ____________________________                                                                           Nombre: _________________________________                                  Cargo:___________________________________

Solicitante: Firma: _______________________________                                                                           Nombre:     Miguel Ángel Ávila Díaz Cargo:        Docente