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INFORME DE LA PRÁCTICA N° 2
BIOQUÍMICALABORATORIO:
Profesor : Rojas Guerrero, Cecilia
Alumno : Trujillo Angeles, Walter Alberto
Grupo : 2 – 1
2012-I
Alumno: Walter Alberto Trujillo Angeles
Grupo: 2-1 Fecha: 03-04-2012
pH = pKa + log
a) Medir los valores de pH de cada mezcla, utilizando el potenciómetro
Tubo N° CH3-COOH 0.1N NaOH 0.1N H2O DEST. pH
1 10 ml 0.0 ml 10 ml 3.70
2 10 1.0 9 4.24
3 10 2.0 8 4.56
4 10 3.0 7 4.68
5 10 4.0 6 4.88
6 10 5.0 5 4.96
7 10 6.0 4 5.20
8 10 7.0 3 5.36
9 10 8.0 2 5.55
10 10 9.0 1 6.01
11 10 10.0 0 8.03
b) Calcular los valores de pH de cada mezcla, aplicando la ecuación de Henderson – Hasselbach. pKa=4.76
[SAL ][ACIDO ]
Valores Teóricos:
1. Sólo hay ácido, no se forma Sal porque no se agrega NaOH.
C H 3COOH+H 2O→C H 3COO−¿+H +¿¿¿
0.1 NReacción X X XResultado 0.1 – X X XDato: Ka=1.86×10−5
Ka=¿¿
El valor [X ] se desprecia por ser muy pequeño, por lo tanto:
Ka=X2/0.11.86 X 10−6=X2 [X ]=1.36 X10−3
X = 1.36 X 10−3 −log [ x ]=−log [¿¿1.36 X10−3]¿¿pH=−log [¿1.36 X10−3]¿pH=−log 1.36+ log10−3
pH=−0.13+3pH=2.87
2. pH = pKa + Log 1/9
pH = 4.76 + (-0.95)
pH = 3.81
3. pH = pKa + Log 2/8
pH = 4.76 + (-0.60)
pH = 4.16
4. pH = pKa + Log 3/7
pH = 4.76 + (-0.37)
pH = 4.39
5. pH = pKa + Log 4/6
pH = 4.76 + (-0.18)
pH = 4.58
6. pH = pKa + Log 5/5
pH = 4.76 + 0
pH = 4.76 pKa
7. pH = pKa + Log 6/4
pH = 4.76 + 0.18
pH = 4.94
8. pH = pKa + Log 7/3 pH = 4.76 + 0.37
pH = 5.13
9. pH = pKa + Log 8/2
pH = 4.76 + 0.60
pH = 5.36
10.pH = pKa + Log 9/1
pH = 4.76 + 0.95
pH = 5.71
11.pH = pKa + Log 10/0 pH = 4.76 + ~
C H 3COONa+H 2O→CH 3COOH +NaOH 0.05 N
Reacción X X XResultado 0.05 – X X XDato: Ka=1.86×10−5
[Ka ] [Kb ]=10−14
[Kb ]= 10−14
1.86×10−5
[Kb ]=5.37×10−10
Kb=[C H 3COOH ] [NaOH ]
[C H 3COONa]Kb=
[ x ] [ x ][0.05−x ]
El valor [X ] se desprecia por ser muy pequeño, por lo tanto:
Kb=X2/0.05
5.37 X 10−10= x2
0.05[X ]=5.18 X10−6
X2=26.85 X 10−12
X = 5.18 X 10−6 pOH=−log [¿OH ]¿pOH=−log (5.18 X 10−6)pOH=5.28
Se tiene que pH + pOH =14pH = 14 – 5.28 pH = 8.72
Buffers: pH y pKa
Titulación de ácido débil monoprótico con una base fuerte
1. Un ácido débil, AH, está ionizado al 1% en una solución 0,2M.
a) Calcule la constante de equilibrio (Keq) para la disociación del acido:
HA <--> H+ + A-
c(1-x) cx cx
Ka = [H+] . [A-] [HA]
Ka = cx.cx = c2.x2 = c. x2 = 0.2(0.01)2 = 2 x 10-5
c(1-x) c(1-x) 1-x 1-0.01
b) Calcule el pH de la solución:
[H+] = cx = 0.2 mol/L . 0.01 = 2.10-5
pH = -log [H+] = -log 2.10-5 = 2.69
2. En papel milimetrado, grafique los valores del pH vs ml de NaOH 0.1N utilizados en la titulación y:
Tubo N° CH3-COOH 0.1N NaOH 0.1N H2O DEST. pH
1 10 ml 0.0 ml 10 ml 3.40
VALORACION DE UN ACIDO DEBIL MONOPROTICO
ml de NaOH 0.1N
pH
100% ACIDO 100% SAL
2 10 1.0 9 3.93
3 10 2.0 8 4.21
4 10 3.0 7 4.45
5 10 4.0 6 4.63
6 10 5.0 5 4.81
7 10 6.0 4 4.87
8 10 7.0 3 5.14
9 10 8.0 2 5.38
10 10 9.0 1 5.66
11 10 10.0 0 6.32
pH = pKa + log
a. Halle el valor del pKa
Tubo N° CH3-COOH 0.1N NaOH 0.1N H2O DEST. pH
6 10 ml 5 ml 5 ml 4.81
[SAL ][ACIDO ]
pH =pKa + log (sal)/(acido)
pH = pKa + log (5ml.)/(5ml.)
pH = pKa + log 1
pH = pKa + 0
pH= pKa
pH = 4.81
b. Señale la región de la gráfica donde exista la capacidad buffer
3. Si la concentración del H2CO3 en el plasma sanguíneo es aproximadamente 0.00125M
a. Calcule la concentración de HCO3 – en el plasma, cuando el pH es
7.4
Propiedades:
Log ab = c b = ac
Log (axb) = log a + log b
Log (a/b) = log a – log b
pH = pKa + log [HCO3 – ] / [H2CO3]
7.4 = 6.1 + log [HCO3 – ] / 0.00125
1.3 = log [HCO3 – ] – (-2.9)
-1.6 = log [HCO3 – ]
Reemplazando en:
Log ab = c b = ac
Log x = 10-1.6
X = 0.025 = [HCO3 – ]
b. Halle la razón HCO3 / H2CO3 del buffer
HCO3 / H2CO3
0.025 / 0.00125 = 20
En condiciones normales, el sistema bicarbonato/CO2 representa el 75% de la capacidad buffer total de la sangre, siendo un buffer excelente, a pesar de estar en relación 20/1, ya que su componente ácido (CO2) es gaseoso y además muy difusible, lo que permite una modificación muy rápida de sus niveles mediante la respiración.