UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DEL ESTADO DE MORELOS

FACULTAD DE MEDICINA

LICENCIATURA MÉDICO CIRUJANO

1° B

T. L. LETICIA GARCÍA GÓMEZ

PRACTICA No. 4ESCALA COLORIMETRICA DE pH. APLICACIÓN DE LA ECUACION DE HENDERSON-HASELBACH.

OBJETIVOS

Al finalizar la práctica el alumno será capaz de:

1. Comprender el concepto de pH y su importancia en el organismo, los conceptos de pK, amortiguador y conocer los principales amortiguadores en el organismo.

2. Definir Acido, Base y sus implicaciones clínicas

3. Resolución de problemas acido-base a partir de la ecuación de Henderson-Hasselbach. Conocer el concepto de titulación y de indicador.

HIPÓTESIS

Las soluciones ácidas tienen una mayor concentración de iones H+, mientras que las bases tienen una menor concentración de iones H+. Cuando se utiliza un indicador que hace el cambio de color cuando el pH cambia, se podrá notar que las soluciones más básicas están teñidas más fuertemente que las poco básicas, y lo mismo sucede con las ácidas.

FUNDAMENTO

Las soluciones “buffer” o amortiguadores son mezcla de ácidos débiles, poco disociados y de sus sales que permiten la adicción de hidrogeniones (protones) u oxhidriliones sin cambio significativo de pH de solución.

El efecto es muy importante para mantener la concentración de protones (pH) del medio celular y extracelular dentro de los límites estrechos compatibles con la vida.

El pH de la sangre se regula por los sistemas amortiguadoras bicarbonato/ carbonato. HemoglobinaReducida/ oxihemoglobina, proteína básica/proteína acida, etc. de los cuales es muy significativo el primero, por la facilidad con que se elimina el bióxido de carbono por los pulmones.

El pH de la sangre arterial normal es de 7.35 a 7.45; de la sangre venosa de 7.32 a 7.42 y los extremos compatibles con la vida son 6.80 a 7.80. La dosificación de los gases de la sangre pCO2 y Po2 y la lectura potenciométrica en aparatos con escala ensanchada y aproximación de 0.01 de pH, proporcionan información para manejo de los estados de alcalosis y acidosis.

Los indicadores son ácidos o bases que se disuelven en forma de moléculas enteras o se disocian en iones de distinto color, según su pK y el pH de la solución en que se encuentran, formándose un sistema amortiguador que abarca la zona

viraje.

Este cambio de color a otro no se lleva a cabo en límites estrechos, sino que existe una zona de viraje de más o menos dos unidades de pH, en donde se obtienen mezclas de color inicial y de color final.En este experimento se utilizará un sistema de ácido bórico e hidróxido de sodio para formar un gradiente de pH. Dependiendo de las circunstancias de estas dos soluciones agregadas obtendremos la sal de borato de sodio y agua, en misma concentración mol/l del volumen añadiendo de álcali: H3BO3 + NaOH NaH2 BO3 + H2O

Este experimento es útil para familiarizarse con la ecuación de Henderson-Hasselbach en la obtención del pH.

pH = pKac + log sal = pK + log ml NaOH ácido mL sol. ácido débil

Esta misma ecuación es aplicable a los sistemas amortiguadores de la sangre.

MATERIAL

Material de vidriería Solución de ácido bórico o.1 mol/l pKac= 9.14 (1*)Solución de hidróxido de sodio 0.1 mol/L (2*)Solución de agua destilada (3*)Solución indicador azul de timol (timosulfonftaleína) 0.04 %, zona reviraje 8 a 9.6(4*)Refresco de su preferencia 20 mL.Leche de su preferencia 20 mL.Jugo de limón 20 mLJugo de naranja 20 mLCafé soluble 20 mLOrina de mujer y de hombre 20 mL

METODO

Se prepara una serie de tubos como sigue, fin de obtener mezclas de borato/ácido bórico = sal/ ácido.

Rotular los tubos del 1 al 11 y añadir cada uno de las soluciones reactivo en el

orden y volumen exacto indicados en la siguiente serie.

TUBOS RACTIVOS

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

1* mL Ácidio bórico

5 .0 5 .0 5 .0 5.0 5.0 5.0 5.0 5.0 5.0 5.0 0

2* mL NaOH

0 0.5 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 4.5 5.0

3* mL Agua

5.0 4.5 4.0 3.5 3.0 2.5 2.0 1.5 1.0 0.5 5.0

4* Indicador

3 gotas a cada tubo

mezclar por inversión

RESULTADOS

Los tubos del 1 al 11 constituyen una curva de titulación de una solución amortiguadora, en donde los tubos del 2 al 10 constituyen la zona útil, es decir cerca de su pK donde mantiene mínima variación. En estos tubos reacciona un volumen igual de la solución de NaOH con ácido bórico formando borato de sodio y siguen la ecuación de Henderson-Hasselbalch, mientras que los tubos 1 al 11 no la siguen, siendo los extremos de la curva y cuyo pH se obtiene por medición directa o por cálculo, el pH obtenido para el tubo No.1 es de 5.22

Para calcular pH que corresponde a los tubos del 2 al 10 se aplica la ecuación de Henderson-Hasselblach en la siguiente forma:

TUBO No.2

pH = pK + log = [sal ] = ml sol NaOH = 0.5 =0.5 [Ácido] mL ácido - mL NaOH 5 - 0.5 4.5pH = pK ac + log 0.5 4.5

pH = 9.14 + log 0.5 4.5

pH = 9.14 + (-0.95) = 8.19

y, así sucesivamente con los siguientes tubos.

UN ALUMNO POR EQUIPO:

a). Recolectar una orina al entrar al laboratorio. b). Tomar agua. c). Hacer ejercicio intenso. d). Recolectar una muestra de orina cada hora durante 2 horas. e). Determinar el pH en las orinas. Calcular concentraciones Hidrógenos y analizar el porque de los cambios de pH y comprender en equipo acido/base.

REPORTE

1. Calcular el pH para los tubos del 2 al 10.

pH = pKac + log sal = pK + log ml NaOH ácido mL sol. ácido débilTubo 2 3 4 5 6 7 8 9 10pH 8.19 8.54 8.77 8.96 9.14 9.32 9.51 9.74 10.09

2. Medir con el potenciómetro el pH de los tubos 1 y 11. Nota: el pH se midió con tiras.

Tubo #1= 6.0 Tubo #11= 13.0

3. Una vez obtenido el pH de cada tubo, graficar en las ordenadas el valor de pH y en las abscisas los mL. De NaOH adicionados a los tubos.

0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 50

2

4

6

8

10

12

NaOH agregado (mL)

PH

4. Representar la serie colorimétrica de tubos con la reacción final, así como la interpretación de cada uno en lo particular y de la serie como sistema amortiguador.

Se puede observar como el primer tubo, al tener una mayor concentración de ácido, es mucho más amarillo que sus consecuentes. También se observa el viré entre el tubo 4 y 5. A partir del tubo 5 empieza a hacerse más intenso el color azul hasta llegar a la máxima intensidad en el tubo 11. Es importante destacar que el único tubo ácido es el 1, y los demás tubos son básicos a pesar de que los tubos 2 a 4 tienen una coloración amarilla. En la teoría se menciona que el indicador utilizado tiene una zona de viré entre 8 y 9.6.

5. Anotar los resultados los elementos solicitados.

Refresco: 3.0 Limón= 1.0 Orina= 5.0 Leche= 6.0 Café= 5.0

6. Sacar los hidrogeniones de los productos solicitados.

Refresco.pH=3.0, [H]=0.001 M

LimónpH= 1.0, [H]= 0.1M

OrinapH= 5.0, [H]= 0.00001M

LechepH= 6.0m [H]= 0.000001M

CafépH= 5.0, [H]= 0.00001M

DISCUSIÓN

En la gráfica se puede observar cómo el pH iba aumentando conforme la cantidad de NaOH agregado aumentó, sin embargo, el cambio de pH no fue tan drástico. De igual forma, es notable que en todos los tubos se utilizó la misma cantidad de ácido bórico fungió como solución buffer.

Durante la obtención de pH de las muestras solicitadas se observó que la muestra con pH menor fue el jugo de limón con un pH de 1, mientras que la muestra con un pH más alto fue la leche con un pH de 6.

También debe notarse que se realizaron las mediciones con el uso de tiras reactivas, puesto que la cantidad de potenciómetros era deficiente y éstos tardaban mucho para poder realizar una medición.

El indicador usado tenía una zona de viraje en la parte básica de la escala de pH, por lo que aproximadamente en el tubo 5 se observó el cambio de color de amarillo a azul. La única solución verdaderamente ácida es el tubo 1, a partir del tubo 2, dónde se empieza a agregar NaOH, las soluciones son básicas.

CONCLUSIÓN

Las soluciones buffer ayudan a que el pH del organismo se mantenga constante, mediante diversas reacciones.

Los indicadores de viré indican un cambio de pH en una solución; éstos son ampliamente utilizados en titulaciones ácido-base.

En el experimento se observó que las soluciones con pH extremos tenían una mayor concentración de la coloración.

CUESTIONARIO

PH

1.- ¿Cuál es el pH en la sangre venosa y arterial en los seres vivos y qué importancia tiene?

Sangre venosa: 7.35 - 7.45Sangre arteriosa: 7.32 – 7.42El pH permite que la actividad enzimática se lleve a cabo con normalidad, además de que ciertos microorganismos no pueden crecer a pH determinados.

2.- ¿ Y cuál sea incompatible?

La sangre venosa y arteriosa no pueden mezclarse dentro del organismo pues esto traería graves consecuencias como la mala oxigenación de los tejidos y un aumento en la concentración de dióxido de carbono, considerado como acidosis.

3.- ¿Menciona que sistema, protege al organismo?

El sistema inmunitario

4.- ¿Qué sustancias son degradas en el organismo? ¿Y qué forma al final de cada ciclo?

Carbohidratos: ATP + CO2Proteínas: Aminoácidos, posteriormente en urea.Ácidos nucleicos, purinas: se degradan a nucleótidos, y éstos forman como desecho ácido úrico.Lípidos: ácidos grasos.

5.- ¿El acido carbónico es eliminado en la forma de?

Dióxido de carbono

6.- ¿Qué se produce en el metabolismo?

El metabolismo se divide en anabolismo (reacciones que llevan a la construcción de macromoléculas) y catabolismo (degradación de macromoléculas)-

7.-¿Qué es un sistema amortiguadora?

Son sistemas acuosos que consisten en un ácido débil y su sal o base conjugada. Una característica propia de los ácidos débiles es que tienen bajos valores de pK, por lo que su disociación en iones H+ cuando se encuentran en un sistema acuoso es muy bajo, y resiste más a los cambios de pH.

8.-¿En la regulación de PH que aniones y cationes intervienen y cuál es el proceso?

Interviene principalmente el sistema buffer del Ácido carbónico-Bicarbonato (H2CO3-HCO3) , y el de ácido fosfórico-fosfato ácido(H2PO4-, HPO4-). Cuando un ácido entra en el organismo, el bicarbonato es quien actúa, y con una reacción de doble desplazamiento se produce una sal y ácido carbónico. Cuando es una base la que entra, el ácido carbónico es quien actúa produciendo agua más bicarbonato.

9.-¿Cómo se puede simplificar las características por el intercambio de aniones entre las células rojas y el plasma?

El intercambio que llevan a cabo los eritrocitos es el transporte de O2 a las células y el transporte de CO2 hacia los pulmones. Este transporte se lleva a cabo gracias a la hemoglobina.

10.-¿En qué órgano de cuerpo humano son reguladores efectivos del equilibrio acido- base?

Los riñones y los pulmones.

11.- Explique la diferencia entre el sistema amortiguador y el de una sustancia con propiedad anti-acida?

Un sistema amortiguador actúa uniéndose con los átomos del ácido o la base, para producir una sal y ácido carbónico, o agua más bicarbonato cuando es una base la que se tiene que neutralizar.

12.-¿En qué forma secreta el riñón?

El riñón controla el pH por medio del mecanismo de secreción tubular, que es el tercero de los procesos que intervienen a nivel renal para la formación de la orina. Un bajo pH estimula a las células a secretar ion H+, y gracias a él se produce bicarbonato.

13.- ¿Qué es una acidosis respiratoria?

Es una disminución del pH por causa de una deficiencia en la excreción de dióxido de carbono por el aparato respiratorio, es decir, por un incremento en la concentración de dióxido de carbono.

14.-¿Qué es una alcalosis respiratoria?

Es una afección marcada por la baja concentración de dióxido de carbono en sangre.

15.-¿Qué es una acidosis metabólica y alcalosis metabólica?

ACIDOSIS METABÓLICA: ocurre cuando el cuerpo produce demasiado ácido o cuando los riñones no están eliminando suficiente ácido del cuerpo.

ALCALOSIS METABÓLICA: es ocasionada por un exceso de bicarbonato en la sangre.

BIBLIOGRAFÍAhttp://www.nlm.nih.gov/medlineplus/spanish/ency/article/000111.htm

http://www.nlm.nih.gov/medlineplus/spanish/ency/article/000335.htm

http://www.nlm.nih.gov/medlineplus/spanish/ency/article/001183.htm