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PRÁCTICA 2
PH E INDICADORES
1. INTRODUCCION
La concentración de hidrógenos (H+) era expresada en normalidad, de la misma forma se realizaba con la concentración de hidroxilos (OH-); para conocer la acidez o alcalinidad de las soluciones. El pH en el campo bioquímico es vital, porque a nivel celular tiene un poderoso efecto sobre las reacciones químicas que allí ocurren. A pesar que las concentraciones de H+^ e OH-, en los sistemas biológicos, son cifras sumamente pequeñas, un mínimo error produciría la muerte. Para el mejor manejo de los valores de acidez, el químico Sorensen (1909) acuñó el término de potencial de hidrógenos (pH), la cual corresponde a una expresión matemática: pH = - log [H+] El pH de una solución puede ser estimado en la práctica, mediante el uso de métodos colorimétricos o potenciométricos. El método más conocido para determinar el pH de una solución es usando el papel indicador de pH. El método colorimétrico se basa en el empleo de los indicadores que son ácidos o bases débiles con capacidad de cambiar de color cuando están ionizados. IH I-^ + H+
Color A Color C
pH= pK
Color B
Cuando el pH del medio coincide con el pK del indicador, el 50% de las moléculas están ionizadas y el otro 50% están sin ionizar. Por tal razón, el indicador tomará una coloración intermedia entre el color del indicador no ionizado y del ionizado. Se entiende que en las proximidades del pK, el indicador tomará una serie de tonalidades, según predomine una u otra forma del indicador. En la tabla 1 se señalan las características de los indicadores comúnmente usados. Tabla 1 Indicadores de pH Indicador pk Límites de viraje Cambio de color Azul de timol Anaranjado de metilo Azul de bromofenol Verde de bromocresol Rojo de clorofenol Tornazol Azul de bromotimol Rojo de fenol Azul de timol Fenoltaleina Alazarina
Rojo-amarillo Rojo-amarillo Amarillo-azul Amarillo-azul Amarillo-rojo Rojo-azul Amarillo-azul Amarillo-rojo Amarillo-azul Incoloro-rojo Rojo-púrpura El fundamento de la determinación del pH por el método colorimétrico, es el de comparar el color que da la solución problema con el indicador, con el que rinden soluciones de pH conocido (solución patrón), con el mismo indicador. Cuando el color es el mismo, el pH de la solución problema será el mismo que el pH de la solución patrón.
El método más exacto para la determinación del pH de las soluciones es el método potenciométrico , que se basa en la medida del potencial eléctrico de ciertos electrodos, cuando son introducidos a la solución problema. Los electrodos comúnmente usados son el de vidrio y el de referencia. Los aparatos empleados se denominan potenciómetro y pHmetro. Acidez real viene a ser la medida de la concentración de H+^ libres o disociados en forma natural, depende de la concentración, constante de disociación, temperatura y la presencia de otros iones en la solución. Acidez titulable o total corresponde a la cantidad de una solución alcalina o base necesarios para neutralizar la acidez desarrollada de una determinada cantidad de solución. Los factores influyentes pueden ser procesos térmicos, enzimáticos o microbiológicos.
2. OBJETIVOS - Utilizar indicadores en la determinación de pH de las soluciones. - Establecer mediante titulación, uso de papel indicador de pH o pHmetro y cálculos teóricos, la diferencia existente entre la acidez real y la titulable. 3. MATERIAL Y METODOS 3.1. MATERIALES 3.1.1. Materiales biológicos - Vinagre - Orina - saliva - Jugo de limón 3.1.2. Materiales de vidrio - Tubos de ensayo - Pipetas - Matraces - Buretas - Goteros
a) Vinagre:
b) Saliva
PH 2
5 gotas
PH 6
5 gotas
Azul de timol
c) Orina
d) Jugo de limón
e) NaCl
PH 6
PH 2
PH 7
5 gotas
Azul de timol
5 gotas
Azul de timol
5 gotas
Azul de timol
b) Acidez titulable
5 ml Hcl 0, 0 1 N
PH 2
HCl
0,01 N
Lectura
Inicial
3,2 ml
Lectura
Final
8,1 ml
NaOH
0,01N (^) GASTO 4,9 ml
5.3. Determinación de acidez real y acidez titulable de un ácido débil
a) Acidez real
- PH Teórico
- PH Practico 5 ml CH3COOH 0, 0 1 N 5 ml CH3COOH 0, 0 1 N
PH 3
7.2. ¿Cómo explica que el azul de timol tenga doble ubicación en la tabla de indicadores?
Porque es un indicador doble, es decir cambia de color a diferentes rangos de
pH, debido a que forma estructuras diferentes. Con el azul de timol el equilibrio
se tiene en dos pk, el primero de 1,7 (2) y el segundo de 8,9 (9)
Al estar presentes en un medio básico cuando se alcanza el equilibrio la
tonalidad amarilla cambia a azul y cuando que al estar presentes en un medio
ácido cuando se alcanza el equilibrio la tonalidad amarilla cambia a rojo
7.3. ¿Qué importancia tiene la acidez real y la acidez titulable?
La acidez es una medida de la concentración de iones de hidrógeno y se
determina con el pH y el pH es el índice que expresa el grado de acidez o
alcalinidad de una disolución.
La acidez titulable o normalidad del ácido se determina por titulación o
valoración, mediante una base de normalidad conocida.
En industrias alimentarías es muy importante el tema de acidez y pH ya que
tiene que ver con la conservación de los alimentos, afecta al sabor, influye en la
capacidad de proliferación de los microorganismos, como las bacterias y los
hongos.
7.4. ¿Cómo podemos construir un indicador de pH universal? Explique.
Un indicador universal es un indicador de pH hecho de una solución de varios
compuestos que exhibe varios cambios de color suaves en un amplio rango de
valores de pH para indicar la acidez o alcalinidad de las soluciones.
Un indicador universal generalmente está compuesto por agua, 1-propanol, sal
de fenolftaleína sódica, hidróxido de sodio, rojo de metilo, sal monosódica de
azul de bromotimol y sal monosódica de azul de timol. Los colores que indican el
pH de una solución, luego de agregar un indicador universal, son:
7.5. Indique el pH de algunas soluciones de interés bioquímico. Cuadro de PH de soluciones Soluciones PH Soluciones PH Agua pura 7 Amoniaco 12 Hidróxido de sodio 14 Ácido sulfúrico 1 Acido clorhídrico 0 - 1 Bicarbonato de sodio 9 Cloruro de sodio 7 Leche de magnesia 10
8. BIBLIOGRAFIA
- Atienza Boronat, M., Herrero Villen, M. A., Morais Ezquerro, S. B., Noguera Murray,
P. S., & Tortajada Genaro, L. A. (2015). Aspectos fundamentales sobre ácidos y
bases.
- Collage Board. (2016). Khan Academy. Obtenido de Khan Academy:
https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/acids-and-bases-ap/acids-bases-
and-ph-ap/a/ph-poh-and-the-ph-scale
- Wikimedia Foundation, Inc. (2020). Wiki Media. Obtenido de Wiki Media:
https://es.qaz.wiki/wiki/Universal_indicator
