Laboratorio enzimas

1
INFORME DE LABORATORIO
TALLER TITULACIONES: ÁCIDOS Y BASES
Jesús David Bello Simanca
Lina Jhoana Lozano Eraso
Johann Eduardo Muñoz Encarnación
Diana Carolina Padilla González
Angie Katherine Saldarriaga Solarte
MEDELLIN, ANTIOQUIA AGOSTO DE 2014
UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA
FACULTAD DE MEDICINA
PROGRAMA DE MEDICINA
BIOLOGIA DE LA CELULA I

2
UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA
FACULTAD DE MEDICINA
PROGRAMA DE MEDICINA
INFORME DE LABORATORIO
TALLER TITULACIONES: ÁCIDOS Y BASES
DOCENTE:
Mg. Wilmer Soler
MEDELLIN, ANTIOQUIA AGOSTO DE 2014
BIOLOGIA DE LA CELULA I

3
TABLA DE CONTENIDO
Pág.
1. INTRODUCCIÓN 3
2. MARCO TEÓRICO 4
3. OBJETIVOS 7
3.1. GENERAL 7
3.2. ESPECÍFICOS 7
4. EQUIPO, MATERIALES Y
PROCEDIMIENTO
8
4.2. PROCEDIMIENTO 10
5. DIAGRAMA DE FLUJO 12
6. RESULTADOS 13
6.1. TITULACIÓN Nº1 13
6.2. TITULACIÓN Nº2 15
7. ANALISIS Y DISCUSION 17
8. CONCLUSIONES 20
9. FICHA DE BIOSEGURIDAD 21
10. BIBLIOGRAFÍA 29
11. ANÉXOS Y CÁLCULOS 31

4
1. INTRODUCCIÓN
La práctica de laboratorio, titulación de ácidos y bases, se realizó con el fin
de que cada uno de los estudiantes lográramos afianzar los conocimientos
adquiridos en clase, sobre disoluciones, reacciones químicas y pH, poniendo
en práctica los conceptos de amortiguamiento de ácidos y bases débiles, lo
cual fue posible mediante la titulación de hidróxido de sodio (NaOH) con
ácido clorhídrico (HCl) y fosfato monobásico de potasio (K2HPO4), en donde
se registró de manera minuciosa los cambios de pH y de temperatura que se
iban obteniendo a medida que se agregaba la solución tituladora en los
volúmenes indicados en el procedimiento, todo esto con el fin de poder tener
un referente experimental que pudiese ser confrontado con la teoría,
teniendo en cuenta los errores cometidos durante la práctica y la manera de
corregirlos o prevenirlos, así como otros factores que pudieron influir en los
resultados obtenidos.
En este sentido, en el siguiente informe se podrá apreciar mediante tablas y
gráficos los resultados obtenidos en la experiencia, así como el análisis de
los mismos fundamentados en un marco teórico, en el cual daremos a
conocer algunos conceptos aplicados durante la práctica y mediante los
cuales se permite llegar a conclusiones de la experiencia respecto a las
temáticas desarrolladas en clase en el análisis comparativo teórico-práctico.

5
2. MARCO TEORICO
SOLUCIONES: una solución es una mezcla homogénea compuesta por
soluto (en menor cantidad), y solvente (en mayor cantidad), en este proceso
se da origen a una disolución. Estas, pueden ser saturadas, insaturadas o
sobresaturadas dependiendo de la cantidad del soluto que pueda ser disuelto
en un determinado solvente.
Acido: Según la definición de Arrehenius, un ácido es una sustancia que
aumenta la concentración del ion (H+) cuando se disuelve en agua, en otras
palabras, que es capaz de liberar iones (H+) al medio una vez se disocia,
según planteado anteriormente, los ácidos pueden ser clasificados según su
capacidad para disociarse en medios acuosos.
Ácidos fuertes: Los ácidos fuertes son aquellos que tienen la capacidad de
disociarse, teóricamente en su totalidad, en una solución acuosa de un ácido
fuerte, el ácido ha de ser la fuente más importante de iones H+, los ejemplos
más comunes de ácidos fuertes son de algunos ácidos monoproticos, entre
ellos el HCl, el HBr, el HI, entre otros.
Ácidos débiles: Estos, a diferencia de los ácidos fuertes no tienen la
capacidad de disociarse completamente en soluciones acuosas, estos son
los más comunes en el sistema biológico.
Ácidos monoproticos: Los ácidos monoproticos se caracterizan por poseer
un solo hidrogeno, y formula general HA (A= anión).
Base: Podemos definir una base, como una sustancia capaz de liberar iones
OH- o recibir protones H+ .
Bases fuertes: Las bases fuertes, son aquellas capaces de disociarse en su
totalidad en medios acuosos, a una temperatura y una presión constante,

6
aportando la máxima cantidad posible de iones OH- , ejemplos de bases
fuertes son el hidróxido de sodio (NaOH) y el hidróxido de potasio (KOH).
Bases débiles: En contraposición a lo definido como base fuerte se
encuentran las bases débiles, estas a diferencia de las fuertes, no presentan
una disociación total, ya que la forma disociada se encuentra en equilibrio
con la no disociada según la constante de equilibrio.
pH: Es un parámetro que nos permite conocer cuantitativamente la
concentración de H+ de una disolución y con ello la acidez o basicidad de la
misma, en una escala que va de 0 a 14, el pH es de vital importancia en la
realización de reacciones de tipo bioquímico.
El pH lo podemos calcular matemáticamente según la siguiente formula:
pH: - log [H+] o pH= - log (H3O+)
Para medir o indicar el nivel de pH de una sustancia o solución pueden
utilizarse indicadores químicos como la fenolftaleína o el papel tornasol,
aunque para mayor exactitud y conocer el valor exacto de la medición,
pueden usarse dispositivos electrónicos como el pHmetro, que permite
conocer de manera precisa el nivel de pH en la escala indicada.

7
3. OBJETIVOS
3.1 Objetivo General:
Conocer y vivenciar con la práctica, la manera como una solución ácido-baseintenta
mantener el equilibrio mediante los sistemas de amortiguación de pH y el
comportamiento del mismo ante ciertas variaciones.
3.2 Objetivos específicos:
 Aplicar todo lo aprendido en las clases en la práctica.
 Analizar las variaciones de pH ante los cambios producto de la agregación
de ácidos o bases.
 Conocer la capacidad amortiguadora de ciertas sustancias ante una reacción
ácido-base.
 Mediante cálculos, encontrar el valor de pH frente a la variante de volumen
del ácido o de la base.
 Evidenciar como otros factores, como la temperatura; hacen parte del
proceso de reacción ácido-base.
 Identificar y materializar en las gráficas el punto de amortiguamiento de la
solución a titular.

8
4. EQUIPO, MATERIALES Y PROCEDIMIENTO
4.1 El equipo y Los materiales que se utilizaron fueron los siguientes:
pHmetro
Es un sensor utilizado en el método electroquímico para
medir el pH de una disolución.
Un pH metro es un voltímetro que junto con los electrodos,
al ser sumergidos en una sustancia, generan una corriente
eléctrica. Esta corriente eléctrica dependerá de la
concentración de iones de hidrógeno que presente la
solución.
Tubos cónicos
Son recipientes que se utilizan para verter hasta 50 ml de
una solución y posteriormente medir su pH en el electro del
pHmetro.
Frasco lavador
Se utiliza con agua destilada, para limpiar el electrodo del
pH, evitando que el ph de las soluciones a medir sea
afectado.
Propipeteador
Es un aparato que se utiliza para obtener medidas exactas
de solución o líquido que se le incorpore, ajustando una
perilla según la medida de solución que se necesite.

9
Beaker
Recipiente de vidrio transparente con forma cilíndrica
Sirve para medir el volumen de los líquidos y Para
Mezclar y calentar sustancias. (En este caso no lo
Utilizamos ya que ya se encontraba medido la sln a
Titular).
Varilla de vidrio
Es un instrumento de laboratorio de aproximadamente
De 20 cm de longitud, de forma cilíndrica, fina y
maciza
Utilizado para agitar, decantar líquidos.
Servilletas
Se utilizaron para secar el electrodo del pHmetro
Suavemente, cuando se lavó con agua destilada.

10
4.2 PROCEDIMIENTO
Antes de comenzar el laboratorio, se tenían que tuvieron que tomar medidas de
precaución, como por ejemplo usar el vestuario apropiada, que consistía en una
bata manga larga, pantalones largos, zapatos cerrados, teniendo así la menor piel
posible a la vista, por si ocurría un accidente con las sustancias, igualmente se debía
tener el cabello recogido completamente, y el uso de los guantes para poder
manipular todo el equipo de laboratorio; a continuación los encargados del
laboratorio, nos dio las medidas de seguridad que debíamos tomar en cuenta, como
utilizar los elementos y que debíamos realizar el laboratorio, igualmente nos indicó
como se identificaban los diferentes los compuestos del rombo de seguridad, y
como se identificaba de acuerdo al color y el símbolos, el riesgo químico al cual se
refiere. Luego hubo un examen que nos dio 3 casos, nos evaluaba como habríamos
actuado de acuerdo al caso que nos colocaban, tomando en cuenta las medidas de
precaución. Por último el profesor, pasó a explicar los conceptos básicos para el
desarrollo del informe y del laboratorio.
Los grupos de laboratorio fueron distribuidos de cuatro y cinco integrantes en cada
mesa, donde se encontraban el equipo y los materiales necesarios, con sus
respectivas sustancias:
 En un tubo cónico habían 20 ml NaOH a 0,1N.
 En un frasco reactivo, se encontraba HCl a 0.1N
Nuestra primera titulación era Hidróxido de Sodio (NaOH) 0,1 N que se disociaba
con Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 N. NO se equilibró el pHmetro puesto que ya se
encontraba equilibrado, luego se midió del pH inicial del NaOH 0,1 N, introduciendo
el electrodo de éste dentro de la solución, que se encontraba en el tubo cónico y se
anotaron los datos obteniendo 12,772. Después se le aplico al electrodo el agua
destilada del frasco lavador y finalmente se secó suavemente con una
servilleta.Luego, con el propipeteador se tomaron alícuotas de la solución tituladora
y se agregó 1 ml al tubo cónico que contenía 20 mL de NOH a 0,1 N; después se
revolvió bien con la varilla de vidrio esta nueva solución (10 giros a la derecha y 10
a la izquierda), se midió el pH, se anotaron los datos y se limpió el electrodo del
pHmetro. A continuación se agregaron 24 ml más (de a 1 ml a la vez) al tubo cónico
teniendo en cuenta que luego de cada ml agregado se revolvía bien la solución con
la varilla de vidrio, se medía el pH de la misma y por último se limpiaba el electrodo
del pHmetro. Para finalizar la primera titulación se midió el pH de la solución
tituladora (HCl).

11
Para la titulación dos teníamos:
 En un tubo cónico, habían 20ml de fosfato monobásico de potasio (KH2PO4)
a 0,1 N
 En un frasco reactivo, habían 35 ml de Hidróxido de sodio (NaOH) al 0,1N.
Para realizar esta nueva titulación de fosfato monobásico de potasio (KH2PO4) que
se disocia con Hidróxido de sodio (NaOH); se siguieron exactamente los mismos
pasos que en la titulación anterior solo que en lugar de NaOH se tomaba el KH2PO4
y en lugar de HCl se tomaba el NaOH. Se inicia al tomar el pH de la solución a titular
que en este caso era el KH2PO4 y se encontraba a 4,415.

12
5. DIAGRAMA DE FLUJO
TITULACION DE ACIDOS Y BASES
(Soluciones amortiguadoras de pH)
pHmetro propipeteador beaker
Tubos cónicos varilla de vidrio
6. RESULTADOS
pH= -log [H+] o pH=1/ [H+]
Constante de disociación
Ka= [OH-] [H+] / [H2O]
1. El pHmetro debe
calibrarse previamente.
(En este caso uno hubo
necesidad puesto que ya
se encontraban
calibrados)
2. Colocar 20mL del ácido
o base titular en un tubo
cónico de 50 mL
(La base ya se encontraba
en el tubo)
3. colocar 35 mL de ácido
y/o base fuerte en el beaker
de 50 mL.
4. Mida el pH inicial de la
sln titular y al terminar la
titulación mida el pH con el
cual realizo la titulación.
6. Repetir el paso 5,
hasta haber adicionado
25 mL.
5. Agregue 1ml de la sln
tituladora en el tubo cónico
que contiene la sln titular,
agite 10 veces izq. y derecha.
7. Haga una tabla de pH,
en función de las moles
de [H+] y [OH-]
agregados.
8. señale en graficas la
zona de amortiguamiento
efectivo.
9. Ubique en las gráficas
los valore Pk. Calcule
¿Cuál de estos pares acido-base
conjugados presenta mayor
capacidad de amortiguamiento
en el organismo? Justifique
Frasco
lavador

13
6.1 Titulación 1 NaOH y HCl
Tabla 6.1.1
Volumen
agregado de
HCl ml
Moles
agregadas de
H+
Variación
de
pH(Practico)
Variación
de PH
(teórico)
Margen
de error Temperatura
C°
pH inicial de
NaOH 0 12.722
13
0,28 25.3
1 0.0001 12.688 12,95655 0,26 25.1
2 0.0002 12.64 12,91287 0.27 25.7
3 0.0003 12.598 12,86874 0.26 26
4 0.0004 12.567 12,82393 0.26 26
5 0.0005 12.523 12,77818 0.25 26.1
6 0.0006 12.486 12,73118 0.25 26.2
7 0.0007 12.442 12,68261 0.24 26.3
8 0.0008 12.397 12,63205 0.24 26.5
9 0.0009 12.34 12,57903 0.23 26.9
10 0.001 12.294 12,52292 0.23 27
11 0.0011 12.247 12,46292 0.22 26.6
12 0.0012 12.186 12,39799 0.21 27
13 0.0013 12.12 12,326641 0.20 27
14 0.0014 12.055 12,24674 0.185 27
15 0.0015 11.979 12,15498 0.18 27.1
16 0.0016 11.896 12,04586 0.15 26.9
17 0.0017 11.788 11,90906 0.12 27
18 0.0018 11.651 11,72146 0.07 27.3
19 0.0019 11.471 11,40936 0.07 27.3
20 0.002 11.2 7 4.2 27.8
21 0.0021 10.194 2,61278 7.59 28
22 0.0022 3.378 2,32221 1,05 28.1
23 0.0023 2.553 2,15634 0.40 27.1
24 0.0024 2.306 2,04139 0.25 26.9
25 0.0025 2.172 1,95424 0.22 27.2

14
Descripción de la tabla 6.1.1
En la tabla anterior, se registró la variación del pH medido durante la práctica, el
cual presenta variación a medida que se va adicionando 1ml de HCl 0,1N que
contiene 0,0001 moles de H+, de este modo, a medida que se va aumentando el
número de mililitros agregados, aumenta el número de moles de H+ lo que causa
una modificación en el pH de la solución, que en este caso genera un descenso,
como se podrá apreciar en la siguiente gráfica, de igual forma se registraron los
cambios de temperatura que eran producto de la reacción, así como se estableció
una comparación con el pH teórico hallado matemáticamente para establecer un
margen de error.
Grafico 6.1.2
Variacion del pH de NaOH por moles agragadas de H+
Descripción del grafico 6.1.2
El grafico 6.1.2 permite apreciar con mayor precisión la variación del pH a medida
que se adicionaban alícuotas de 1ml de ácido (HCl), donde se puede observar
0
2
4
6
8
10
12
14
0
0.0001
0.0002
0.0003
0.0004
0.0005
0.0006
0.0007
0.0008
0.0009
0.001
0.0011
0.0012
0.0013
0.0014
0.0015
0.0016
0.0017
0.0018
0.0019
0.002
0.0021
0.0022
0.0023
0.0024
0.0025
pHNaOH
Molesagregadas de H+

15
también el descenso de pH, lo que nos permite deducir que la sustancia se acidifica
a medida que se añade el ácido, lo que la hace perder su condición de alcalinidad,
(ya que desciende de un pH inicial de 12.72 a uno final, luego de agregar los 25 ml
de HCl, de 2,17).
6.2 Titulación 2 KH2PO4 0,1 N y NaOH 0,1 N
Tabla 6.2.1
Volumen
agregado de
NaOH ml
Moles agregadas
de OH-
Variación de
pH(Practico)
Variación de PH
(teórico)
Margen de
error
Temperatura
C°
pH inicial
KH2PO4 0 4.415 4 0.415 26.9
1 0.0001 5.600 5.530 0.070 27.4
2 0.0002 5.850 5.856 0.006 27.4
3 0.0003 6.050 6.066 0.016 27.8
4 0.0004 6.200 6.220 0.020 27.6
5 0.0005 6.320 6.362 0.042 28
6 0.0006 6.440 6.468 0.028 27.8
7 0.0007 6.520 6.572 0.052 27.4
8 0.0008 6.610 6.669 0.059 27.1
9 0.0009 6.750 6.764 0.014 27.2
10 0.001 6.790 6.846 0.056 27.7
11 0.0011 6.892 6.956 0.064 28
12 0.0012 6.981 7.037 0.056 28
13 0.0013 7.075 7.145 0.070 28
14 0.0014 7.175 7.263 0.088 28.3
15 0.0015 7.286 7.389 0.103 28.5
16 0.0016 7.403 7.559 0.156 28.4
17 0.0017 7.554 7.794 0.240 28.7
18 0.0018 7.756 8.127 0.371 28.3
19 0.0019 9.083 9.542 0.459 29.4
20 0.002 10.640 10.438 0.202 29.1
21 0.0021 10.950 10.729 0.221 28.9
22 0.0022 11.142 10.916 0.226 28.5
23 0.0023 11.160 11.06 0.100 28.4
24 0.0024 11.189 11.174 0.015 28.1
25 0.0025 11.279 11.222 0.057 28

16
Descripción de la tabla 6.2.1
Registro de la variación del pH medido durante la práctica a medida que se añadían
alícuotas de 1ml de NaOH que contiene 0,0001 moles de OH- , lo que causa un
aumento del pH de 4,41 (inicial) a 11,22 (final) una vez terminada la titulación
Grafico 6.2.2
Variación del pH de KH2PO4 por molesagregadas de OH-
Zona de amortiguamiento efectivo
pKa practico
Descripción del grafico 6.2.2
En la gráfica podemos observar la variación del pH de la solución a medida que se
le agrega un ml de NaOH que contiene 0.0001 moles de OH- . El cambio es
creciente, esta medida nos indica que al aumentar la concentración de iones H+, la
0
2
4
6
8
10
12
0
0.0001
0.0002
0.0003
0.0004
0.0005
0.0006
0.0007
0.0008
0.0009
0.001
0.0011
0.0012
0.0013
0.0014
0.0015
0.0016
0.0017
0.0018
0.0019
0.002
0.0021
0.0022
0.0023
0.0024
0.0025
pHdeKH2PO4
Moles agregadas de OH-

17
solución pasa a ser progresivamente básica, pues su pH pasa de un pH acido de
2,44 a uno básico de 11,22, también se localizó los Pk aproximados que son 7,03
(al haber agregado 12 ml) y 11,06 (al haber agregado 23 ml), así como las zonas
de amortiguamiento efectivo, una que comienza al haber agregado 6 ml y otra
cuando ya se había agregado 21 ml.
7. ANALISIS Y DISCUSIÓN
7.1 Titulación 1
Disolución titulada: Hidróxido de Sodio NaOH 0,1 N
Disolución tituladora: Ácido Clorhídrico HCl 0.1N
En la primera titulación se agregaron volúmenes de 1ml de HCl 0,1 N a la disolución
a titular NaOH 0,1 N de la cual inicialmente habían 20 ml, al tratarse de una base
fuerte y un ácido débil, se esperaba que el pH disminuyera de forma gradual
conforme se agregaban alícuotas de HCl, provocando así que la solución se
acidifique al disminuir la concentración de iones hidroxilo. Durante la experiencia se
pudo comprobar, que efectivamente el pH disminuía de manera gradual conforme
se agradaban mililitros de la disolución tituladora, con un margen de error bastante
pequeño que se puede apreciar en la tabla 6.1.1, sin embargo, el margen de error
aumento de manera significativa al haber agregado 20 ml de HCl donde
teóricamente el pH debería ser 7 o aproximarse, al ser la cantidad de moles de H+
necesarias para neutralizar los iones hidroxilos presentes en la solución titulada
(NaOH), sin embargo, el pH practico al haber agregado 20mL fue de 11,22 lo que
en teoría indica que la solución aun presentaba la calidad de alcalina o básica, este
resultado pudo ser producto de factores que alteraran la pureza y la concentración
de la sustancia o en su defecto de errores humanos o del pHmetro, el cual
presentaba demoras en ciertas mediciones, así como factores ambientales, hay
que tener en cuenta que para calcular en pH se asume normalmente una
temperatura de 25 C°, sin embargo, el registro de cambios en la temperatura,
producto de la reacción y de factores ambientales, pudieron haber cambiado la
solubilidad de las sustancias en mención, al igual que falta de limpieza de los tubos

18
cónicos donde estaban almacenadas las sustancias, que probablemente
contendrían otras sustancias que no fueron removidas completamente durante la
limpieza, generando alteraciones durante la medición. Al haber agregado 22 mL se
observa un cambio drástico en la medición del pH, pues este disminuye de 10,19 a
3,37, indicando que la solución se ha acidificado al no haber más moles de OH- que
se contrapongan al aumento progresivo de iones de H+ dando como resultado final
de la reacción una solución con un pH acido, que podemos representar mediante la
siguiente reacción:
NaOH + HCl NaCl + H2O
Reacción de la cual obtenemos como productos una sal (cloruro de sodio) y agua.
Los cambios de temperatura registrados durante la titulación y consignados en la
tabla 6.1.1 nos dan fuertes indicios de que existe liberación de calor como resultado
de la reacción, por lo que podríamos calificar dicha reacción como exotérmica, sin
embargo, el aumento de temperatura no fue constante y presentaba intermitencia
en determinados intervalos, resultado que pudo ser producto de los cambios de la
temperatura ambiental.
7.1.2 Titulación 2
Disolución titulada: Fosfato monobásico de potasio KH2PO4 0,1 N
Disolución tituladora: Hidróxido de sodio NaOH 0.1N
En la segunda titulación se valoró una sal, fosfato monobásico de potasio (KH2PO4)
0,1 N con una base fuerte, hidróxido de sodio (NaOH) 0,1 N, en esta titulación se
esperaba que el pH ascendiera con una tendencia a neutralizarse, ya que el pH
inicial de la disolución titulada fue de 4,4 lo que indicaba acidez de la misma, por lo
que al agregar alícuotas de NaOH la tendencia seria a aumentar, hasta llegar a una
zona de amortiguamiento, donde la variación de pH fuese mínima, hasta
alcalinizarse por efecto del exceso de moles de OH+ agregadas. Durante la
experiencia se generó un rápido aumento del nivel de pH durante las primeras
alícuotas agregadas de la solución tituladora, sin embargo, llega un punto donde el

19
pH tiende a estabilizarse, no mostrando grandes variaciones en ese intervalo, lo
cual nos permitió determinar la zona de amortiguamiento efectivo, y el pK practico
(7,03), que difiere un poco del que teóricamente se expresa en el sistema de
disociación del ácido fosfórico (6,8) como puede apreciarse en la gráfica 6.2.2, al
cotejar estos resultados obtenidos producto de la experiencia, con los teóricos
calculados matemáticamente, se puede apreciar un margen de error bastante
reducido (Ver tabla 6.2.1), por lo que los valores prácticos no se alejan
significativamente de los teóricos. Al llegar a los 20mL agregados se aprecia un
nuevo aumento significativo en el pH lo cual es un fuerte indicio de que se ha salido
de la zona de amortiguamiento efectivo, razón por la cual la disolución tiende a
alcalinizarse en función de las moles OH- agregadas. Lo que llama la atención
durante la experiencia es una nueva tendencia a estabilizarse de los niveles de pH
al haber agregado 22ml, por lo que podríamos determinar una segunda zona de
amortiguamiento con un pK de 11.06, por lo cual podemos deducir que el
comportamiento del sistema es similar al del sistema buffer del ácido fosfórico, en
el cual también podemos encontrar distintas zonas de amortiguamiento a medida
que la disolución se alcaliniza.
El margen de error, contemplado en la tabla 6,2,1, aunque no fue realmente
significativo, también es parte importante de la práctica y del proceso de análisis de
los posibles errores que pudieron existir en la misma, esta pequeña diferencia entre
los resultados prácticos, y los teóricos, pudieron tener su origen, en la falta de la
pureza de las sustancias, causada por la falta de limpieza de los recipientes
contenedores de las mismas, o en su defecto por fallas en el pHmetro, ya sea por
falta de calibración, o fallas mecánicas del mismo.

20
8. CONCLUSIONES
Gracias al anterior informe se pudo comprender, que las variaciones de pH
dependen a nivel fisiológico de los amortiguadores, quienes son los que regulan y
desplazan el equilibrio, para así evitar cambios abruptos de acidez o basicidad en
nuestro cuerpo. También, que la mayoría de las veces los resultados teóricos y los
resultados prácticos varían puesto que estas últimas, están determinadas por
factores ambientales y físicos como en nuestro caso fue la agitación del compuesto.
Además, logro evidenciar la variación de la temperatura que permite la aceleración
de la velocidad de la reacción (y por ende el cambio rápido de pH), a través del
rompimiento de enlaces y la liberación de iones hidroxilos que liberan calor.
El anterior trabajo permite aprender el empleo de algunos equipos de laboratorio,
como también el uso de algunos reactivos de especial cuidado, logra enseñar a
trabajar en equipo, a compartir y a discutir conocimientos adquiridos en clase. La
práctica permite aprender la importancia de estar atentos y concentrados durante la
misma, puesto que un mínimo cambio al agregar un compuesto requerido, la
afectaría drásticamente; así pues, facilita o permite un acercamiento a la realidad
médica que se enfrentará en algunos años, donde un mínimo error convertiría un
pequeño problema en un gran desastre irreversible.
Cuando el grado de un ácido débil se hace de una base fuerte, tal como se añaden
alícuotas de base, los iones de hidróxido añadido reaccionan con una base
conjugada, provocando la reacción para mover a la izquierda y los iones hidronio se
consume, lo que hace que el pH a aumentar. Al repetir el proceso varias veces se
alcanza el punto de equilibrio, y luego el totalmente calificado. En el desarrollo de la
valoración de una base débil con un ácido fuerte, se añaden cada vez que pequeñas
cantidades de ácido, los iones hidronio agregados reaccionan con el ácido
conjugado, provocando la reacción para mover los iones hidroxilo adecuados y se
consumen, que hace que el pH disminuye. Al repetir este proceso varias veces el
punto de equilibrio, y después se alcanza la titulación completa.

21
9. FICHA DE BIOSEGURIDAD
COMPUESTO DATO DE SEGURIDAD
Ácido Clorhídrico
Fórmula: HCl
Solución acuosa
o Líquido
transparente e
incoloro.
o Olor:
Característico.
o Punto de
ebullición :85°C
o Punto de fusión :
-25°C
o Presión de
vapor: 20 hPa
o Densidad (20/4):
1,19
o Solubilidad:
Miscible con
agua
Uso de la sustancia o preparado:
Para usos de laboratorio, análisis, investigación
Y química fina.
Identificación de los peligros
Provoca quemaduras. Irrita las vías respiratorias.
Primeros auxilios
Indicaciones generales:
En caso de pérdida del conocimiento nunca dar a beber ni
provocar el vómito.
 Inhalación: Trasladar a la persona al aire libre. En caso
de que persista el malestar, pedir atención médica.
 Contacto con la piel: Lavar abundantemente con agua.
Quitarse las ropas contaminadas. Extraer el producto
con un algodón impregnado en polietilenglicol 400.
 Ojos: Lavar con agua abundante (mínimo durante 15
minutos), manteniendo los párpados abiertos. Pedir
atención médica.
 Ingestión: Beber agua abundante. Evitar el vómito
(existe riesgo de perforación). Pedir inmediatamente
atención médica. No neutralizar.
Medidas de lucha contra incendio
 Medios de extinción adecuados: Los apropiados al
entorno.
 Medios de extinción que NO deben utilizarse: -----
Riesgos especiales:
 Incombustible. En contacto con metales puede
formarse hidrógeno gaseoso (existe riesgo de
explosión). Precipitar los vapores formados con agua.
No permitir el paso del agua de extinción a acuíferos
superficiales o subterráneos.
Medidas a tomar en caso de vertido accidental
 Precauciones individuales: Evitar el contacto con la
piel, los ojos y la ropa. No inhalar los vapores.
Procurar una ventilación apropiada.

22
 Precauciones para la protección del medio ambiente:
Prevenir la contaminación del suelo, aguas y
desagües.
Métodos de recogida/limpieza: Recoger con materiales
absorbentes o en su defecto arena o tierra secas y
depositar en contenedores para residuos para su
posterior eliminación de acuerdo con las normativas
vigentes. Neutralizar con sodio hidróxido diluido.
Manipulación y almacenamiento:
 Manipulación: Sin indicaciones particulares.
 Almacenamiento: Recipientes bien cerrados. En local
bien ventilado. Temperatura ambiente. No almacenar
en recipientes metálicos.
Protección respiratoria: En caso de formarse
vapores/aerosoles, usar equipo respiratorio adecuado.
Filtro E (HCl). Filtro P (HCl).
Protección de las manos: Usar guantes apropiados
(neopreno, nitrilo, látex)
Protección de los ojos: Usar gafas apropiadas.
Medidas de higiene particulares: Quitarse las ropas
contaminadas. Usar ropa de trabajo adecuada. Lavarse
manos y cara antes de las pausas y al finalizar el
trabajo.
Controles de la exposición del medio ambiente: Cumplir
con la legislación local vigente sobre protección del
medio ambiente. El proveedor de los medios de
protección debe especificar el tipo de protección que
debe usarse para la manipulación del producto,
indicando el tipo de material y, cuando proceda, el
tiempo de penetración de dicho material, en relación
con la cantidad y la duración de la exposición.
Efectos peligrosos para la salud: Por inhalación de
vapores: Irritaciones en vías respiratorias. Sustancia
muy corrosiva.
En contacto con la piel: quemaduras.
Por contacto ocular: quemaduras, ceguera (lesión
irreversible del nervio óptico).
Por ingestión: Quemaduras en el aparato digestivo.
Puede provocar perforación intestinal y de esófago.
Después de un periodo de latencia: paro
cardiovascular.

23
HIDROXIDO DE SODIO
NAOH
Aspecto: Sólido
Color: Granulometría
Olor: Inodoro.
pH: 13,5 (sol. 0,1 M)
Punto de fusión/punto de
congelación
360 °C
Punto inicial de ebullición
e intervalo de
ebullición:1.327 °C
Punto de inflamación:
Inflamabilidad (sólido,
gas):
Límites superior/inferior
de inflamabilidad o de
explosividad
Presión de vapor:
Densidad de vapor:
Densidad relativa: (20/4)
2,04
Solubilidad:
1.120 g/l agua 20 °C
Uso de la sustancia o preparado: para usos de
laboratorio, análisis, investigación y química fina.
Identificación de los peligros
 Frases de peligro:
Nocivo en caso de ingestión.
Provoca quemaduras graves en la piel y lesiones
oculares graves.
 Frases de precaución:
Lavarse...concienzudamente tras la manipulación.
No respirar el polvo/el humo/el gas/la niebla/los
vapores/el aerosol.
No comer, beber ni fumar durante su utilización. Llevar
guantes/prendas/gafas/máscara de protección.
EN CASO DE INGESTIÓN: Llamar a un CENTRO DE
INFORMACIÓN TOXICOLÓGICA o a un médico si se
encuentra mal.
EN CASO DE INGESTIÓN: Enjuagarse la boca. NO
provocar el vómito
Primeros auxilios Indicaciones generales:
 En caso de pérdida del conocimiento nunca dar a beber
ni provocar el vómito.
 Inhalación: Trasladar a la persona al aire libre. En caso
de que persista el malestar, pedir atención médica.
 Contacto con la piel: Lavar abundantemente con agua.
Quitarse las ropas contaminadas. En caso de irritación,
pedir atención médica.
 Ojos: Lavar con agua abundante (mínimo durante 15
minutos), manteniendo los párpados abiertos. Pedir
inmediatamente atención médica.
 Ingestión: Beber agua abundante. Evitar el vómito
(existe riesgo de perforación). Pedir inmediatamente
atención médica. No neutralizar.
Medidas de lucha contra incendio
 Medios de extinción adecuados: Los apropiados al
entorno
 Riesgos especiales: Incombustible.
Medidas a tomar en caso de vertido accidental
 Precauciones individuales: No inhalar el polvo.
 Evitar el contacto con la piel, los ojos y la ropa.

24
Precauciones para la protección del medio ambiente:
Prevenir la contaminación del suelo, aguas y desagües.
Métodos de recogida/limpieza: Recoger en seco y
depositar en contenedores de residuos para su posterior
eliminación de acuerdo con las normativas vigentes.
Neutralizar con ácido sulfúrico diluido.
Manipulación y almacenamiento
 Manipulación: Sin indicaciones particulares.
 Almacenamiento: Recipientes bien cerrados.
 Ambiente seco. Temperatura ambiente. No
almacenar en recipientes metálico
PROTECCION:
 Protección respiratoria: En caso de formarse
polvo, usar equipo respiratorio adecuado. FiltroP.
 Protección de las manos: Usar guantes
apropiados
 Protección de los ojos: Usar gafas apropiadas.
Medidas de higiene particulares:
 Quitarse las ropas contaminadas.
 Usar ropa de trabajo adecuada.
 Lavarse manos y cara antes de las pausas y al finalizar
el trabajo.
Controles de la exposición del medio ambiente:
Cumplir con la legislación local vigente sobre protección
del medio ambiente.
Materias que deben evitarse: Metales.
 Metales ligeros
 Formación de hidrógeno (riesgo de explosión)
 Ácidos fuertes.
 Metales alcalinotérreos en polvo.
 Compuestos amoniacales
 Compuestos orgánicos de nitrógeno.

25
 Compuestos orgánicos.
 Halógenos.
 Halogenuros de halógeno.
 Hidrocarburos halogenados.
 Oxihalogenuros no metálicos.
 Halogenóxidos.
 Fósforo.
 Óxidos no metálicos.
 Anhídridos.
Efectos peligrosos para la salud:
 En contacto con la piel: quemaduras
 Por contacto ocular: quemaduras trastornos de visión
 Por ingestión: Irritaciones en mucosas de la boca,
garganta, esófago y tracto intestinal. Riesgo de
perforación intestinal y de esófago.
FOSFATO DE
POTASIO
MONOBASICO
K2HPO4
 Estado físico a
20°C : Sólido
 Color : Polvo
blanco
 Olor :Inodoro
 Punto de fusión
[°C] :252,6 ° C
 Punto de
ebullición [°C] :
400 ° C
 pH : Solución 5%
= 8,00
Uso: se utiliza como un fertilizante, un aditivo
alimentario y un fungicida. También es un agente
amortiguador.
Identificación de Riesgos ¡PRECAUCIÓN! Puede
causar irritación a la piel, ojos y vías respiratorias.
Puede ser nocivo si se ingiere o se inhala.
Síntomas relacionados con la exposición
 Inhalación: Puede causar una ligera irritación de las
vías respiratorias.
 Contacto con los ojos: Puede causar irritación,
enrojecimiento y dolor.
 Contacto con la piel: Debido a su naturaleza ácida
irritativa, puede causar inflamación y dolor al contacto
prolongado, especialmente con la piel húmeda.
 Ingestión: Los fosfatos son absorbidos lenta e
incompletamente cuando se ingiere, y rara vez resultan
en efectos sistémicos.
Estos efectos, sin embargo, se han producido síntomas
que pueden incluir vómito, letargo, diarrea, efectos
químicos de sangre, efectos sobre el corazón y sistema
nervioso central.

26
 Presión de vapor,
20°C: N. A.
 Densidad :2.338
g/cm 3
 Solubilidad en
agua : 22 g/100
ml (25 ° C)
 Límites de
explosión -
Inferior [%]: N.A.
 Límites de
explosión -
Superior [%]: N.A.
 Peso molecular :
136,086 g / mol
La toxicidad de los fosfatos se debe a su capacidad de
secuestrar el calcio. La intoxicación de potasio puede
resultar en efectos corazón, cambios en la frecuencia
respiratoria, sensación de hormigueo en las
extremidades, sensación de pesadez en las
extremidades, náuseas y diarrea.
Primeros Auxilios
 Inhalación: Remover al aire fresco. Si no respira, dar
respiración artificial. Si se le dificulta respirar, dar
oxígeno.
 Contacto con los ojos: En caso de contacto
inmediatamente lavar con abundante agua por lo
menos 15 minutos, abriendo y cerrando los parpados
ocasionalmente. Llamar a un médico si irritación
persiste.
 Contacto con la piel: Lavar piel con abundante agua y
jabón mientras se remueve la ropa contaminada.
Conseguir atención médica si irritación persiste o se
desarrolla.
 Ingestión: En caso de ingestión, dar varios vasos de
agua para beber para diluir. Si se ingieren grandes
cantidades o si se presentan síntomas, busque ayuda
médica. No dar nada por boca a una persona
inconsciente.
MEDIDAS DE LUCHA CONTRA INCENDIOS
Tipo de inflamabilidad
 No inflamable
 Productos peligrosos de la combustión: Óxidos de
Fósforo y Oxido de Potasio.
 Prevención: Medios de extinción de incendios
Utilización de extintores apropiados al fuego
circundante.
En general, uso de agentes de Anhídrido Carbónico y/o
Polvo Químico Seco. Aplicación de Agua sólo en forma
de neblina
Protección en caso de incendio: Protección de la piel
observando una distancia de seguridad, y usando ropa
protectora adecuada.

27
Riesgos específicos: No Combustible
MEDIDAS EN CASO DE VERTIDO ACCIDENTAL
 PRIMEROS AUXILIOS
 Precauciones generales: Use las herramientas
apropiadas para colocar el material derramado en un
recipiente adecuado para disposición de desechos.
Métodos de Limpieza: Junte el material derramado en
un beaker grande y disuélvalo con agua. Vierta los
materiales derramados por el desagüe con un amplio
exceso de agua. Descontamine el área del derrame
con una solución jabonosa.
Precauciones para el medio ambiente: Evite que el
material derramado salga al ambiente exterior. Evacúe
lo necesario para la limpieza del derrame. Si las
condiciones lo ameritan, aumente el área de
evacuación.
Medidas de protección técnicas
 Almacenamiento: Proteja de: calor humedad Almacenar
separadamente de condiciones y productos
incompatibles.
 Proteger contra el daño físico.
 Mantener los envases cerrados y debidamente
etiquetados
Manipulación: No coma, no beba, no fume mientras
manipule este producto. Evite el contacto con ojos piel;
No respire el polvo. Lávese bien después de su
manipulación. Observe las prácticas generales de
higiene industrial al usar este producto.
Protección de las vías respiratorias: Ventilación y/o
protección respiratoria.
Protección de las manos y cuerpo: Guantes de látex
desechables, bata de laboratorio
Protección para la piel: Utilizar ropa de trabajo
adecuada que evite el contacto del producto

28
Protección para los ojos: Gafas químicas o gafas de
seguridad. Mantener una ducha de emergencia visible
y de fácil acceso al área de trabajo.
Ingestión: No comer, no beber y no fumar durante el
trabajo.
Medidas de higiene particulares: sustituir la ropa
contaminada y sumergir en agua. Lavar las manos al
termino del trabajo
Toxicidad
 La inhalación del polvo y el contacto con la piel o los
ojos puede causar irritación. La ingestión puede causar
efectos adversos sobre la salud.
 Sensibilidad al producto
 Efectos locales
 Este material puede irritar piel y ojos
Información sobre efectos ecológicos Evite la
contaminación de alcantarillas y cursos de agua. No se
esperan productos de degradación peligrosos a corto
plazo. Sin embargo, pueden formarse productos de
degradación a largo plazo. Ni el producto en sí ni sus
productos de degradación son tóxicos.

29
10. BIBLIOGRAFÍA
 Grafica pKa del buffer kh2po4; Sitio: www.ehu.es/; [Citado el 17 de
agosto del 2014]; Curso orientado a estudiantes de Bioquímica y Biología
Molecular realizado por Juan Manuel González Mañas, Profesor Titular
del Departamento de Bioquímica y Biología Molecular de la Universidad
del País Vasco. Disponible en:
http://www.ehu.es/biomoleculas/buffers/jpg/phosphoric2.jpg.
 Ficha de bioseguridad; sitio www.uacj.mx ; Universidad Autonoma de
Ciudad Juarez ,autores ctr scientific, no gestiona o da garantía alguna,
http://proyectodecalibracion.blogspot.com/2011/12 expresa o
implícita, incluyendo sin limitación cualquier garantía de comerciabilidad,
o conveniencia para un propósito particular, [citado el 16 de agosto de
2014] disponible en:
http://www.uacj.mx/iit/cicta/documents/acidos/acido%20clorhidrico.pdf.
http://www.uacj.mx/iit/cicta/documents/acidos/hidroxido%20de%20potasi
o.pdf.
 Ficha de bioseguridad de kh2po4, Sitio: .www.puj.edu.co; Potinficia
Universidad Javeriana Cali-Colombia; [Citado el 15 de Agosto de 2014]
Disponible en: http://portales.puj.edu.co/doc-quimica/FDS-LabQca-
DianaHermith/KH2PO4.pdf.

 Imágenes Diagrama de flujo, sitio:
http://proyectodecalibracion.blogspot.com/2011/12 ; Thelma Diego
Sánchez; [Citado el 15 de Agosto de 2014] disponible en:

 Imgenes Diagrama de Flujo-, Sitio www.ecured.cu; EcuRed realizará
todos los esfuerzos que sean razonables para intentar garantizar la
disponibilidad y accesibilidad al Portal. [Citado el 15 de Agosto de 2014];
Disponible en: http://www.ecured.cu/index.php/Beaker
;http://www.ecured.cu/index.php/Varilla_de_vidrio



30
 Universidad Autonoma de Ciudad Juarez , Bioseguridad Acido
Clorhidrico, sitio Uacj.com;; ,autores ctr scientific, no gestiona o da
garantía alguna, expresa o implícita, incluyendo sin limitación
cualquier garantía de comerciabilidad, o conveniencia para un
propósito particular
http://www.uacj.mx/IIT/CICTA/Documents/Acidos/Acido%20Clorhidrico.p
df. [Citado el 16 de Agosto de 2014]

 Bioseguridad Hidroxido de Potasio; CTR SCIENTIFIC. Hoja de datos de
seguridad hidróxido de potasio.; Universidad Autonoma de Ciudad
Juarez; . [Citado el 15 de Agosto de 2014]; Disponible en
http://www.uacj.mx/IIT/CICTA/Documents/Acidos/Hidroxido%20de%20P
otasio.pdf

 PONTIFICIA UNIVERSIDAD JAVERIANA. Ficha de datos de
Bioseguridad. FOSFATO DE POTASIO MONOBÁSICO (KH2PO4).
http://portales.puj.edu.co/doc-quimica/FDS-LabQca-
DianaHermith/KH2PO4.pdf. [Citado el 16 de Agosto de 2014]f. [Citado el
16 de Agosto de 2014]

 DREW, H. Wolfe. Química General, orgánica y biológica. Página 124. 7.1
Soluciones.
 DREW, H. Wolfe. Química General, orgánica y biológica. Página 168. 9.1
Definición de ácidos y bases.
 BURGOS, Luis Carlos. De la fisicoquímica a la vida. Primera edición. pH
y amortiguadores de pH. Págs. 53-54
 GARCIA, Arcesio. Química General. Página 573. Equilibrios en
soluciones acuosas.
 http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/base-fuerte. [Citado 16
de Agosto de 2014]

31
11. ANEXOS
10.1 CALCULOS
TITULACIÓN 1: NaOH y HCl
 Concentración de H+
Necesitamos hallar el número de moles de H+ en 1mL de HCl 0.1 N, en el
HCl la normalidad es igual a la molaridad, porque el peso de un equivalente
gramos es igual a el peso de una mol, ya que el HCl tiene una sola carga,
entonces 0,1 N= 0,1 M en el HCl.
Molaridad= Moles soluto/ litros de solución
Moles soluto= 0.1 M x 0.001 L = 1 x 10-4 moles
El HCl es un ácido fuerte, por lo que las moles de H+ serán iguales a las moles
calculadas anteriormente de HCl, ya que al ser un ácido fuerte, teóricamente
se asume que su disociación es del 100% en una solución acuosa.
Para hallar la concentración de los demás mL agregados se realiza el mismo
procedimiento, solo variando el volumen, hasta llegar a 25mL que fue el
volumen total de HCl agregado.
 Concentración de OH-
El volumen de NaOH entregado para titular fue de 20mL, por lo que debemos
determinar el número de moles de OH- presentes en ese volumen, en el NaOH
al igual que en el HCl, su normalidad es igual a la molaridad, ya que posee una
sola carga, y por ende el peso de un equivalente gramo, será igual a su masa
molecular, por consiguiente 0,1 N= 0,1 M en el NaOH.
Molaridad= Moles soluto/ litros de solución

32
Moles soluto= 0.1 M x 0.020 L = 2 x 10-3 moles
 Pk Teórico
El NaOH es una base fuerte, y el HCl un ácido fuerte, para ambos
teóricamente su disociación es del 100%, razón por la cual no hay un Pka para
ninguno de los dos.
 PH Teórico del HCl
[HCl]= 0,1 M, concentración de HCl es igual a concentración de H+
PH= -Log [H+] = -Log [0.1] = 1
PH teórico= 1 PH práctico= 1,064 Margen de error: 0,064
 PH Teórico del NaOH
[NaOH]= 0,1 M concentración de NaOH es igual a la concentración de OH-
POH= -Log [OH-] = -Log [0,1] = 1
PH + POH= 14 PH= 14 – 1 = 13
PH Teórico= 13 PH práctico = 12,722 Margen de error: 0,27
 Ahora procedemos a hallar el pH teórico de la solución para los distintos
volúmenes agregados de la solución tituladora (HCl)
o Para 1ml de HCl
Anteriormente habíamos calculado el número de moles presentes en 20
ml de NaOH y de 1ml de HCl.
Moles NaOH = 2 x 10-3

33
Moles HCl= 1 x 10-4
Para calcular el PH primero debemos hallar el POH por tratarse de una
base, para ello debemos restar el número de moles de NaOH menos
las de HCl agregadas, sobre el volumen total, para así tener la
concentración de OH-
[OH-]= 2 X 10-3 moles – 2 x 10-4 moles / 0,021 L = 0,09047 M
POH = - Log [0,09047] = 1,043
PH + POH= 14 PH=14- 1,043 = 12,957
PH Teórico= 12,957 PH práctico= 12,688 Margen de error = 0,26
 Para 15 ml de HCl
Moles de HCl = 0,1 Molar x 0,015 L = 1,5 x 10-3 moles
[OH-]= 2 x10-3 moles – 1,5 x10-3 moles/ 0,035L= 0,0142 M
POH= -Log [0,0142] = 1,84 PH= 14 – 1,84 = 12,16
PH Teórico = 12,16 PH Práctico= 11,979 Margen de error= 0,1
o Para 25 ml de HCl
En este caso, el volumen de HCl es mayor al de NaOH, por lo que
hallaremos PH y no POH, pues la concentración de H+ ha de ser
mayor a la de OH-
Moles HCl = 0,1 Molar x 0,025 L = 2,5 x10-3
[H+] = 2,5 x10-3 moles – 2 x10-3 moles/ 0,045 L = 0,011 M

34
PH= -Log [0,011] = 1,95
PH Teórico = 1,95 PH práctico= 2,17 Margen de error = 0,22
TITULACION 2.
Concentración de H+
Debemos encontrar las moles de H+ presentes en 1ml, para ello tenemos lo
siguiente:
M= n stoL sln
M= 0.1 Lsln= 1ml * 1L1000ml
Lsln=0.001 L
De la ecuación despejamos las moles así:
n sto = (0.1 moles/L)*(0.001 L)
n sto = 1*10-4
= 0.0001 M
Para hallar la concentración de moles de H+ presentes en 2 ml de la solución,
procedemos a repetir la misma ecuacion, solo reemplazamos el volumen, se hace
la conversión de 2 ml a L, y así en progresión aritmética hasta llegar a 25 ml que el
volumen total agregado de KH2PO4.
-Primero, hallamos el Ka Teórico:

35
Para esto, necesitamos tomar en cuenta el pKa que en este caso para el KH2PO4
que es la sustancia a Titular, tiene 3 pKa, que son los siguientes:
pKa1= 2,15
pKa2= 6,8
pKa3= 12,3
En la gráfica podemos observar que de acuerdo al pH, se tiene un pKa diferente de
acuerdo en el intervalo que se encuentre el pH, por ejemplo si se encuentra de 0 a
3, tiene un pKa de 2,15; si tiene un pH de mayor que 4 a 12, el pKa es 6,82, y por
ultimo si el pH es mayor a 12 tiene un pKa de 12,38.
Teniendo en cuenta lo anterior procedemos a sacar el Ka así:
Pka= - Log (Ka) entonces Ka= antilog – (pka)
Remplazamos en la fórmula:

36
1. Ka1= -antilog ( 2,15)
= 7,07∗10 -3
2. Ka2= -antilog (6,82)
= 1,51∗10 -7
3. Ka3= -antilog (12,38)
= 4,16∗10-13
pH Teórico:
Para hallar el pH teórico debemos hallar las concentraciones de según los ml
agregados de NaOH. Pero como el KH2PO4 es una sal acida, se disocia así:
KH2PO4 + Na (OH) K+ + H2 PO4 – H + HPO4= H + PO4 3 –
Ka=
[H2 PO4 –][𝐾+]
[KH2PO4]
Iniciamos con el Ka2 (puesto que el ka1 es para valores más bajos):
Como ya se tiene que Ka2 es 1,51∗10 -7 podemos hallar la concentración
de ácido fosfórico.
Concentración KH2PO4 + Na(OH) K+ + + H2 PO4
–
Inicial 0.1M 0 0
Final 0.1M – X X X
Ahora podemos despejar la X, teniendo en cuenta la Formula de Ka.

37
Ka=
[ 𝑋][𝑋]
[0,1−𝑋]
Como el porcentaje de disociación es muy bajo, entonces se
puede despreciar la X en la concentración final del KH2PO4.
Nos quedaría, reemplazando Ka: 1,51∗10 -7 =
[ 𝑋][𝑋]
[0,1]
Si despejamos quedaría:
X2 = (1,51∗10 -7) ∗ (0.1)
X2=√1,51 ∗ 10−7) ∗ (0.1)
X= 3,88∗ 10−5
Ya se halló la concentración de H2PO4- y de H+ de la disociación, ahora hallamos el
pH, procediendo de la siguiente manera:
Como la fórmula de pH es: pH= -log [H+]
Remplazamos pH= -log (3,88∗ 10−5
)
pH= 4,411
pH practico= 4,415 entonces el margen de error seria 0,003.
Ahora hallaremos el pH teórico para los volúmenes agregados. Para esto utilizamos
la ecuación de Henderson-Hasselbach
pH = pKa+ log
[sal]
[acido]
Primero tenemos que ver que debemos hallar la concentración de la sal y del ácido.

38
 1ml agregado de NaOH:
 Concentración de KH2PO4 :
Hallaremos la concentración de moles que hay en 20 ml. Tenemos que:
M=
n sto
L sln
M= 0.1 Lsln=
20ml
*
1L
1000ml
Lsln=0.020 L
Ahora despejamos las moles así:
n sto = (0.1 moles/L)*(0.020 L)
n sto = 2*10-3
Ahora se halla la concentración en moles que hay en 3,88∗ 10−5, que es la Molaridad
de H2 PO4 – y de K+ al disociarse.
n sto = (3,88∗ 10−5
moles/L)*(0.020 L)
n sto = 7,76∗ 10−7
El siguiente paso es restarle a las moles que hay en 20 ml, el número de moles que
encontramos luego de la disociación. A ese resultado que nos dio le vamos a restar
las moles que hay por el número de ml que se agrega, ósea 1ml , que es lo mismo
que decir 1*10-4 moles, y eso nos daría la concentración de la sal.
(2*10-3 moles- 7,76∗ 10−7
moles) - 1*10-4moles = [KH2 PO4]
(1,99∗10-3 moles) - 1*10-4 moles =
1,89*10-3 moles =
1.89*10-3 moles/L= [KH2 PO4]

39
 Concentración de H2 PO4 – :
Como ya tenemos el número de moles que se disocian (7,76∗ 10−7
) ahora hay que
sumar las moles que hay por el número de ml agregados (1*10-4moles). Se le suma
porque el sistema al buscar el equilibrio las moles que perdió al disociarse se suman
en su base conjugada y esto da la concentración:
7,76∗ 10−7
moles + 1*10-4moles = [H2 PO4 –]
1,007*10-4 moles =
1,007*10-4 moles /L= [H2 PO4 –]
Ahora si podemos hallar el pH con la ecuación de Henderson-Hasselbach
pH = 6,8 + log
[1,007∗10−4
moles /L]
[1,89∗10−3 moles/L]
pH= 6,8 + log (0,053)
pH= 6,8 + (-1,2) 5,6- 5,530 = margen de error = 0.07
PH=5.6
 Para 2mL:
Concentración de K2PO4:
Tendríamos que realizar el mismo procedimiento pero ya en al haber hallado
la concentración anterior, algunos valores permanecen constantes, lo único
que cambia es el número de moles de H+; dependiendo del volumen
agregado de NaOH.
(2∗10 -3 moles - 7,76∗10-7) – [(x) ∗(1∗10-4)] moles

40
Permanece constante cambia según el volumen agregado
Multiplicamos por 2 porque son los mL agregados de NaOH, entonces quedaría así:
1,99∗10 -3 moles – (2) ∗ (1∗10 -4)= K2PO4
1,99∗10 -3 moles - 2∗10 -4 =
1,79∗10 -3 moles/L = [KH2PO4]
 Concentración de H2PO4
- :
7,76∗10-7 + [(x) ∗(1∗10-4)] moles
Constante cambia según el volumen
Entonces quedaría de la siguiente manera:
7,76∗10-7 + (2) ∗(1∗10-4)= H2PO4-
2,007∗10-4 = [H2PO4-]
 pH:
pH= 6,8+ log
2,007∗10−4
1,79∗10−3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 /𝐿
pH= 6,8 + log (0,112)
pH= 6,8 + (- 0,95)
pH= 5,58 pH teórico= 5,58
pH practico 5,856
Margen de error= 5,856 – 5,58 =0,006
Para 11 ml calculamos la concentración de KH2Po4
 1.99x10^-3 – 1.1x10^-3= 8.9x10^-4

41
Ahora la concentración en 11 ml de H2Po4
 7.76x10^-7+ 1.1x10^-3 = 1.100776x10^-3
Aplicando la fórmula de Henderson-Hasselbach PH= 6.8 + log
1.100775𝑥10 ^−3
8.9𝑥10^−4
=
6.892 PH teórico
PH práctico: 6.950
Margen de error: 0.05
Para 12 ml:
 KH2Po4: 1.99x10^-3 – 1.2x10^-3 =7.9x10^-4
 H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.2x10^-3= 1.200776x10^-3
Con estos valores:
 pH teórico: 6.981
 PH practico: 7.037
 Margen de error: 0.05
Para 13 ml:
 KH2Po4: 1.99x10^-3 –1.3x10^-3= 6.9x10^-4
 H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.3x10^-3= 1.300776x10^-3
Con estos valores:
 pH teórico: 7.075
 pH practico: 7.145
Para 14 ml:

42
 KH2Po4: 1.99x10^-3 – 1.4x10^-3= 5.9x10^-4
 H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.4x10^-3= 1.400776x10^-3
Con estos valores:
 Ph teórico: 7.175
 Ph practico: 7.263
Para 15 ml agregados:
 KH2Po4: 1.99x10^-3 –1.5x10^-3 = 4.9x10^-4
 H2Po4: 7.76 x10^-7 + 1.5x10^-3 = 1.500776x10^-3
Con estos valores:
 Ph teorico:7.286
 Ph practico: 7.389
 Utilizando el pka3:
Ka=
[H2 PO4 –][𝐾+]
[KH2PO4]
Iniciamos con el Ka3 (puesto que el ka3 es para valores más altos de pH):
Como ya se tiene que Ka3 es 6,025∗10-13 podemos hallar la concentración
de ácido fosfórico.
Inicial 0.1M 0 0
Final 0.1M – X X X

43
Ahora podemos despejar la X, teniendo en cuenta la Formula de Ka.
Ka=
[ 𝑋][𝑋]
[0,1−𝑋]
Como el porcentaje de disociación es muy bajo, entonces se
puede despreciar la X en la concentración final del KH2PO4.
Nos quedaría, reemplazando Ka: 6,025∗10-13 =
[ 𝑋][𝑋]
[0,1]
Si despejamos quedaría:
X2 = (6,025∗10-13) ∗ (0.1)
X2=√6,025 ∗ 10−13 ) ∗ (0.1)
X= 7,76 ∗ 10−8
X= 7,76 ∗ 10−8
∗0,039
[KH2PO4] = (3,9x10-3 moles – 3,026x10-9) – (1 x 10x10-4 moles)
[K2PO4] = 3,89x10-3 – 1x10-4
[K2PO4] = 3,79x10-3
[H2PO4] = 3,026x10-9 + (1) (1x10-4)
[H2PO4] = (3.026x10-9) + (1x10-3)
Se cambia la concentración de 20mil porque ahora se usa el
pK3 porque es para valores más altos de pH. Como ya se le
había agregado 19 ml más, estos se le suman.
20 + 19 Es 1ml porque ahora deben
haber20 ml de solución,además,
ya se le agregaron 19ml a la
concentraciónde 20ml

44
[H2PO4] = 1.0003x10-4
pH = pKa + log
[𝐻2 𝑃𝑂4 ]
[𝐾𝐻2 𝑃𝑂4 ]
pH = 12,22 + log
1,0003𝑥10−4
3,79𝑥10−3
pH = 12,22 + log 0,0264
pH = 12,22 + (-1.578)
pH = 10,64
Margen de error = pH teórico – pH práctico
Margen de error = 10,64 – 10,438
Margen de error = 0,2

Laboratorio enzimas

Recomendados

Recomendados

Mais conteúdo relacionado

Mais procurados

Mais procurados (20)

Semelhante a Laboratorio enzimas

Semelhante a Laboratorio enzimas (20)

Mais de Jesus David Bello Simanca

Mais de Jesus David Bello Simanca (8)

Último

Último (20)

Laboratorio enzimas