PracLab_Soluciones amortiguadoras

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• Sonia Uribe Luna
• Patricia Heredia Chávez
• Sergio Sánchez Enríquez
• Pedro Garzón de la Mora
pH y amortiguadores
3
Práctica
 Introducción 
Agua
La molécula de agua tiene una capacidad limitada para 
disociarse en un ion hidrógeno (H+), al que también se le 
llama protón, y un ion hidroxilo (OH−).
H2O (l) H+ + OH−
Agua Protón Ion hidroxilo
En solución acuosa, un protón se combina de inme-
diato con una molécula de agua para formar el ion hidro-
nio o hidrogenión (H3O+).
H+ + H2O (l) H3O+
Protón Agua Hidronio
Sin embargo, por convención, en las reacciones de 
ionización del agua se utiliza la representación del protón 
en lugar del ion hidronio.
Las concentraciones de protones y iones hidroxilo, en 
agua pura, son de 10−7 M para cada uno, como muestra 
la siguiente expresión:
[H+] = [OH−] = 10−7 M
Las concentraciones de ambos iones exponen una re-
lación recíproca: cuando H+ aumenta, OH− disminuye, 
y viceversa. El producto de sus concentraciones es una 
constante conocida como producto iónico del agua (Kw), 
que tiene un valor de 1 × 10−14 M.
Kw = [H+] × [OH−] = 1 × 10−14 M
Con el fi n de facilitar los cálculos para determinar 
H+, además de su interpretación, en 1909 el químico da-
nés Sørensen defi nió el potencial hidrógeno (pH) como 
el logaritmo negativo de la concentración de iones hi-
drógeno.
pH = –log10 [H+]
Más adelante, en 1923 Johannes Brønsted y Thomas 
Lowry propusieron, en forma independiente, los concep-
tos de ácido, como la capacidad de las sustancias para 
ceder protones en una solución acuosa, y de base, como 
la de aceptar protones. En la práctica, las disoluciones 
acuosas se clasifi can en ácidas, si presentan un pH menor 
a 7.0; básicas, si el pH es mayor a 7.0, y neutras, si el pH 
es igual a 7.0.
Por otra parte, no todos los ácidos se disocian con la 
misma facilidad. A los que lo hacen por completo en una 
solución acuosa, se les considera ácidos fuertes; los que 
se disocian en parte, son ácidos débiles. Algunos ácidos o 
bases débiles tienen importancia biológica porque evitan 
cambios bruscos de pH cuando se les agrega pequeñas 
cantidades de ácidos o bases. A esta propiedad se le de-
nomina capacidad amortiguadora. El fi n de los amorti-
guadores es mantener el pH estable en un intervalo muy 
estrecho (p. ej., en la sangre va de 7.35 a 7.45).
El pK es el pH necesario para que un ácido esté 50% 
no disociado y 50% disociado (es decir, la razón o propor-
ción de ácido disociado y no disociado es 1). Cuando la 
solución presenta un pH cercano a su pK (± 1.0) posee 
su mayor capacidad amortiguadora.
Los ácidos o las bases producidas por el catabolis-
mo de carbohidratos, lípidos y aminoácidos dan lugar 
a una gran cantidad de compuestos con potencial para 
modifi car el pH fi siológico. Sin embargo, existen sistemas 
amortiguadores que evitan cambios bruscos del pH. Un 
ejemplo es el sistema bicarbonato�ácido carbónico, que 
mantiene el pH de los líquidos intercelulares en valores 
cercanos a 7.4. En éste, la combustión completa de carbo-
hidratos y lípidos genera bióxido de carbono y agua, que 
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se combinan para producir ácido carbónico en el nivel 
tisular. El ácido carbónico en solución acuosa se disocia 
para formar su base conjugada (el bicarbonato), lo que 
genera un sistema amortiguador (fi gura 3-1).
Si aumenta la concentración de protones en el me-
dio, debido a cualquier proceso químico, el equilibrio 
se desplaza a la izquierda y el exceso de CO2 producido 
se elimina a través de los pulmones. Por el contrario, si 
disminuye la concentración de protones, el equilibrio se 
desplaza a la derecha.
Las proteínas (en forma específi ca, las enzimas) son 
sensibles a los cambios bruscos de pH. Por tanto, el pH 
sanguíneo debe conservarse en un intervalo de 7.35 a 
7.45, con el fi n de mantener la homeostasis.
Además de los sistemas amortiguadores de pH, el 
sistema nervioso (centro respiratorio), el aparato respi-
ratorio y los riñones contribuyen a mantener en nuestros 
órganos y tejidos el pH en los rangos apropiados.
 Objetivo general
• Analizar las propiedades de soluciones ácidas y bá-
sicas.
 Objetivos específi cos
• Medir el pH de diferentes sustancias.
• Evaluar la capacidad amortiguadora de líquidos bio-
lógicos.
• Determinar los valores de pK de un ácido poliprótico.
Materiales y equipo 
• Materiales y equipo
• Bureta
• Matraz Erlenmeyer de 250 ml
• Probeta de 100 ml
• Pipetas de 1, 5 y 10 ml
• Vasos de precipitado de 100 y 250 ml
• Tubos de ensayo 13 × 100
• Soporte universal
• Pinzas en mariposa para bureta
• Gradilla
• Potenciómetro
• Tiras reactivas para pH
• Agitador magnético
• Pipetores
Soluciones y reactivos
Soluciones Muestras*
H3PO4 a 0.1 M
NaOH a 0.1 M
NaOH a 0.01 N
HCl a 0.01 N (3.8%)
NaHCO3 con pH 7.4
Reactivo de Yamada
Solución amortiguadora 
de referencia a pH 4.0
Solución amortiguadora 
de referencia a pH 7.0
Saliva
Orina
Sudor
Leche
Refresco oscuro
Refresco claro
Jugo de naranja
Yogurt
Agua
* El alumno debe proporcionar las muestras.
 Desarrollo experimental
Experimento 1
Medición del pH con tiras reactivas
Una forma rápida de medir el pH consiste en utilizar tiras 
reactivas diseñadas para ese fi n.
Fundamento
Las tiras reactivas contienen diferentes compuestos, a los 
que se les denomina indicadores de pH, que cambian de 
color de acuerdo con el pH en que se encuentran. A estas 
mediciones se les considera semicuantitativas, porque no 
indican el valor exacto del pH. La coloración que presen-
ta la tira se compara con la gama de colores de referencia 
incluida en el recipiente de las tiras.
Procedimiento
1. Sumergir la tira reactiva en el líquido problema y 
mantenerla por 10 segundos.
2. Retirar la tira y quitar el exceso de líquido.
3. Comparar los cambios de color obtenidos con la 
gama de colores existentes en el contenedor de las 
tiras.
4. Registrar los valores de pH obtenidos de las solucio-
nes incluidas en el cuadro 3-1.
CO2 + H2O H2CO3 HCO3− + H+
Bióxido Agua 
AC
 Ácido Bicarbonato Protón
de carbono carbónico
AC = anhidrasa carbónica
pKa = 6.1
 Figura 3-1. Reacción de disociación del ácido carbónico. A la izquierda del ácido carbónico se muestra la disociación media-
da por la anhidrasa carbónica y a la derecha la disociación espontánea (sin enzima).
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Práctica 3. pH y amortiguadores 23
Procedimiento
a) Preparar una serie de tubos numerados de acuer-
do con el cuadro 3-3. Realizar las diluciones del hi-
dróxido de aluminio y magnesio (Melox) y el subsa-
licilato de bismuto (Peptobismol). El volumen total 
debe ser 2.5 ml; de ellos, 0.5 ml corresponden a 
Melox o Peptobismol, mezclados con 2 ml de agua 
destilada.
b) Agregar la base (NaOH) a la dilución de los tubos 
nones y el ácido (HCl) a la de los tubos pares.
c) Mezclar bien.
d) Medir el pH de cada solución, empleando tiras reac-
tivas.
Experimento 4
Curva de titulación 
del ácido fosfórico (H3PO4)
Fundamento
El ácido fosfórico, H3PO4, es un ácido poliprótico (tiene 
tres protones, que pueden disociarse). Mediante titula-
ción, es posible determinar los tres valores de pKa de este 
compuesto.
Para titular un ácido débil se agregan cantidades pe-
queñas de una base fuerte que permite desplazar el equi-
librio hacia la formación de su base conjugada. Después 
de cada adición de la base, se determina el pH, mediante 
Experimento 2
Sistemas amortiguadores
Fundamento
El objetivo de este experimento es comparar diferentes 
líquidos que contienen amortiguadores y ver cuál es más 
efi caz para evitar cambios importantes de pH ante la ex-
posición a un ácido o una base. Se tiene un control que 
no es amortiguador (agua).
Desarrollo
a) Preparar una serie de tubos numerados de acuerdo 
con el cuadro 3-2.
b) Medir el pH de cada solución, empleando tiras reac-
tivas.
c) Registrar el pH fi nal.
d) Analizarlos cambios observados.
Experimento 3
Capacidad antiácida del hidróxido de 
aluminio y magnesio 
y del subsalicilato de bismuto
Fundamento
El propósito de este experimento es observar el compor-
tamiento de dos fármacos utilizados como antiácidos, 
cuando se exponen a soluciones básicas y ácidas. Como 
control, se tiene agua destilada.
 Cuadro 3-1. Resultados de la medición 
de pH de distintas soluciones.
Solución pH obtenido
Saliva
Orina
Sudor
Leche
Refresco oscuro
Refresco claro
Jugo 
Yogurt
Solución de jabón
Solución de sosa cáustica
Agua 
 Cuadro 3-2. Resultados obtenidos para el pH 
de diferentes soluciones, antes y después de la 
exposición a un ácido y a una base.
Tubos
Muestra
(2.5 ml)
pH 
inicial
NaOH 
0.01N
HCl 
0.01N
pH 
fi nal
1 Orina 0.5 ml —
2 Orina — 0.5 ml
3 Suero 0.5 ml —
4 Suero — 0.5 ml
5 NaHCO3 a 
0.1 N y pH 
7.0
0.5 ml —
6 NaHCO3 a 
0.1 N y pH 
7.0
— 0.5 ml
7 Agua 
destilada
0.5 ml —
8 Agua 
destilada
— 0.5 ml
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24 Manual de prácticas de laboratorio de bioquímica
potenciometría, y su valor se registra en una gráfi ca para 
determinar el comportamiento del ácido débil. De la mis-
ma forma, se puede titular una base débil empleando un 
ácido fuerte.
En el proceso de titulación se modifi ca el pH (en este 
caso, de valores ácidos a otros cada vez más básicos). 
Esto se puede determinar a partir de cambios de color, si 
se agrega a la reacción una mezcla de indicadores de pH, 
como el reactivo de Yamada.
Potenciómetro
Se trata de un aparato que mide el pH y que funciona por 
medio de electrodos. El electrodo es un dispositivo que 
contiene una solución amortiguadora; al ponerse en con-
tacto con la solución problema, mide la concentración de 
los hidrogeniones.
El uso del potenciómetro depende del modelo. Sin 
embargo, en forma general se deben tener los siguientes 
cuidados:
• Antes de medir el pH, debe mezclarse la solución que 
se desea analizar empleando el agitador magnético. 
Se recomienda evitar el uso de varillas de vidrio como 
agitadores, porque se corre el riesgo de romper los 
electrodos, que son frágiles.
• Los electrodos deben enjuagarse con agua destilada 
antes y después de utilizarse, y no se deben tocar con 
la mano.
• Antes de utilizar el potenciómetro, debe calibrarse 
con una solución de referencia (pH 4, pH 7 o pH 10).
• Los electrodos deben mantenerse en agua destilada 
cuando no estén en uso, evitando que se sequen. Si 
esto ocurre, deben sumergirse en agua y calibrarse 
varias veces antes de hacer las mediciones.
En la fi gura 3-2 se muestra una fotografía de un 
modelo de potenciómetro portátil, junto con sus adi-
tamentos.
Procedimiento
1. En un vaso de precipitado de 250 ml, depositar 25 ml 
de una solución de H3PO4 a 0.1 M.
2. Agregar 4 gotas del reactivo de Yamada (mezcla de 
indicadores de pH).
3. Medir el pH con un potenciómetro. El potencióme-
tro debe calibrarse de antemano con amortiguadores 
de referencia, a pH 4.0 y pH 7.0.
4. Preparar una bureta con 50 ml de una solución de 
NaOH a 0.1 M.
5. Agregar al H3PO4 alícuotas de 3.0 ml de NaOH a 0.1 
M. Mezclar con el agitador magnético y medir el pH 
después de cada adición, hasta completar 75 ml de la 
base NaOH.
6. Grafi car en papel milimétrico el volumen de NaOH 
gastado contra el pH.
7. Determinar los valores de pKa1, pKa2 y pKa3 para el 
H3PO4.
Actividades de aprendizaje
1. Investigar la composición promedio de las siguientes 
soluciones y cuál de esos compuestos contribuye más 
al pH de la solución.
 Figura 3-2. Potenciómetro portátil con electrodo de vidrio.
 Cuadro 3-3. Resultados obtenidos para el pH 
de hidróxido de aluminio y magnesio (Melox), 
subsalicilato de bismuto (Peptobismol) y agua, 
antes y después de exponerlos a una base y a un ácido.
Tubos
Muestra
(2.5 ml)
pH 
inicial
NaOH 
a 0.01 
N
HCl a 
0.01 
N
pH 
fi nal
1 Hidróxido 
de aluminio
y magnesio 
(1:5)
0.5 ml —
2 Hidróxido 
de aluminio
y magnesio 
(1:5)
— 0.5 ml
3 Subsalici-
lato de 
bismuto (1:5)
0.5 ml —
4 Subsalici-
lato de 
bismuto (1:5)
— 0.5 ml
5 Agua 
destilada
0.5 ml —
6 Agua 
destilada
— 0.5 ml
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9. Investigar la utilidad práctica de los siguientes com-
puestos y marcarlos en el siguiente cuadro:
Antiácido Amortiguador
Efecto 
sistémico
Bicarbonato 
de sodio
Hidróxido 
de mag-
nesio
Hidróxido 
de aluminio
Subsalici-
lato de 
bismuto
 10. Explicar la diferencia entre un sistema amortiguador 
y el de una sustancia con propiedad antiácida.
Discusión
Conclusiones
Solución Compuesto
Saliva 
Orina 
Sudor
Leche
Refresco oscuro
Refresco claro
Jugo 
Yogurt
Solución de jabón
Agua 
2. ¿Qué pH tiene la mayor parte de las sustancias estu-
diadas en este experimento?
3. De acuerdo con los resultados obtenidos en el experi-
mento 2, investigar qué sistema o sistemas de amorti-
guadores se encuentran en cada una de las soluciones 
utilizadas.
Muestra
Descripción del sistema 
amortiguador
Orina
Suero
NaHCO3 a 0.1 N y pH 7.0
Agua destilada
4. ¿Cuál de estos amortiguadores es el mejor?
5. ¿Cuál de los antiácidos utilizados en el experimento 
3 es mejor?
6. ¿Cuál de los pKa del ácido fosfórico es mejor amor-
tiguador a pH fi siológico?
7. Investigar cuáles enfermedades tienen relación con 
el pH
8. Completar la información del siguiente cuadro:
Indicadores del 
reactivo de Yamada
ColorIntervalos de pH
Azul de timol 
Rojo de metilo 
Azul de bromotimol 
Fenolftaleína
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Práctica 3. pH y amortiguadores 27
Bibliografía
Garzón de la Mora P. Manual de prácticas de bioquímica. Pro-
yecto IV de pH y Buffers, 2002:85-93.
McKee T. Bioquímica, 3a ed. Cap 3. El agua: el medio de la vida. 
McGraw-Hill, 2003:65-91.
Roskoski R Jr. Bioquímica. Cap 3. Aminoácidos y proteínas. 
McGraw-Hill, 1998:65-91.
http:��www.uclm.es. Equilibrio ácido-base. [Revisado el 16 de 
septiembre de 2013.]
Preparación de reactivos
H3PO4 0.1 M 
NaOH 0.1 M
HCl 0.01 N
NaOH 0.01 N
Solución NaHCO3 a 0.1N: ajustar el pH a 7.0
Reactivo de Yamada:
Azul de timol 5.0 mg
Rojo de metilo 12.5 mg
Azul de bromotimol 50.0 mg
Fenolftaleína 100.0 mg
Disolver en 200 ml de alcohol etílico a 50%
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