Trabajo de laboratorio

1. VALORACIÓN POTENCIOMÉTRICA
DE LA GLICINA
(Práctica 1)
-OBJETIVO-
El objetivo de esta práctica es comprender el fundamento de una valoración
potenciométrica, en nuestro caso, la valoración de un aminoácido muy
importante como es la Glicina y que llevaremos a cabo con una base fuerte
NaOH (Hidróxido Sódico), observando el cambio de pH durante el curso de
la misma, deduciendo al final, la concentración de Glicina y los valores de
pKa1 y pKa2 del aminoácido.
-FUNDAMENTO TEÓRICO-
Para el desarrollo de la práctica tenemos que tener en cuenta varios
conceptos importantes como el de ácido y base:
Ácido: Toda sustancia que al disolverse (disociarse) aumenta la
concentración de iones positivos del disolvente (H+ o H3O+, caso del agua).
Base: Toda sustancia que al disociarse, aumenta la concentración de iones
negativos del disolvente (OH-, caso del agua).
Lo mismo ocurre con el pH o con el pOH:
pH = -log [H+] pOH = -log [OH-]  pH + pOH = pKw = 14
Ambos valores son formas de expresar la concentración de H+ y de OH-.
Para la determinación del pH se usan unos aparatos llamados
Potenciómetros o también pH-metros o simplemente utilizando sustancias
llamadas indicadores de pH.
Cuando reacciona un ácido fuerte con una base fuerte tiene lugar una
reacción química llamada neutralización de forma que en las primeras
adiciones de base de concentración conocida sobre el ácido, el pH casi no
varía hasta llegar a las proximidades del Punto de equivalencia.

2. En dicho punto la base habrá reaccionado con todo el ácido, produciéndose a
partir de ahí un aumento brusco del valor de pH debido al aumento de [OH-],
hasta la estabilización del pH mediante sucesivas adiciones de álcali.
En los casos de reacciones entre ácidos fuertes y bases fuertes, el pH de
neutralización completa es 7, y como todas las reacciones transcurren
equivalente a equivalente se cumple que:
Vbase . Mbase = Vacido . Macido
siendo V el volumen y M la molaridad tanto de la base como del ácido.
En disolución acuosa la disociación de un ácido débil se puede expresar
como:
K
AH <====> A- + H+
La constante de equilibrio de esta reacción se relaciona con el pH por la
ecuación de Henderson-Hasselbach (para disoluciones muy diluídas se toma
aH+, aA- y aAH como valores de [H+], [A-] y [AH]), pudiéndose calcular el pKa
del ácido a partir de esta ecuación, por medidas potenciométricas de pH.
K = [A-]·[H+] / [AH] ===> log K = log [A-]/[AH] + log [H+]

3. Reordenando quedará:
- log K + log ([A-]/[AH]) = - log [H+] ; pH = pKa + log [A-]/[AH]
Ec. Henderson-Hasselbalch
Cuando las especies A- y AH se encuentren en igual concentración (punto de
semiequivalencia), su cociente será la unidad, el logaritmo será 0, y el pH de
la disolución coincidirá con el pKa del ácido. Así lo determinaremos
gráficamente.
Representando pH frente al Volumen del reactivo titulante obtendremos la
curva de valoración que presentará una forma sigmoidea, con un salto brusco
en las proximidades del Punto de equivalencia. Para apreciarlo visualmente
se añadirá un indicador de pH.
Ahora tendremos que aplicar la teoría a nuestro caso: La Glicina.
Todos los aminoácidos poseen un punto en el que se comportan como una sal
neutra. En ese punto la carga neta del aminoácido es nula ya que los dos
grupos disociables tienen su carga de signo contrario y compensada. Dicho
punto se llama Punto isoeléctrico.
La valoración potenciométrica de glicina protonada, NaOH dará lugar a una
curva (pH frente a volumen de valorante), características de un ácido
diprótido y a partir de ella se podrán calcular la concentración de glicina y
los valores de las constantes de equilibrio (Ka1 y Ka2):
En la gráfica se pueden observar los dos puntos de equivalencia con un
primer salto muy brusco y un segundo salto mucho menos brusco, hasta
alcanzar la forma gly- concluyendo así la valoración.

4. Para poder calcular las constantes tendremos que considerar los dos
equilibrios de disociación ácida de la glicina:
Ka1
NH3 -CH2-COOH <=======> NH3+-CH2-COO- + H+
+
Ka2
NH3 -CH2-COO <=======> NH2-CH2-COO- + H+
+ -
Y considerando que los coeficientes de actividad pueden considerarse la
unidad ya que trabajamos con disoluciones muy diluídas:
Ka1= [H+]·[glyH] / [glyH2+] = [H+]o2 / Co - [H+]o
Ka2= [H+]·[gly-] / [glyH]
Siendo [H+]o la concentración inicial de protones y Co la concentración inicial
de glicina.
-MATERIAL Y REACTIVOS-
 Bureta con soporte y pinza para sujetar el electrodo.
 2 Vasos de precipitados altos (250 mL).
 2 Matraces aforados (250 mL).
 Pipetas graduadas ( 1 de 1 mL y 1 de 10 mL).
 Pipetas aforadas ( 1 de 25 mL y 1 de 50 mL).
 Probeta 10 mL.
 Pipeta Pasteur y pesasustancias.
 Reactivo valorante: 250 mL NaOH 0,2M.
 Reactivos: 250 mL Glicina 0,04M.
 pH-metro o potenciómetro.

5. -DESARROLLO EXPERIMENTAL-
El desarrollo experimental es muy sencillo y solo hay que seguir unos
cuantos pasos importantes:
- Primeramente vaciaremos la bureta de 50 mL que estaba rellena con agua,
y la lavaremos con el valorante que vamos a utilizar eliminando así restos de
agua. Una vez realizado esto, rellenaremos la bureta con la disolución de
valorante enrasando hasta 0 mL.
- Después habrá que preparar la disolución de la glicina calculando cuanto
tendremos que pesar. Una vez pesada la cantidad de glicina que utilizaremos
diluiremos con agua y lo verteremos todo con cuidado para no perder nada
de la disolución en un matraz aforado de 250 mL y enrasaremos.
- En un vaso de precipitados descargaremos 100 mL de la disolución que
hemos preparado en dos pasos con la pipeta de 50 mL.
- Ahora introduciremos el electrodo combinado del potenciómetro, lavado y
seco, en la disolución problema con sumo cuidado y comenzaremos la
valoración con descargas de volúmenes de 2 en 2 mL de valorante de la
bureta, anotando el pH de la disolución que nos da el potenciómetro después
de homogeneizar la disolución por agitación durante 5 segundos.
- Finalmente al acabar la valoración se sacará el electrodo y se lavará con
agua, guardándolo en su protector. Después representaremos los datos
obtenidos en una gráfica y realizaremos todo el proceso 2 veces.
-CÁLCULOS-

6. 1.) Cálculo de la cantidad a pesar de glicina:
Conociendo los datos:
P.M. = 111,5 g/mol
Vol = 0,250 L ==========> 0,04 mol/L · 0,250 L · 111,5 g/mol = 1,12 g
M = 0,04 mol/L Glicina
2.) Determinación de la concentración de glicina:
Calcularemos la concentración de glicina mediante la ecuación que vimos en
el fundamento teórico:
Vvalorante en P.E. · Mvalorante = Vinicial problema (100mL). · Mproblema
En la gráfica que viene a continuación observaremos el volumen de NaOH
gastado en el primer punto de equivalencia de forma que:
20,5 mL · 0,2 M = 100 mL · Mproblema ====> Mproblema = 0,041 M
3.) Cálculo de las constantes de equilibrio:
Vamos a calcular las constantes de equilibrio observando en la gráfica el
valor de los pKa pero también se pueden calcular mediante las ecuaciones:
Ka1= [H+]·[glyH] / [glyH2+] = [H+]o2 / Co - [H+]o
Ka2= [H+]·[gly-] / [glyH] =====> Ka2= [H+] cuando [gly-] = [glyH]
En la gráfica 1:
 pKa1 = 2,6 -----------> Ka1 = 2,512·10-3
 pKa2 = 9,7 -----------> Ka2 = 1,995·10-10
En la gráfica 2:

7.  pKa1 = 2,8 -----------> Ka1 = 1,585·10-3
 pKa2 = 9,9 -----------> Ka2 = 1,259·10-10
Vval /
ml pH
0 2,03
4 2,18
8 2,36
10 2,49
12 2,63
13 2,71
14 2,78
15 2,87 Gráfica 1
16 2,96 Gráfica 2
17 3,12 Vval /
18 3,25 ml pH
19 3,47 0 2,08
20 3,85 2 2,15
22 7,3 6 2,34
24 8,83 10 2,54
26 9,17 14 2,88
30 9,58 18 3,55
34 9,87 20 4,43
36 10,34 21 7,7
40 10,62 22 8,6
42 10,99 23 8,87
44 11,34 24 9
46 11,55
25 9,14
48 11,68
26 9,3
50 11,78
30 9,69
32 9,82
34 10,03
36 10,22
38 10,48
40 10,72
44 11,47
46 11,65
48 11,74
50 11,84

8. Gráfica 1
14
12
10
8
pH
6
4
2
0
0 10 20 30 40 50 60
Vvalorante / mL
Gráfica 2

9. 14
12
10
8
pH
6
4
2
0
0 10 20 30 40 50 60
Vvalorante / mL