UNIDAD II: Agua. ph. Soluciones Amortiguadoras.

OBJETIVOS:

1. Conocer la estructura del agua.

2. Conocer las funciones del agua.

3. Describir las propiedades del agua.

4. Definir el pH y estudiar su importancia.

5. Resolver e interpretar ejercicios de pH.

Organismo % agua Tejido % agua Algas Caracol Crustáceos Espárragos Espinacas Estrella mar Persona adulta Hongos Lechuga Lombriz Maíz Medusa Pino Semilla Tabaco Trebol 98 80 77 93 93 76 62 80 95 83 86 95 47 10 92 90 Líq. cefalorraquídeo Sangre (plasma) Sangre (Gl. rojos) Tej. nervioso (s.gris) Tej. nervioso (Médula) Tej. nervioso (s.blanca) Músculo

Piel Hígado

Tej. conjuntivo Hueso (sin medula) Tej. adiposo Dentina 99 91-93 60-65 85 75 70 75-80 72 70-75 60 20-25 10-20 3

Este contenido se mantiene constante por el equilibrio entre

ingresos y pérdidas. Los ingresos diarios en un hombre con dieta mixta, actividad física moderada y que habite en clima templado son de 2,5 litros.

Recomendación:

8 vasos de 250 ml al día = 2000 ml = 2 L.

El agua es un compuesto que está constituido por dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno. Los enlaces hidrógeno – oxígeno son covalentes, dado que comparten un par electrónico.

La molécula de agua aunque tiene una carga total neutra (igual número de protones que de electrones ), presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula POLAR.

Alrededor del oxígeno se concentra una densidad de carga negativa, mientras que los núcleos de hidrógeno quedan desnudos, desprovistos parcialmente de sus electrones y manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva.

Se establecen interacciones dipolo-dipolo entre las propias moléculas de agua, formándose enlaces o puentes de hidrógeno, la carga parcial negativa del oxígeno de una molécula ejerce atracción electrostática sobre las cargas parciales positivas de los átomos de hidrógeno de otras moléculas adyacentes.

Puentes de hidrógeno:

Puentes de hidrógeno

Estados del agua:

1. Acción disolvente:

El agua es el líquido que más sustancias disuelve, por eso decimos que es el disolvente universal. Esta propiedad, tal vez la más importante para la vida, se debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno con otras sustancias, que pueden ser:

• Polares

• Iónicas

• Anfipáticas

1. Acción disolvente:

En el caso de las disoluciones iónicas los iones de las sales son atraídos por los dipolos del agua, quedando "atrapados" y recubiertos de moléculas de agua en forma de iones hidratados o solvatados.

1. Acción disolvente:

En el caso de las moléculas anfipáticas la interacción ocurre con la región polar o hidrofílicas.

Grupo hidrofílico Grupo hidrofóbico

Propiedades del agua:

2. Elevada fuerza de cohesión:

Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de agua fuertemente unidas, formando una estructura compacta que la convierte en un líquido casi incompresible.

Al no poder comprimirse el agua puede funcionar en algunos animales como un esqueleto hidrostático.

Propiedades del agua:

3. Elevada fuerza de adhesión:

Esta fuerza está también en relación con los puentes de hidrógeno que se establecen entre las moléculas de agua y otras moléculas polares y es responsable, junto con la cohesión del llamado fenómeno de la capilaridad.

Propiedades del agua:

4. Gran calor específico:

El agua puede absorber grandes cantidades de "calor" que utiliza para romper los puentes de hidrógeno, por lo que la temperatura se eleva muy lentamente.

Esto permite que el citoplasma acuoso sirva de protección ante los cambios de temperatura, así se mantiene la temperatura constante. También permite regular la temperatura en ambientes costeros.

5. Elevado calor de vaporización:

Para evaporar el agua, primero hay que romper los puentes y posteriormente dotar a las moléculas de la suficiente energía cinética para pasar de la fase líquida a la gaseosa. Para evaporar 1 gramo de agua se precisan 540 calorías, a una temperatura de 20ºC.

Esta propiedad del agua protege frente a la deshidratación y proporciona un mecanismo para refrigerarnos mediante el sudor.

6. Menor densidad a 0ºC y mayor densidad a 4ºC:

Propiedades del agua:

El agua alcanza su mayor densidad a los 4ºC y si la temperatura disminuye aun más, la densidad se hace menor (porque se produce una expansión).

Esto sucede porque la red cristalina formada separa más las moléculas de agua entre sí, sin que se pierdan los puente de hidrógeno. Todo esto hace que el hielo tenga una densidad 10% menor que la del agua, razón por la cual flota.

Propiedades del agua:

6. Menor densidad a 0ºC y mayor densidad a 4ºC:

Al congelarse el agua desde la superficie hacia el fondo se preserva la vida en los

7. Elevada constante dieléctrica:

La constante dieléctrica es la propiedad que permite que una sustancia mantenga separados a los electrolitos.

Propiedades del agua:

Las moléculas de agua, al ser polares, se disponen alrededor de los grupos polares del soluto, llegando a desdoblar los compuestos iónicos en aniones y cationes, que quedan así rodeados por moléculas de agua (solvatación iónica).

7. Elevada constante dieléctrica:

Propiedades del agua:

El agua tiene una de las constantes dieléctricas

más elevadas. La consecuencia de lo anterior, es que moléculas o partículas cargadas eléctricamente son fácilmente disociadas en presencia de agua.

Esto quiere decir que el agua es muy buena conductora de electricidad porque las corrientes eléctricas se expanden con gran facilidad.

8. Baja capacidad de ionización:

El agua pura tiene la capacidad de disociarse en iones, por lo que en realidad se puede considerar una mezcla de :

• agua molecular (H₂O )

• protones hidratados (H₃O+_{) e}

• iones hidroxilo (OH-₎

De cada 107 _{de moléculas de agua, sólo 1 se encuentra ionizada.}

Propiedades del agua:

8. Baja capacidad de ionización:

La disociación es muy débil en el agua pura. La autoionización del agua se puede representar mediante las siguientes reacciones:

Propiedades del agua:

Y así el producto iónico del agua (K_W) a 25ºC es: La expresión de la

constante de equilibrio para esta reacción se expresa como:

H₂O H+ _{+ OH}-

2 H₂O H₃O+ _{+ OH}-

Es un tipo de difusión pasiva caracterizada por el paso del agua

(disolvente) a través de la membrana semipermeable desde la solución más diluida (hipotónica) a la más concentrada (hipertónica), esto continuará hasta que las dos soluciones tengan la misma concentración (isotónicas o isoosmóticas).

El agua pura es incolora, inodora e insípida. No obstante, en el medio natural el agua dista mucho de ser pura y presenta unas propiedades específicas que afectan a los sentidos.

Estas propiedades se denominan propiedades organolépticas y afectan al gusto, al olor, al aspecto y al tacto, distinguiéndose: temperatura, sabor, olor, color y turbidez.

Las funciones del agua se relacionan íntimamente con las propiedades

anteriormente descritas. Se podrían resumir en los siguientes puntos:

• Soporte o medio donde ocurren las reacciones metabólicas. • Amortiguador térmico.

• Transporte de sustancias.

• Lubricante, amortiguadora del roce entre órganos. • Favorece la circulación y turgencia.

• Da flexibilidad y elasticidad a los tejido.

• Puede intervenir como reactivo en reacciones del metabolismo, aportando hidrogeniones o hidroxilos al medio.

¿ Qué es el pH?

Los valores de [H+_{] para la mayoría de}

las soluciones son demasiado pequeños y difíciles de comparar, de ahí que Sören Sörensen en 1909 ideó una forma más adecuada de compararlas.

El pH que no es más que la forma logarítmica de expresar las concentraciones de Hidrogeniones.

pH: término (del francés pouvoir hydrogène, 'poder del hidrógeno') el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.

¿ Qué es el pH?

La letra p denota “logaritmo negativo de”.

El pH es el grado de acidez o de basicidad de una sustancia, es decir la concentración de iones de H+ _en

una solución acuosa.

Escala de pH:

La escala de pH permite conocer el grado de acidez o de basicidad de una sustancia.

La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14.

Escala de pH:

6,6-6,9 2,9-3,3 3,0-3,5

Escala del pH:

ácido neutro básico

[H+_{] > [OH}-_{] [H}+_{] = [OH}-_{] [H}+_{] < [OH}-_]

El número 7 corresponde a las soluciones NEUTRAS. El sector izquierdo de la recta numérica indica ACIDEZ, hacia la derecha del 7 las soluciones son BÁSICAS o alcalinas.

Escala del pH:

[H

_{] = 1x 10}

_M

[OH

_{] = 1x 10}

_M

pH = 2

ácido neutro básico

[H+_{] > [OH}-_{] [H}+_{] = [OH}-_{] [H}+_{] < [OH}-_]

Ejemplos:

[H

_{] = 1x 10}

_M

[OH

_{] = 1x 10}

_M

pH = 7

[H

_{] = 1x 10}

_M

[OH

_{] = 1x 10}

_M

pH = 12

También se pueden utilizar las siguientes fórmulas:

¿ Cómo se mide el pH ?

En los laboratorios se emplean numerosos dispositivos de alta tecnología (pHmetros) para medir el pH. Una manera muy fácil en la que se puedes medir el pH es usando una tira de papel tornasol.

pHmetro portátil Papel tornasol

Ácidos y Bases:

Según la Teoría de Brösnted y Lowry:

ÁCIDO: Es una sustancia capaz de ceder protones (H+_{) y genera una base}

conjugada.

BASE: Es una sustancia capaz de aceptar protones (H+_{) y genera un ácido}

Ácidos y Bases:

ÁCIDO:

HCl + H

O Cl

_{+ H}

O

Ácidos y Bases:

BASE:

NH

+ H

O NH

_{+ OH}

H

H

H

N

Ácidos y Bases:

En estas reacciones el agua puede actuar como ÁCIDO o como BASE, dependiendo con qué sustancia reaccione.

Por lo tanto, el agua es una molécula

ANFÓTERA

Ácido Fuerte:

Es un ácido que al disolverse en agua se disocia o ioniza completamente.

HCl + H

O Cl

_{+ H}

3

O

100%

Ácido clorhídrico: HCl Ácido nítrico: HNO₃ Ácido Sulfúrico: H₂SO₄

Ácido Débil:

Es un ácido que cuando es disuelto en agua se disocia o ioniza parcialmente.

CH

COOH + H

O CH

COO

_{+ H}

3

O

25%

Ácido acético: CH₃COOH Ácido carbónico: H₂CO₃ Ácido fosfórico: H₃PO₄

La fuerza de los ácidos NO depende de su concentración, sino de su naturaleza.

Ej.:

Base Fuerte:

Es una base que cuando se disuelve en agua se disocia completamente.

NaOH + H

O Na

_{+ OH}

Hidróxido de sodio: NaOH Hidróxido de potasio: KOH

Base Débil:

Es una base que al disolverse en agua se disocia o ioniza parcialmente.

NH

+ H

O NH

_{+ OH}

2CH3

La fuerza de las bases NO depende de su concentración, sino de su naturaleza.

Ej.:

Constantes de disociación de ácidos y bases:

La constante de ionización o de disociación de un ácido (K_a) ó una base (K_b) se emplea como una medida cuantitativa de la fuerza del ácido ó la base en la solución acuosa.

K

= 1,8 x 10

K

= 1,8 x 10

Problemas de ÁCIDOS y BASES:

Para la resolución de los ejercicios con ácidos y bases se utilizarán además las siguientes formulas:

Para ácidos débiles:

Para bases débiles:

[H

] =



[ácido] x K

Soluciones Amortiguadoras o Buffer:

Los amortiguadores son sistemas acuosos que tienden a resistir los cambios en el pH cuando se les agregan pequeñas cantidades de ácido (H+_{) o base (OH}-_).

Un sistema amortiguador consiste de un ácido débil (dador de protones) y su base conjugada (aceptor de protones).

Par buffer (Ácido) Par buffer (Básico) CH₃COOH / CH₃COO- H₂CO₃ / HCO₃- NH₃ / NH₄+ (en laboratorio) (buffer fisiológico)

Soluciones Amortiguadoras o Buffer:

El agua NO es un Buffer. La concentración de iones hidronio (H₃O+_{) y}

de los iones hidroxilo (OH-_{) es muy baja en el agua pura. Dado los}

bajos niveles de H₃O+ _{y de OH}-_{, si al agua se le añade un ácido o una}

base, aunque sea en poca cantidad, estos niveles varían bruscamente.

H₂O H₂O H₂O H2O H2O _H 2O H₃O+ OH-

HCl

HCl

pH= 4,5 pH= 4,2

Soluciones Amortiguadoras o Buffer:

En el caso de un Buffer Ácido, como el par ÁCIDO ACÉTICO / ACETATO, al añadir un ácido (H+_{) ocurre lo siguiente:}

Buffer HAc / Ac- CH3COOH CH3COO -Ácido CH3COOH CH3COO -CH3COOH CH3COO -CH3COOH CH3COO -CH3COOH CH3COO- + H+ CH3COOH CH₃COOH CH₃COO -CH3COOH CH3COO- + H+ CH3COOH CH3COO -CH3COOH Reaccionará el componente básico del buffer (el ión acetato)

H2O

H2O

H2O

H2O

NaOH

pH= 4,5 pH= 4,8

Soluciones Amortiguadoras o Buffer:

En el caso de un Buffer Ácido, como el par ÁCIDO ACÉTICO / ACETATO, al añadir una base (OH-_{) ocurre lo siguiente:}

Buffer HAc / Ac- CH₃COOH CH₃COO -Base CH3COOH CH3COO -CH3COOH CH3COO -CH3COOH CH3COO -CH3COOH + OH- CH3COO -CH₃COOH + OH- _CH 3COO -CH3COOH CH3COO -CH3COOH CH3COO -Reaccionará el componente ácido del buffer (el ácido acético)

H2O H2O H2O

H2O

OH

-CH3COO- + H2O

Soluciones Amortiguadoras o Buffer:

En nuestro organismo trabajan diferentes buffer. Uno de los más importantes es el par ÁCIDO CARBÓNICO / BICARBONATO, que mantiene el pH de la sangre en el rango de 7,35 – 7,45.

Anhidrasa carbónica

Ácido carbónico

Bicarbonato

Soluciones Amortiguadoras o Buffer:

El pH de una solución amortiguadora se puede conocer mediante la Ecuación de HENDERSON-HASSELBALCH.

En el caso del buffer fisiológico bicarbonato/ácido carbónico, se cumple lo siguiente:

Transporte de CO₂ y el efecto Bohr Tejido Intercambio de cloruro Cl- Anhidrasa carbónica

Efecto Bohr: