UNIDAD II: Agua. pH. Soluciones Amortiguadoras. · se disponen alrededor de los grupos polares del soluto, llegando a desdoblar ... Agua en los alimentos: ... La escala de pH permite

UNIDAD II:

Agua. pH. Soluciones Amortiguadoras.

Prof. Alfonso R. Bravo Henríquez. 2010.

OBJETIVOS:

UNIDAD II:

Agua. pH. Soluciones Amortiguadoras

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.

6. Conocer las soluciones amortiguadoras (buffer) y su importancia.

UNIDAD II:


Resumen:


UNIDAD II:


Aspectos Generales:


UNIDAD II:


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

Contenido acuoso de diferentes organismos:


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.

Distribución corporal:

UNIDAD II:



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.

UNIDAD II:


¿Cuál es la estructura del agua?


Estructura del agua:

UNIDAD II:



http://witcombe.sbc.edu/water/images/chemistrydipolescicx.jpg

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.

UNIDAD II:


Estructura del agua:


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.

UNIDAD II:


Puentes de hidrógeno:



UNIDAD II:




UNIDAD II:


Puentes de hidrógeno

cooperativos


UNIDAD II:



UNIDAD II:


Estados del agua:

Congelación Evaporación


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

UNIDAD II:


Propiedades del agua:


UNIDAD II:



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.




En el caso de las moléculas anfipáticas la interacción ocurre con la

región polar o hidrofílicas.

Grupo hidrofílico Grupo hidrofóbico


UNIDAD II:




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.

Explica la: Tensión superficial.

UNIDAD II:




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.

¿Por qué el agua moja?

UNIDAD II:




UNIDAD II:


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.

UNIDAD II:




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

UNIDAD II:



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.


UNIDAD II:



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

ambientes muy fríos.


http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/25/H2O.jpg

7. Elevada constante dieléctrica:

La constante dieléctrica es la propiedad

que permite que una sustancia

mantenga separados a los electrolitos.

UNIDAD II:



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:

UNIDAD II:



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.

UNIDAD II:



H+


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:

UNIDAD II:




Y así el producto iónico

del agua (KW) a 25ºC es:

La expresión de la

constante de equilibrio

para esta reacción se

expresa como:

H2O H+ + OH-

2 H2O H3O+ + OH-

[H2O]

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).

UNIDAD II:


Ósmosis:


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.

UNIDAD II:


Propiedades organolépticas del agua:


UNIDAD II:


Agua en los alimentos:


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.

UNIDAD II:


Funciones del agua:


UNIDAD II:


Funciones del agua en los alimentos:



UNIDAD II:


¿ 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.


UNIDAD II:


¿ 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.

pH = - log10 [H+]


UNIDAD II:


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.

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/6e/EscalapH.png


UNIDAD II:


Escala de pH:

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

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/6e/EscalapH.png


UNIDAD II:


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.


UNIDAD II:


Escala del pH:

[H+] = 1x 10-2 M

[OH-] = 1x 10-12 M

pH = 2

ácido neutro básico

[H+] > [OH-] [H+] = [OH-] [H+] < [OH-]

Ejemplos:

[H+] = 1x 10-7 M

[OH-] = 1x 10-7 M

pH = 7

[H+] = 1x 10-12 M

[OH-] = 1x 10-2 M

pH = 12

También se pueden utilizar las siguientes fórmulas:

pOH = - log10 [OH-] pH + pOH = 14


UNIDAD II:


¿ 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


UNIDAD II:


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

conjugado.


UNIDAD II:


Ácidos y Bases:

ÁCIDO:

HCl + H2O Cl- + H3O+

Ácido

Clorhídrico

(Ácido)

Ión cloruro

(Base

Conjugada)

Agua

(Base)

Hidrogenión

(Ácido

Conjugado)


UNIDAD II:


Ácidos y Bases:

BASE:

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Amoniaco

(Base)

Ión amonio

(Ácido

Conjugado)

Agua

(Ácido)

Hidroxilo

(Base

Conjugada)

H

H

H N


UNIDAD II:


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 Base


UNIDAD II:


Ácido Fuerte:

Es un ácido que al disolverse en agua se

disocia o ioniza completamente.

HCl + H2O Cl- + H3O+

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.

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

25% Ácido acético: CH3COOH

Ácido carbónico: H2CO3

Ácido fosfórico: H3PO4 Ácido acético Ión acetato

La fuerza de los ácidos NO depende de su

concentración, sino de su naturaleza.

Ej.:

Ej.:


UNIDAD II:


Base Fuerte:

Es una base que cuando se disuelve en

agua se disocia completamente.

NaOH + H2O Na+ + OH- 100%

Hidróxido de sodio: NaOH

Hidróxido de potasio: KOH

Base Débil:

Es una base que al disolverse en agua se

disocia o ioniza parcialmente.

NH3 + H2O NH4+ + OH-

25% Amoníaco: NH3

Metilamina: NH2CH3

La fuerza de las bases NO depende de su

concentración, sino de su naturaleza.

Ej.:

Ej.:


UNIDAD II:


Constantes de disociación de ácidos y bases:

La constante de ionización o de disociación de un ácido (Ka) ó una

base (Kb) se emplea como una medida cuantitativa de la fuerza del

ácido ó la base en la solución acuosa.

Ka = 1,8 x 10-5

Kb = 1,8 x 10-5

-


UNIDAD II:




UNIDAD II:




UNIDAD II:


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 Ka

2

[OH-] = [base] x Kb

2


UNIDAD II:


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)


UNIDAD II:



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 H2O

H3O+

OH-

HCl H2O

H2O

H2O H3O+

H3O+

H3O+

H2O H2O H3O+ H3O

+

H3O+

pH= 7 pH= 2 Agua pura

Ácido

Cl-

Cl- Cl-

UNIDAD II:



HCl

pH= 4,5 pH= 4,2


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

H+

UNIDAD II:



NaOH

pH= 4,5 pH= 4,8


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- CH3COO-

CH3COOH CH3COO-

CH3COOH CH3COO-

Reaccionará el componente

ácido del buffer (el ácido acético)

H2O H2O H2O H2O

OH-

CH3COO- + H2O

CH3COO- + H2O


UNIDAD II:



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

La HEMOGLOBINA también tiene la capacidad de actuar como buffer.


UNIDAD II:



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:

pH sangre: 7,4 (rango: 7,35 – 7,45)

Transporte de CO2 y el efecto Bohr

Tejido

Intercambio de cloruro Cl-

Anhidrasa carbónica

UNIDAD II:


Efecto Bohr:


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