LA DISOCIACIÓN DE MOLÉCULAS DE AGUA GENERA

CONDICIONES ÁCIDAS Y BÁSICAS QUE AFECTAN A LOS

ORGANISMOS VIVOS

FUNCIÓN TAMPONADORAFUNCIÓN TAMPONADORA Ocasionalmente, un átomo de hidrógeno que participa en un

enlace de hidrógeno entre dos moléculas de agua cambia de una molécula a la otra.

Cuando esto sucede, el átomo de hidrógeno abandona su electrón y lo que en realidad se transfiere es un ión hidrógeno, un único protón con una carga de 1+. La molécula de agua que pierde un protón es ahora un ión hidróxido (OH-) que tiene una carga de 1-

El protón se une a otra molécula de agua y determina que esa molécula sea un ión hidronio (H3O+)

DISOCIACIÓN DEL AGUADISOCIACIÓN DEL AGUA Esta es una reacción reversible que alcanzará el estado de

equilibrio dinámico cuando el agua se disocie a la misma velocidad que comienza a formarse de nuevo a partir del H+ y OH-

En este punto de equilibrio, la concentración de las moléculas de agua excede enormemente las concentraciones de H+ y OH-

De hecho, en el agua pura se disocia solo una molécula de agua cada 554 millones. La concentración de cada ion en agua pura es de 10-7 M a 25 ºC, esto significa que hay solo una diez millonésima parte de un mol de iones hidrógeno por litro de agua pura y un número igual de iones hidróxido

FUNCIÓN TAMPONADORAFUNCIÓN TAMPONADORA Aunque la disociación del agua es reversible y

estadísticamente rara, es sumamente importante para la química de la vida, los iones hidrógeno e hidróxido son muy reactivos. Los cambios de su concentración pueden afectar de manera drástica a las proteínas y a otras moléculas complejas.

Las concentraciones de H+ y OH- son iguales en el agua pura, pero el agregado de ciertos tipos de solutos, llamados ácidos y bases, rompe este equilibrio.

Los biólogos utilizan algo denominado la escala de pH para describir lo ácida o básica que es una solución.

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA PRESIÓN OSMÓTICA 

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA PRESIÓN OSMÓTICA    La presión osmótica depende de los siguientes factores:   - Concentración molal (moles de soluto por kilogramo de disolvente); pues a mayor

concentración molal, mayor cantidad de partículas de soluto.  - Ionización. Las sustancias iónicas, a igual concentración, ejercerán una presión

osmótica mayor que las sustancias no polares; dado que al disociarse producen un mayor número de partículas.

 - Masa molecular. A igualdad de masa total, los compuestos de menor masa molecular ejercen una presión osmótica mayor que los de mayor masa molecular, pues tendrán un mayor número de partículas. Así, en 180 g de glucosa, Mm=180, (1mol) hay 6,023*1023 moléculas, mientras que en 180 g de sacarosa, Mm=342, (0,53 moles) sólo habrá 3,192*1023 moléculas.

 - Cantidad de solutos. La presión osmótica de una disolución con varios solutos es el resultado de las presiones osmóticas ejercidas por cada uno de ellos.

 - Temperatura. A mayor temperatura, mayor presión; por ser mayor la energía de las partículas.

EFECTOS DE CAMBIOS DE PH

ÁCIDOS Y BASESÁCIDOS Y BASES

ÁCIDOS Y BASES ¿Qué puede provocar que una solución acuosa tenga un desequilibrio de sus concentraciones de H+ y

OH-? Cuando las sustancias llamadas ácidos se disuelven en agua, donan H+ adicionales a la solución. Un ácido, de acuerdo con la definición utilizada a menudo por los biólogos, es una sus, es una sustancia

que incrementa la concentración de ion hidrógeno de una disolución. Por ejemplo, cuando se agrega ácido clorhídrico (HCl) al agua, los iones hidrógeno se disocian de los iones cloruro.

La fuente adicional de H+ ( la disociación del agua es la otra fuente) da lugar a una solución que tienen más H+ que OH-. Esa solución se conoce como solución ácida.

Una sustancia que reduce la concentración de iones hidrógeno de una solución se llama base. Algunas bases reducen la concentración de H+ directamente, al aceptar iones hidrógeno. El amoniaco (NH3) , actúa como base atrae a un ion hidrógeno de la solución lo que da como resultado

un ion amonio (NH4+) En cualquier caso, la base reduce la concentración de H+. Las soluciones con una concentración de

OH_ mayor que la de H+ se conocen como soluciones básicas. Se dice que una solución en la cual las concentraciones de H+ y OH- son iguales es neutra.

LE 3-8pH Scale

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14Oven cleaner

Household bleach

Household ammonia

Milk of magnesia

Seawater

Pure waterHuman blood

UrineRainwater

Black coffee

Tomato juice

Vinegar, beer, wine,cola

Digestive (stomach)juice, lemon juice

Battery acid

Neutral[H+] = [OH–]

Inc

rea

sin

gly

Ac

idic

[H+]

> [

OH

–]

Inc

rea

sin

gly

Ba

sic

[H+]

< [

OH

– ]

La escala de pHLa escala de pH En cualquier solución acuosa a 25ºC, el producto de las concentraciones de OH- y H+ es constante a 10 -14, en esta

ecuación, los corchetes indican la concentración molar de la sustancia. [H+][OH-] = 10-14

Una solución neutral a temperatura ambiente [H+] = 10-7 [OH-] = 10-7

Si se agrega suficiente ácido a una solución para incrementar la [H+] a 10 -5 M, entonce la [OH-] descenderá en una cantidad equivalente a 10-9.

Esta relación constante expresa el comportamiento de los ácidos y las bases en una solución acuosa. Un ácido no solo agrega iones hidrógeno a una solución, sino que también elimina iones hidróxido debido a la tendencia del H+ de combinarse con OH- para formar agua. Una base tienen el efecto opuesto, el de incrementar la concentración de OH-, pero también de reducir la concentración de H+ mediante la formación de agua.

Si se agrega suficiente cantidad de una base para elevar la concentración de OH- a 10 -14, provocará que la concentración de H+ caiga a 10-10.

Debido a que las concentraciones de ion hidrógeno e hidróxido de las soluciones pueden variar en un factor de 100 billones o más los científicos desarrollaron una forma de expresar esta variación de forma más conveniente que en moles por litro. La escala de pH comprende el intervalo de las concentraciones de H+ y OH- empleando logarítmos.

El pH de una solución se define como logaritmo negativo (base 109 de la concentración de iones hidrógeno. El pH de una solución acuosa neutra es 7, el punto medio de la escala. Un valor de pH menor de 7 denota una solución

ácida, cuanto menor sea el número, más ácida será la solución. La mayoría de los líquidos biológicos están dentro del intervalo de pH 6-8. Sin embargo, hay algunas excepciones, entre ellas, el jugo digestivo fuertemente ácido del estómago humano, que tienen

un pH de alrededor de 2.

En cualquier solución acuosa a 25ºC, el producto de las concentraciones de OH- y H+ es constante a 10 -14, en esta ecuación, los corchetes indican la concentración molar de la sustancia.

[H+][OH-] = 10-14

Una solución neutral a temperatura ambiente [H+] = 10-7 [OH-] = 10-7

Si se agrega suficiente ácido a una solución para incrementar la [H+] a 10 -5 M, entonce la [OH-] descenderá en una cantidad equivalente a 10-9.

Esta relación constante expresa el comportamiento de los ácidos y las bases en una solución acuosa. Un ácido no solo agrega iones hidrógeno a una solución, sino que también elimina iones hidróxido debido a la tendencia del H+ de combinarse con OH- para formar agua. Una base tienen el efecto opuesto, el de incrementar la concentración de OH-, pero también de reducir la concentración de H+ mediante la formación de agua.

Si se agrega suficiente cantidad de una base para elevar la concentración de OH- a 10 -14, provocará que la concentración de H+ caiga a 10-10.

Debido a que las concentraciones de ion hidrógeno e hidróxido de las soluciones pueden variar en un factor de 100 billones o más los científicos desarrollaron una forma de expresar esta variación de forma más conveniente que en moles por litro. La escala de pH comprende el intervalo de las concentraciones de H+ y OH- empleando logarítmos.

El pH de una solución se define como logaritmo negativo (base 109 de la concentración de iones hidrógeno. El pH de una solución acuosa neutra es 7, el punto medio de la escala. Un valor de pH menor de 7 denota una solución

ácida, cuanto menor sea el número, más ácida será la solución. La mayoría de los líquidos biológicos están dentro del intervalo de pH 6-8. Sin embargo, hay algunas excepciones, entre ellas, el jugo digestivo fuertemente ácido del estómago humano, que tienen

un pH de alrededor de 2.

BUFFERSBUFFERS El pH interno de la mayoría de las células vivas es cercano a 7. Incluso un pequeño cambio de pH

puede ser dañino porque los procesos químicos de la célula son muy sensibles a las concentraciones de iones hidrógeno e hidóxido.

La presencia de buffers en los líquidos biológicos permite un pH relativamente constante pese a la adición de ácidos o bases.

Los buffers o soluciones amortiguadoras son sustancias que minimizan los cambios de las concentraciones de H+ y OH- en una solución.

Por ejemplo, los buffers normalmente mantienen el pH de la sangre humana muy cercano a 7,4 un pH ligeramente básico.

Una persona no puede sobrevivir durante más de unos minutos si el pH de la sangre disminuye a 7 (neutro) o se eleva a 7,8. En circunstancias normales, la capacidad amortiguadora de la sangre evita esos cambios bruscos de pH.

Un buffer actúa aceptando iones hidrógeno de la solución cuando están en exceso y dondando ione shidrógeno a la solución cuando se han agotado.

La mayoría de las soluciones buffer contienen un ácido débil y su correspondiente base, que se combina de forma reversible con los iones hidrógeno.

Varios buffers contribuyen a la estabilidad del pH en la sangre human y en muchas otras soluciones biológicas. Una de éstas es el ácido carbónico que se disocia para producir ión bicarbonato e ión hidrógeno.

El pH interno de la mayoría de las células vivas es cercano a 7. Incluso un pequeño cambio de pH puede ser dañino porque los procesos químicos de la célula son muy sensibles a las concentraciones de iones hidrógeno e hidóxido.

La presencia de buffers en los líquidos biológicos permite un pH relativamente constante pese a la adición de ácidos o bases.

Los buffers o soluciones amortiguadoras son sustancias que minimizan los cambios de las concentraciones de H+ y OH- en una solución.

Por ejemplo, los buffers normalmente mantienen el pH de la sangre humana muy cercano a 7,4 un pH ligeramente básico.

Una persona no puede sobrevivir durante más de unos minutos si el pH de la sangre disminuye a 7 (neutro) o se eleva a 7,8. En circunstancias normales, la capacidad amortiguadora de la sangre evita esos cambios bruscos de pH.

Un buffer actúa aceptando iones hidrógeno de la solución cuando están en exceso y dondando ione shidrógeno a la solución cuando se han agotado.

La mayoría de las soluciones buffer contienen un ácido débil y su correspondiente base, que se combina de forma reversible con los iones hidrógeno.

Varios buffers contribuyen a la estabilidad del pH en la sangre human y en muchas otras soluciones biológicas. Una de éstas es el ácido carbónico que se disocia para producir ión bicarbonato e ión hidrógeno.

LLUVIA ÁCIDALLUVIA ÁCIDA10-14

LE 3-9

0123456789

1011121314

Morebasic

Normalrain

Moreacidic

Acidrain