TALLER DE AGUA Y ELECTROLITOS.

DOCENTE: MANUEL BENJAMIN ANGARITA VEGA -M.Sc-BIOQUIMICA

1. Definición de agua.Es una biomolécula inorgánica. Se trata de la biomolécula más abundante en los seres vivos. Propiedades físicas y químicasEl agua tiene propiedades especiales, derivadas de su singular estructura. Estas propiedades son:ELEVADO CALOR ESPECÍFICO: para aumentar la temperatura del agua un grado centígrado es necesario comunicarle mucha energía para poder romper los puentes de Hidrógeno que se generan entre las moléculas.ELEVADO CALOR DE VAPORIZACIÓN: el agua absorbe mucha energía cuando pasa de estado líquido a gaseoso.ELEVADA TENSIÓN SUPERFICIAL: las moléculas de agua están muy cohesionadas por acción de los puentes de Hidrógeno. Esto produce una película de agua en la zona de contacto del agua con el aire. Como las moléculas de agua están tan juntas el agua es incompresible.CAPILARIDAD: el agua tiene capacidad de ascender por las paredes de un capilar debido a la elevada cohesión o adhesión molecular.ALTA CONSTANTE DIELÉCTRICA: la mayor parte de las moléculas de agua forman un dipolo, con un diferencial de carga negativo y un diferencial de carga positivo. BAJO GRADO DE IONIZACIÓN: la mayor parte de las moléculas de agua no están disociadas. Sólo un reducido número de moléculas sufre disociación, generando iones positivos (H+) e iones negativos (OH ). En el agua pura, a 25ºC, sólo una molécula de ‐cada 10.000.000 está disociada, por lo que la concentración de H+ es de 10 7. Por ‐esto, el pH del agua pura es igual a 7.LA DENSIDAD DEL AGUA: en estado líquido, el agua es más densa que en estado sólido. Por ello, el hielo flota en el agua. Esto es debido a que los puentes de Hidrógeno formados a temperaturas bajo cero unen a las moléculas de agua ocupando mayor volumen.

2. Tipos de agua.

Agua Potable. Agua que puede ser consumida por personas y animales sin riesgo de contraer enfermedades.

Agua salada. Agua en la que la concentración de sales es relativamente alta (más de 10 000 mg/l).

Agua salobre. Agua que contiene sal en una proporción significativamente menor que el agua marina. La concentración del total de sales disueltas está generalmente comprendida entre 1000 - 10 000 mg/l. Este tipo de agua no está contenida entre las categorías de agua salada y agua dulce.

Agua dulce. Agua natural con una baja concentración de sales, o generalmente considerada adecuada, previo tratamiento, para producir agua potable.

Agua dura. Agua que contiene un gran número de iones positivos. La dureza está determinada por el número de átomos de calcio y magnesio presentes. El jabón generalmente se disuelve malamente en las aguas duras.

Agua blanda. Agua sin dureza significativa.

Aguas negras. Agua de abastecimiento de una comunidad después de haber sido contaminada por diversos usos. Puede ser una combinación de residuos, líquidos o en suspensión, de tipo doméstico, municipal e industrial, junto con las aguas subterráneas, superficiales y de lluvia que puedan estar presentes.

Aguas grises. Aguas domésticas residuales compuestas por agua de lavar procedente de la cocina, cuarto de baño, aguas de los fregaderos, y lavaderos.

Aguas residuales. Fluidos residuales en un sistema de alcantarillado. El gasto o agua usada por una casa, una comunidad, una granja, o industria que contiene materia orgánica disuelta o suspendida.

Aguas residuales municipales. Residuos líquidos, originados por una comunidad, formados posiblemente aguas residuales domésticas o descargas industriales.

Agua bruta. Agua que no ha recibido tratamiento de ningún tipo, o agua que entra en una planta para su ulterior tratamiento.

Aguas muertas. Aguas en estado de escasa o nula circulación, generalmente con déficit de oxígeno.

Agua alcalina. Agua cuyo pH es superior a 7.

Ciclo del Agua.

3. Definir: Química Ciencia que estudia la composición y las propiedades de la materia y de las transformaciones que esta experimenta sin que se alteren los elementos que la forman. Materia Componente principal de los cuerpos, susceptible de toda clase de formas y de sufrir cambios, que se caracteriza por un conjunto de propiedades físicas o químicas, perceptibles a través de los sentidos Sustancia.  equivalente a la clase de materia de la que están formados los cuerpos. Tipos Las sustancias se pueden clasificar en sustancias puras y mezclas

Se nombra sustancia pura a aquella que no se puede descomponer en otras mediante procedimientos físicos, son ya sea elementos o compuestos3 (como calentamiento o exposición a un campo magnético y otros). Es posible que la sustancia pura se descomponga mediante reacciones químicas; si se descompone en más de un elemento químico, se dice que la sustancia es pura compuesta; en caso contrario, se dice que es una sustancia pura simple.

Se llama mezcla al resultado de la combinación de varias sustancias puras, ya sean homogéneas o heterogéneas y es posible la separación de estas mediante procedimientos físicos (destilación, evaporación, suspensión y filtración) y mecánicos (decantación e imantación).

Se dice mezcla homogénea a aquella en la que las propiedades intensivas son las mismas en toda la mezcla; es de apariencia uniforme y tiene las mismas propiedades en su conjunto (por ejemplo, sal disuelta en agua).

Existe un método, que se apoya en el efecto Tyndall, que permite determinar con facilidad si se trata de una mezcla homogénea. Para que una mezcla se pueda considerar homogénea no se deben poder observar partículas en suspensión al iluminar la mezcla mientras se observa en dirección perpendicular a la del haz de luz.

Se dice mezcla heterogénea a aquella en la que las partes mantienen propiedades intensivas diferentes (por ejemplo, arena mezclada con serrín). Elemento suele ser definido como la sustancia que no puede serdescompuesta en otra más simple mediante una reacción química. El términohace referencia, por otra parte, a la clase de átomos que presenta el mismonúmero de protones en su núcleo. Átomo. Porción material menor de un elemento químico que interviene en las reacciones químicas y posee las propiedades características de dicho elemento. Composición del átomo. La porción central del átomo se denomina científicamente el núcleo del átomo. Allí encontramos partículas más pequeñas que se denominan protones y neutrones. Los primeros poseen carga positiva y los segundos no poseen carga.

Rodeando el núcleo esta la “nube electrónica” (esto compondría nuestra clara) allí se mueven los electrones que poseen carga negativa. Estos electrones no se mueven en orbitas especificas, sino que oscilan en diferentes movimientos ubicándose en zonas. Los electrones que se ubican más cerca del núcleo poseen menos carga que los que están más alejados del núcleo. La cantidad de electrones y de protones que forman al átomo son las mismas por eso se dice que los átomos son eléctricamente neutrales. Tabla periódica Tabla en la que están ordenados los elementos químicos por su número atómico y según sus propiedades Compuesto. es una sustancia formada por la combinación de dos o más elementos diferentes de la tabla periódica.1 Los compuestos son representados por una fórmula química Molécula. La molécula es la partícula más pequeña que presenta todas laspropiedades físicas y químicas de una sustancia, y se encuentraformada por dos o más átomos. Los átomos que forman las moléculaspueden ser iguales (como ocurre con la molécula de oxígeno, que cuenta condos átomos de oxígeno) o distintos (la molécula de agua, por ejemplo, tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno). Enlaces químicos. En general, el enlace químico fuerte está asociado en la transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos (que forman la mayor parte del ambiente físico que nos rodea) está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia. Tipos. Enlace Ionico: Los enlaces iónicos son los que se dan cuando se combinan un elemento metálico y uno no metálico. El elemento no metálico le falta un electrón para completar su órbita, por lo que se convierte en receptor, con carga negativa y se le llama anión. Los elementos metálicos tienen un electrón en su última orbita, que es con el que se acoplan a otros átomos. Este electrón externo le da al átomo metálico una carga positiva, y le se llama catión. En este caso los átomos se atraen por fuerzas electrostáticas por las que el anión (el elemento no metálico) atrae al catión (elemento metálico). Es decir, que un átomo cede y otro absorbe un electrón. Estos compuestos son sólidos químicamente estables. Cuando se disuelven en líquido, se rompe el enlace, y permanecen en el líquido con sus cargas eléctricas. Esto permite que la solución sea conductora de la electricidad. A esta solución se le llama electrolito.

Enlace covalente:Los enlaces covalentes son los enlaces con los que se unen dos átomos, y ambos comparten o intercambian electrones. Estas uniones son más estables. Hay varios tipos de enlaces covalentes.

Polar: Estos enlaces son los que existen cuando dos elementos no metálicos diferentes se unen mediante el enlace covalente, en el cual, por ser diferentes las moléculas, pues cada una de ellas tiene una carga positiva o negativa (como en los enlaces iónicos), pero que en este caso se une con enlaces covalentes. Estos enlaces covalentes son asimétricos, es decir, un átomo puede tener dos electrones para ceder

(como el oxígeno) y dos espacios para absorber electrones, mientras que el hidrógeno tiene un electrón para ceder y un espacio para completar. Por las características de cada elemento, el oxígeno requiere dos electrones para completar su órbita, mientras que el hidrógeno solo requiere uno. Por ello se combinan en proporción de una molécula de oxígeno por dos de hidrógeno.

No polar: Es el enlace con el que se unen dos átomos de un mismo elemento no metálico, para formar una molécula. Como ambos átomos tienen la misma carga, no hay uno que predomine en la atracción sino que ambos están equilibrados en su carga energética y sus enlaces son simétricos, es decir, que ambos átomos comparten y reciben el mismo número de electrones.

Enlaces Metalicos: Los enlaces metálicos son los enlaces electrónicos con los que se mantienen unidos los metales, los cuales toman una forma cristalina en la que los electrones forman una nube que mantiene unido el conjunto. Esta disposición es la que permite que cuando se hace circular una corriente eléctrica (flujo de electrones) o el calor, éstos se desplacen los electrones de los átomos circundantes, transmitiendo el flujo eléctrico o calórico.

Electronegatividad. de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos

Estructura de Lewis. Las estructuras de Lewis son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante para predecir estabilidades relativas.

Electrolitos. Son minerales presentes en la sangre y otros líquidos corporales que llevan una carga eléctrica.

Los electrólitos afectan la cantidad de agua en el cuerpo, la acidez de la sangre (el pH), la actividad muscular y otros procesos importantes. Usted pierde electrólitos cuando suda y debe reponerlos tomando líquidos que los contengan. El agua no contiene electrólitos.

Tipos. Electrolitos Fuertes : los que se ionizan totalmente en solución acuosa al pasar corriente eléctrica como las ácidos, como H2SO4, HCl, HNO3, Algunas sales iónicas como el NaCl, LiCl, KClElectrolitos Débiles: Son los que se ionizan parcialmente en sol. acuosa y pueden ser los acidos débiles como el CH3COOH acido acético, o vinagre, el CH3CH2CH2OH,el alcohol, que son muy débiles y son orgánicos, y el H2O que presentan enlaces covalentesNo Electrolitos: De plano son las sustancias que no conducen lan corriente eléctrica ni se disocian en sol. acuosa como el azucar, la madera, el vidrio etc.

Estructura molecular del agua. El agua tiene una estructura molecular simple. Está compuesta por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno. Cada átomo de hidrógeno se encuentra unido covalentemente al oxígeno por medio de un par de electrones de enlace. El oxígeno tiene además dos pares de electrones no enlazantes. Propiedades Físicas. Explicar. 1) Estado físico: sólida, liquida y gaseosa

2) Color: incolora

3) Sabor: insípida

4) Olor: inodoro

5) Densidad: 1 g./c.c. a 4°C

6) Punto de congelación: 0°C

7) Punto de ebullición: 100°C

8) Presión critica: 217,5 atm.

9) Temperatura critica: 374°C

El agua químicamente pura es un liquido inodoro e insípido; incoloro y transparente en capas de poco espesor, toma color azul cuando se mira a través de espesores de seis y ocho metros, porque absorbe las radiaciones rojas. Sus constantes físicas sirvieron para marcar los puntos de referencia de la escala termométrica Centígrada. A la presión atmosférica de 760 milímetros el agua hierve a temperatura de 100°C y el punto de ebullición se eleva a 374°, que es la temperatura critica a que corresponde la presión de 217,5 atmósferas; en todo caso el calor de vaporización del agua asciende a 539 calorías/gramo a 100°.

Mientras que el hielo funde en cuanto se calienta por encima de su punto de fusión, el agua liquida se mantiene sin solidificarse algunos grados por debajo de la temperatura de cristalización (agua subenfriada) y puede conservarse liquida a –20° en tubos capilares o en condiciones extraordinarias de reposo. La solidificación del agua va acompañada de desprendimiento de 79,4 calorías por cada gramo de agua que se solidifica. Cristaliza en el sistema hexagonal y adopta formas diferentes, según las condiciones de cristalización.

A consecuencia de su elevado calor especifico y de la gran cantidad de calor que pone en juego cuando cambia su estado, el agua obra de excelente regulador de temperatura en la superficie de la Tierra y más en las regiones marinas.

El agua se comporta anormalmente; su presión de vapor crece con rapidez a medida que la temperatura se eleva y su volumen ofrece la particularidad de ser mínimo a la de 4°. A dicha temperatura la densidad del agua es máxima, y se ha tomado por unidad. A partir de 4° no sólo se dilata cuando la temperatura se eleva,. sino también cuando se enfría hasta 0°: a esta temperatura su densidad es 0,99980 y al congelarse desciende bruscamente hacia 0,9168, que es la densidad del hielo a 0°, lo que significa que en la cristalización su volumen aumenta en un 9 por 100.

Las propiedades físicas del agua se atribuyen principalmente a los enlaces por puente de hidrógeno, los cuales se presentan en mayor número en el agua sólida, en la red cristalina cada átomo de la molécula de agua está rodeado tetraédricamente por cuatro átomos de hidrógeno de otras tantas moléculas de agua y así sucesivamente es como se conforma su estructura. Cuando el agua sólida (hielo) se funde la estructura tetraédrica se destruye y la densidad del agua líquida es mayor que la del agua sólida debido a que sus moléculas quedan más cerca entre sí, pero sigue habiendo enlaces por puente de hidrógeno entre las moléculas del agua líquida. Cuando se calienta agua sólida, que se encuentra por debajo de la temperatura de fusión, a medida que se incrementa la temperatura por encima de la temperatura de fusión se debilita el enlace por puente de hidrógeno y la densidad aumenta más hasta llegar a un valor máximo a la temperatura de 3.98ºC y una presión de una atmósfera. A temperaturas mayores de 3.98 ºC la densidad del agua líquida disminuye con el aumento de la temperatura de la misma manera que ocurre con los otros líquidos. Carácter Dipolar. Su carácter dipolar hace que las moléculas de agua se orienten en torno a las partículas polares o iónicas, formando una envoltura de solvatación, lo que se traduce en una modificación de las propiedades de estas partículas. Propiedad de Asociación. Agua Vecinal

Agua que interactua fuertemente con los sitios hidrofílicos específicos de constituyentes no acuosos por asociaciones agua ion y agua-dipolo. En la figura se representa iones positivos y negativos, que se disocian en una solución acuosa, las aguas se acoplan alrededor de cada ión de acuerdo a su polaridad.

Agua multicapa

Agua que forma capas adicionales en torno a grupos hidrofílicos de constituyentes no acuosos, como por ejemplo aguas asociadas a las membranas

Estados físicos. El agua se presenta en tres estados: solido, gaseoso y líquido. El agua en estado sólido (hielo) tiene una forma definida, es decir, en ese estado existe un equilibrio entre las fuerzas de repulsión y atracción que los átomos ejercen entre sí, por lo que permanecen fuertemente ligados con la capacidad de realizar movimientos vibratorios.

Así encontramos el hielo en los glaciares y casquetes polares, en las superficies de agua en invierno, también en forma de granizo, nieve, escarcha y en las nubes formadas por cristales de hielo.

En el estado líquido, el agua toma la forma del recipiente que lo contiene. Esto solo significa que las fuerzas de cohesión en los líquidos son más débiles y los átomos carecen de posición fija y se hallan en dinámico movimiento.

La forma del estado líquido del agua es la lluvia y en roció en la vegetación. El agua cubre el 75% del planeta.

En cuanto al agua en estado gaseoso, los átomos se mueven con total libertad y llenan por completo el recipiente que los encierra. Como gas o vapor de agua, existe en la naturaleza como niebla, vapor y nubes.

Así surge la medición del vapor atmosférico que hace referencia a la cantidad de vapor de agua en el aire respecto a una temperatura.

Calorías y su importancia. Ninguna caloría Significa que tal como la ingerimos, la expulsamos del organismo sin que se quede ningún tipo de residuo derivado de ella. Como ya hemos comentado, nos estamos refiriendo únicamente al agua pura, sin ningún tipo de añadido, ya que en ese caso sí que puede haber un importante aumento de las calorías en nuestro cuerpo.

Reacciones Químicas. 1)Reacciona con los óxidos ácidos

2)Reacciona con los óxidos básicos

3)Reacciona con los metales

4)Reacciona con los no metales

5)Se une en las sales formando hidratos

1)Los anhídridos u óxidos ácidos reaccionan con el agua y forman ácidos oxácidos.

2) Los óxidos de los metales u óxidos básicos reaccionan con el agua para formar hidróxidos. Muchos óxidos no se disuelven en el agua, pero los óxidos de los metales activos se combinan con gran facilidad.

3) Algunos metales descomponen el agua en frío y otros lo hacían a temperatura elevada.

4)El agua reacciona con los no metales, sobre todo con los halógenos, por ej: Haciendo pasar carbón al rojo sobre el agua se descompone y se forma una mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno (gas de agua).

5)El agua forma combinaciones complejas con algunas sales, denominándose hidratos.

En algunos casos los hidratos pierden agua de cristalización cambiando de aspecto, y se dice que son eflorescentes, como le sucede al sulfato cúprico, que cuando está hidratado es de color azul, pero por pérdida de agua se transforma en sulfato cúprico anhidro de color blanco.

Por otra parte, hay sustancias que tienden a tomar el vapor de agua de la atmósfera y se llaman hidrófilas y también higroscópicas; la sal se dice entonces que delicuesce, tal es el caso del cloruro cálcico.

4. Funciones del agua. Explicarlas.· Disolvente polar universal: el agua, debido a su elevada constante dieléctrica, es el mejor disolvente para todas aquellas moléculas polares. Sin embargo, moléculas apolares no se disuelven en el agua. 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 presentar grupos polares o con carga iónica (alcoholes, azúcares con grupos R OH , aminoácidos y proteínas con grupos que presentan cargas + y , lo que ‐ ‐da lugar a disoluciones moleculares También las moléculas de agua pueden disolver a sustancias salinas que se disocian formando disoluciones iónicas.· Lugar donde se realizan reacciones químicas: debido a ser un buen disolvente, por su elevada constante dieléctrica, y debido a su bajo grado de ionización.· Función estructural: por su elevada cohesión molecular, el agua confiere estructura, volumen y resistencia.· Función de transporte: por ser un buen disolvente, debido a su elevada constante dieléctrica, y por poder ascender por las paredes de un capilar, gracias a la elevada cohesión entre sus moléculas, los seres vivos utilizan el agua como medio de transporte por su interior.· Función amortiguadora: debido a su elevada cohesión molecular, el agua sirve como lubricante entre estructuras que friccionan y evita el rozamiento.· Función termorreguladora: al tener un alto calor específico y un alto calor de vaporización el agua es un material idóneo para mantener constante la temperatura, absorbiendo el exceso de calor o cediendo energía si es necesario.

5. Solucioneses una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el

conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. –Tipos.SEGÚN SU CONCENTRACION

Concentradas: en sustancias como estas, la cantidad de soluto resulta ser mucho más elevada que la de solvente.

Diluidas: en esta clase de solución, a diferencia de la anterior, el porcentaje de soluto que la conforma es menor que el de solvente. En estos casos, la diferencia entre ambas resulta ser bastante significativo.

Saturadas: esta clase de sustancias se caracteriza por el hecho de no poder disolver más soluto estando a cierta temperatura. Si se sobrepasa esta proporción, el resto del soluto quedará en el fondo del recipiente en el que se encuentre la sustancia, sin poder mezclarse.

Insaturadas: a diferencia de las sustancias anteriores, en estas no existe una proporción de soluto que supere las proporciones máximas para saturar al solvente encontrándose en una determinada temperatura o presión.

Concentrada: en este caso, si bien se hace presente un porcentaje significativo de soluto, este no es el suficiente como para saturar a la solución.

Sobresaturadas: en este caso, la cantidad de soluto que se encuentra en la solución es mayor de la que el solvente puede soportar a cierta temperatura. La sobresaturación es la consecuencia de descompresiones hechas de manera precipitada o bien, ante cambios de temperatura muy marcados.

SEGÚN SU ESTADO DE SEGREGACION

Dentro de las   sólidas   se identifican tres soluciones :Sólidos en sólidos: en este caso, tanto solvente así como también el soluto

están en estado sólido a la hora de mezclarse.

Líquidos en sólidos: en este caso, uno de los componentes, el solvente, se

encuentra en estado líquido a la hora de mezclarse con el soluto, que permanece

en estado sólido.

Gases en sólidos: en este caso, en cambio, la mezcla se produce entre un

componente que se encuentra en estado gaseoso y otro en estado sólido, de allí

su nombre.

Dentro de las sustancias   líquidas   se encuentran los siguientes tipos:

Líquidos en líquidos: en este caso, la sustancia está compuesta por al menos

dos elementos que se encuentren en estado líquido. La destilación es el método

por medio del cual pueden volverse a separar los elementos mezclados.

Sólidos en líquidos: en estos casos, suele existir mayor cantidad de algún

material líquido, mezclado con uno sólido, éste último en pocas proporciones.

Gaseosos en líquidos: en las soluciones como estas, algún material en

estado gaseoso se encuentra mezclado con otro que sea líquido. Uno de los

ejemplos más comunes es el oxígeno que puede hallarse en el agua.

Por último, dentro de las soluciones   gaseosas   se identifican las siguientes variantes:

Gases en gases: como su nombre indica, estas soluciones están compuesto

por dos sustancias que se encuentren en estado sólido a la hora de mezclarse.

Sólidos en gases: en soluciones como estas se combinan sustancias que se

encuentren en estado gaseoso con otras que sean sólidas. Este tipo de soluciones

son poco comunes aunque se las puede hallar en zonas donde haya importantes

niveles de contaminación.

Líquidos en gases: en este caso, por último, la mezcla se compone de algún

material gaseoso combinado con otro que se encuentre en estado líquido. Dispersiones Coloidales. Definición de coloides :Coloide es una sustancia cuyas partículas pueden encontrarse en suspensión en un líquido, merced al equilibrio coloidal ; dichas partículas no pueden atravesar la membrana semi-permeable de un osmómetro.

La definición clásica de coloide, también llamada dispersión coloidal, se basa en el tamaño de las partículas que lo forman, llamadas micelas. Poseen un tamaño bastante tamaño bastante pequeño, tanto que no pueden verse con los mejores microscopios ópticos, aunque son mayores que las moléculas ordinarias. Las partículas que forman los sistemas coloidales tienen un tamaño comprendido entre 50 y 2.000 Å.

En las dispersiones coloidales se distinguen dos partes :

Fase dispersa : las llamadas micelas.

Fase dispersante : en las que están dispersas las partículas coloidales.

Las partículas coloidales tienen un tamaño diminuto, tanto que no pueden separarse de una fase dispersante por filtración.

Las disoluciones son transparentes, por ejemplo : azúcar y agua.

Tenemos una dispersión cuando las partículas son del tamaño de 2.000Å, y las partículas se pueden separar por filtración ordinaria.

2.- Tipos de sistemas coloidales :

En la actualidad se sabe que cualquier sustancia, puede alcanzar el estado coloidal, ya que la fase dispersante como la fase dispersiva, pueden ser una gas, un líquido o un sólido, excepto que ambos no pueden estar en estado gaseoso, son posibles ocho

sistemas coloidales :

De todos ellos, los más relevantes son los que poseen un líquido como medio dispersivo, como las emulsiones y los soles.

La morfología de las micelas, en los sistemas coloidales, es variada, distinguimos tres tipos :

Esféricas : cuyos coloide se llaman globulares, que son los más importantes, dentro de estos los de mayor importancia están formados por compuestos inorgánicos. Su grado de viscosidad es pequeño

En forma de fibra : coloides fibrosos, formados por largas cadenas macromoleculares, de gran viscosidad.

Laminares : coloides laminares de viscosidad intermedia.

Propiedades de los sistemas coloidales :

El efecto Tyndall es el fenómeno por el que se pone de manifiesto la presencia de partículas coloidales, al parecer, como puntos luminosos debido a la luz que dispersan.

Este efecto es utilizado para diferenciar las dispersiones coloidales de la disoluciones verdaderas.

No pueden verse las micelas, pero si el movimiento que describen, que es desordenado describiendo complicadas trayectorias en forma de zigzag, y el movimiento que describen es el movimiento Browniano.

El movimiento Browniano se da debido a los choques de las moléculas de disolvente con las micelas coloidales, dificultando que estas se depositen en el fondo. El estudio detallado de este movimiento permitió a Jean Perrin calcular uno de los primeros valores del número de Avogadro.

El color tan llamativo de muchos coloides se debe a la dispersión selectiva de la luz por las micelas coloidales.

Las micelas están cargadas eléctricamente. Esta carga es debida a :

La disociación de macromoléculas.

La adsorción preferente por las micelas de uno de los tipos de iones presentes en el medio dispersivo.

Es por esto que todas las micelas de una dispersión coloidal, tienen cargas eléctricas del mismo signo.

Cuando una dispersión coloidal se coloca entre dos electrodos, los cuales están sometidos a una diferencia de potencial, todas las partículas coloidales, emigran hacia uno de los electrodos, fenómeno denominado electroforesis.

Si se ponen en contacto las micelas con el electrodo de signo opuesto, pierden su carga y se aglomeran, entonces precipitan en forma de grandes copos, a esto se denomina coagulación del coloide.

Preparación de coloides :

La preparación de un sistema coloidal, se puede realizar mediante :

Métodos de dispersión, esto es por disgregación de grandes partículas en otras más pequeñas.

Métodos de condensación, es decir, unión de pequeñas partículas, hasta conseguir partículas de tamaño adecuado.

Los métodos de dispersión de tipo mecánico, para estos se utilizan molinos coloidales, que son molinos especiales y batidoras.

La disgregación de partículas grandes, en otras más pequeñas, también se puede obtener mediante reactivos químicos ; por ejemplo, una disolución acuosa de hidróxido sódico puede disgregar los granos de arcilla hasta producir una dispersión coloidal.

Este proceso se llama peptización, y el activo químico que la produce, agente peptizante.

Los métodos de condensación, están basados normalmente, en reacciones químicas en las cuales se produce una sustancia insoluble, son las reacciones de precipitación.

Un método de condensación para preparar coloides de metales es el llamado Arco de Bredig. Consiste en hacer saltar un arco entre dos varillas del metal, sumergidas en el medio de dispersión ; por ejemplo agua. Los metales primero se vaporizan en el arco después, se condensan en el agua fría y forman partículas de tamaño coloidal. Para que el coloide no precipite, se añade una sustancia estabilizadora.

Estabilidad de los sistemas coloidales :

Al agitar en un vaso, una mezcla de aceite y agua, se obtiene una emulsión, pero esta inestable, ya que al dejar de agitarla, se distinguen perfectamente dos capas, una la de agua, en el fondo del vaso, y otra la del aceite, que queda en la superficie.

Los soles metálicos, también son dispersiones coloidales inestables. Estos coloides se pueden estabilizar mediante una sustancia que se llama estabilizador, impidiendo la tendencia de estas partículas a unirse entre si para formar otras mayores, coloides hidrófobos.

Hay algunas sustancias que forman directamente dispersiones coloidales estables. Estos coloides auto estables, se denominan hidrófilos.

Coloides hidrófilos : Las sustancias que forman estos coloides son de naturaleza orgánica cuyas moléculas están constituidas por la larga cadena hidrocarbonada con un grupo polar en uno de los extremos.

Estas sustancias se disuelven en agua ,ya que se forman enlaces de hidrógeno entre el grupo polar y las moléculas de agua, pero no son solubles cuando la parte hidrocarbonada es larga, ya que esta no es atraída por las moléculas de agua. Estas dos fuerzas opuestas, hacen que las moléculas se agrupen en pequeñas partículas, de tal forma que los grupos polares se orientan hacia la superficie y las partes hidrocarbonadas, hacia el interior de las partículas.

Las micelas están formadas por centenares de moléculas de agua que impiden que se unan entre si.

Los soles hidrófilos suelen ser reversibles, es decir, cuando precipitan y el líquido dispersivo se evapora, el líquido resultante se puede transformar de nuevo en una dispersión coloidal. A veces, para conseguir esta transformación es necesario un suave calentamiento.

La coagulación de algunos soles hidrófilos, da lugar a la formación de un producto que contiene gran parte del líquido dispersante y que recibe el nombre de gel, por ejemplo, cuando un gel de concentración elevada, siendo este un sol hidrófilo de gelatina, y a gran temperatura, se deja enfriar cuajando entonces, formando un gel. Este gel, se emplea en la preparación de postres.

La formación del gel, se debe a dos factores principalmente :

El hinchamiento de las partículas coloidales.

La captura de gran parte del líquido de dispersión.

El gel recibe el nombre de jalea, cuando contiene una gran cantidad de componente líquido.

Los geles de algunas sustancias cuyos enrejados se forman por fuerzas débiles de Van der Waals, son bastante inestables y basta una leve acción mecánica para convertirlos de nuevo en soles.

Esta transformación de gel-sol, que suele ser reversible, recibe el nombre de tixotropía.

Colóides hidrófobos : En las dispersiones estables de colóides hidrófilos, por ejemplo jabón y agua, existe un perfecto equilibrio entre moléculas iguales y las fuerzas atractivas entre moléculas distintas. Cuando las últimas son mayores que las primeras se forma una disolución verdadera. Sin embargo, cuando las fuerzas de atracción entre moléculas iguales es mayor que entre moléculas no se forma la dispersión, a no ser, que se añada una sustancia estabilizadora.

La estabilización se consigue de dos formas :

Mediante los llamados colóides protectores : son colóides hidrófilos y su acción estabilizadora se debe a la formación de una capa monomolecular que rodea a las gotitas del colóide hidrófobo.

La parte hidrocarbonada esta dirigida hacia dentro atraídas por las moléculas del aceite y los grupos polares, están dirigidos hacia la superficie atraídos por el conjunto de moléculas de agua.

Por absorción de iones : tiene lugar en colóides hidrófobos de naturaleza inorgánica. Al formarse las partículas coloidales, éstas, adsorben iones, presentes en el medio dispersivo. Esta adsorción es selectiva, las partículas solo adsorben una especie de iones. Como resultado de esta adsorción selectiva, las partículas coloidales, se cargan eléctricamente. Esta carga es variable de unas micelas a otras, aunque siempre del mismo signo, entonces las micelas se repelen entre si, evitando que se unan unas con otras.

6. El agua en los alimentos.

El agua es uno de los principales componentes de los alimentos y un factor determinante para su conservación y seguridad. El ataque de los microorganismos es la principal causa de deterioro y su crecimiento está relacionado con la cantidad de agua que contiene el alimento.

 

La actividad de agua (aw) es la cantidad de agua libre en el alimento, es decir, el agua disponible para el crecimiento de microorganismos y para que se puedan llevar a cabo diferentes reacciones químicas.

 

Tiene un valor máximo de 1 y un valor mínimo de 0. Cuanto menor sea este valor, mejor se conservará el producto. La actividad de agua está relacionada con la textura de los alimentos: a una mayor actividad, la textura es mucho más jugosa y tierna; sin embargo, el producto se altera de forma más fácil y se debe tener más cuidado.

7. Distribución del agua en el organismo-LEC y LIC-Composiciones y concentraciones.

Compartimiento intravascular: Para el agua intravascular habrá que usar una sustancia que se distribuya en el agua contenida en el interior de los vasos, pero que no pase al intersticial. Las proteínas plasmáticas, por ejemplo, son macromoléculas que atraviesan en muy pequeña proporción las paredes capilares. Se puede inyectar, entonces, un colorante (Azul de Evans, por ejemplo) que se adhiera a su superficie, lo que "marcará" su espacio de distribución. Como las proteínas se distribuyen en el agua plasmática, pero no entran en los glóbulos rojos, si se quiere conocer el volumen total intravascular habrá que conocer el hematocrito del paciente. Este indicará la proporción de glóbulos y de plasma que tiene el sujeto y se podráconocer, entonces, el volumen sanguíneo total a partir del volumen plasmático.- Compartimiento extracelular: El extracelular está formado por el intravascular y el intersticial, de modo que habrá que buscar un indicador que, inyectado en una vena, salga de los capilares, se distribuya en ambos compartimientos por igual, pero que no entre a las células, Este papel lo cumplen sustancias como la inulina y el isótopo 35S, entre otros.- Compartimiento intersticial: No existe una sustancia que, inyectada por una vena, salga por los capilares y se quede atrapada SOLO en el intersticial. Entonces, se deben usar dos indicadores simultáneamente: uno que se distribuya en el intravascular y otro en el extracelular. La resta del espacio de distribución de uno y otro dará el volumen del compartimiento intersticial.- Compartimiento intracelular: Para determinar el agua intracelular, en la medida en que no existe un indicador que quede sólo en las células, se deben usar también dos indicadores: uno que mida el aguacorporal total y otro el agua extracelular. La resta dará el intracelular.A estos compartimientos biológicos hay que agregar el volumen de los líquidos TRANSCELULARES, que comprende el líquido cefaloraquídeo, el líquido sinovial, el humor acuoso, etc. Son, por lo general, productos de secreción celular y pueden considerarse una extensión del extracelular, aunque su velocidad de intercambio con

el exterior es mucho más lenta

8. Factores que influyen en la distribución del Agua. La hidratación de las células y su contenido de osmolitos orgánicos como el sorbitol, betaína, taurina y mioinositol dependen de la influencia de distintos factores como son: las hormonas, nutrientes, estrés oxidativo, osmolaridad, las condiciones ambientales y la estimulación nerviosa. Estos factores influyen en su conjunto en la regulación de la expresión de genes que regulan el funcionamiento del metabolismo celular.

Equilibrio Hidrico.. El agua como tal no se digiere y el 95% se absorbe en el intestino delgado y en el grueso el 5% restante. Además, el agua no se metaboliza. El exceso se elimina por la orina a través de los rinones. Es por ello fundamental que en el interior del organismo exista un balance hídrico adecuado , es decir, que el consumo

de agua - junto a la producción de la misma de forma endógena-, debe estar equilibrado con las pérdidas de líquido.

Ingestión y Excreción Hídrica Las perdidas del agua ocurren por cuatro vías distintas:

1. - Renal, a través de la orina (alrededor de 1,5 L/día)

2. - Cutánea, por medio del sudor (alrededor de 350 mL/día)

3. - Pulmonar, a través de la respiración (alrededor de 400 mL/día)

4. - Digestiva, en las heces.Cuando hay una ingesta excesiva de agua o de solutos, se ponen en marcha distintos mecanismos de recuperación y restablecimiento del balance hídrico.Aumento de la ingestaCuando se ingiere mucha cantidad de liquido procedente de la bebida o comida rica en agua, se producirá una pérdida de agua extra por vía renal, mediante la producción abundante de orina diluida. Este mecanismo impide la hinchazón corporal debida al agua, ya que el exceso se elimina por la orina.Ingesta deficitariaCuando no se ingiere la cantidad de agua necesaria para mantener el balance hídrico, disminuye la eliminación renal, dando lugar a una orina muy concentrada. Si la ingesta de líquidos es muy baja, se puede producir una deshidratación de mayor o menor gravedad. Habitualmente, el individuo corrige esta situación al experimentar una gran sensación de sed, que al calmarla ingiriendo líquidos recuperará el balance hídrico.Eliminación excesivaCuando hay una eliminación excesiva de líquido, existe riesgo de que se produzca una deshidratación del organismo, por lo que se debe compensar bebiendo líquido y activando mecanismos para evitar la excreción renal. Pueden ocurrir:

1. a) Perdidas renales: Se produce una pérdida mayor si la dieta es rica en proteínas y sales

minerales. Los metabolitos de las proteínas se eliminan por vía renal y necesitan agua para diluirlos,

por lo que aumenta la pérdida de agua.

2. b) Perdidas cutáneas: Los factores que afectan a la pérdida cutánea de líquidos mediante

sudoración son:

o - La temperatura del medio ambiente.

o - La temperatura del organismo y fiebre.

o - La actividad física.

3. c) Perdidas pulmonares: Cuando se realiza una actividad física intensa aumenta la función

respiratoria, que produce un aumento en la eliminación de vapor de agua por las vías respiratorias.

4. d) Perdidas digestivas: Cuando el sujeto tiene diarrea, se puede perder una gran cantidad de agua

por vía fecal.

Eliminación deficitariaLa eliminación deficitaria se produce principalmente cuando existe una patología relacionada con la insuficiencia renal.

9. Importancia del Riñón en el equilibrio hidro-electrolítico. Hormona Anti diurética o Vasopresina y Aldosterona. Explicarlas.

Sabemos que al faltarnos agua, nos da sed, como mecanismo natural y al tomar agua, aportamos lo que nos falte, pero en la actualidad, tomamos, con los refrescos y jugos, más agua de la que necesitamos.El rinón se encarga de mantener siempre en un volumen constante el agua corporal total.Al haber más agua, filtra más y al haber menos agua, filtra menos y reabsorbe más en los túbulos renales.El mecanismo de balance del agua, está íntimamente ligado al balance de los

solutos que en ella están disueltos como el sodio y el potasio, por lo cual reacciona ante la secreción de:

· Hormona antidiurética· Péptido atrial natriurético· Sistema renina-angiotensina-aldosterona

Reguladores fisiológicos del equilibrio hídrico.El organismo utiliza dos sistemas para equilibrar el contenido hídrico (Tabla 5): a) Aumentar o no la sensación de sed. El centro de la sed se sitúa en el

hipotálamo y se activa cuando existe un balance hídrico negativo. b) Producir una orina más o menos concentrada mediante la actuación de

diversas hormonas. Las dos hormonas más relevantes para la regulación del equilibrio hídrico son: i) la hormona antidiurética o ADH que se produce en el hipotálamo y ii) la hormona aldosterona, producida en la glándula suprarrenal. La aldosterona provoca absorción de sodio vía renal y, paralelamente de agua.Existen varias hormonas implicadas en la regulación del equilibrio hidrosalino, sin embargo, solo mencionaremos las dos más importantes.

La vasopresina, también llamada hormona antidiurética, es secretada por la neurohipófisis. Químicamente es un octapéptido que estimula a la reabsorción de agua en los túbulos renales y disminuye la diuresis (orina).

Cuando ocurre una patología o una lesión a nivel de la neurohipófisis, se desarrolla un cuadro clínico llamado diabetes insípida. El paciente orina en cantidades muy grandes por día, hasta unos 20 o 30 litros diarios. El individuo ingre mucha agua para compensar estas pérdidas. Se corrije con tratamiento y medicación específica.

Otra hormona involucrada en el mecanismo del manejo de agua y sales es la aldosterona. Esta hormona mineralocorticoide, es producida en las glándulas suprarrenales ubicadas en la parte superior de los rinones. Su función principal es la de mantener por retención a los iones sodio y cloruro. Luego por este motivo también se retiene el agua. Si la retención hídrica es muy elevada se acumula agua en los tejidos, condición llamada edema.

10. Alteraciones hídricas: Los trastornos del balance hídrico por reducción del agua corporal (deshidratación) o por exceso (hiperhidratación) suelen acompañarse de cambios en la concentración extracelular de electrólitos.

equilibrio-hidricoCuando la osmolaridad del líquido extracelular se mantiene, el trastorno es isotónico; cuando aumenta o disminuye, es hipertónico o hipotónico respectivamente. Como la presión osmótica del líquido extracelular depende principalmente del sodio y el cloro

los cambios hipertónicos o hipotónicos van acompañados de variaciones en la concentración de esos iones en el plasma.

Si una persona no recibe la cantidad de agua necesaria, o tiene pérdidas excesivas por sudoración intensa o hiperventilación, el compartimiento extracelular se torna hipertónico con respecto al intracelular. Se habla en esos casos de deshidratación hipertónica. A fin de compensar la hipertonicidad, pasa agua desde las células al espacio extracelular.

Aún cuando la sudoración elimina un líquido relativamente hipotónico con respecto al plasma, puede determinar pérdida importante de sales. En personas que desarrollan trabajos físicos intensos en ambientes de temperaturas elevadas, el volumen de sudoración es considerable y con él se eliminan iones extracelulares, principalmente sodio y cloro. Si sólo se ingiere agua para reponer la pérdida, el cuadro se agrava. En estas situaciones se aconseja consumir bebidas con sales.Para todas las personas es recomendable ingerir mayor cantidad de sales durante los días cálidos, a fin de reponer las pérdidas adicionales ocasionadas por la mayor transpiración.

Cuando la deshidratación se prolonga, el plasma se concentra y su volumen se reduce. A fin de restablecer el equilibrio osmótico, pasa agua del espacio intracelular y, generalmente, también sale potasio de las células.

Expansión hídrica o Hiper-hidratación-Tipos-Ejemplos. Significa que el volumen total de agua del organismo está aumentado (incluyendo la sangre; por lo tanto también hay hipervolemia). En todos los casos está disminuido el hematocrito.Ocurre como consecuencia de la retención de líquido en el organismo. La hiperhidratación puede ser isotónica, hipotónica o hipertónica.

·        Hiperhidratación isotónica – Hay exceso de agua y sodio en el espacio extracelular en condiciones isotónicas (y sin cambios en la osmolalidad sanguínea). Puede ocurrir por exagerada administración de solución salina isotónica, pero sobre todo en procesos descompensados de insuficiencia cardiaca, cirrosis hepática y síndrome nefrótico, conducentes a la formación de edema. Hiperhidratación hipotónica  – Hay exceso de agua en los espacios intracelular y

extracelular, con bajos valores séricos en sodio. Ocurre con la llamada “intoxicación por agua”, ya sea por excesiva ingestión de agua, o por la administración exagerada de soluciones no salinas.

Hiperhidratación hipertónica  – Hay exceso de agua y sodio en condiciones hipertónicas, con osmolalidad elevada de la sangre y del espacio intersticial; como consecuencia hay salida de agua de las células (exsicosis o deshidratación celular) e incremento del espacio extracelular. Ocurre como consecuencia de la ingestión de agua salada o la infusión de soluciones salinas hipertónicas.

Una condición singular es la hiperhidratación con glicerol, usada en humanos y caballos. La administración oral de glicerol a razón de 1 g/kg de peso en solución al 5-6%, causa hiperhidratación con incremento de la osmolalidad.

Contracción hídrica ( Deshidratación )-Tipos-Ejemplos Significa que está disminuido el volumen total de agua del cuerpo (incluyendo la sangre, por lo que también hay hipovolemia), a fin de funcionar en condiciones óptimas. En todos los casos está aumentado el hematocrito.La deshidratación puede ser causada por pérdida de líquidos (como en diarrea, vómito, secuestro interior, micción excesiva, evaporación rápida por la piel o la mucosa respiratoria), por ingestión inadecuada, o mixta. Ciertos órganos son particularmente sensibles a la deshidratación, como el cerebro, los rinones y el corazón.

Niveles de deshidratación por debajo de 5% del peso corporal no requieren, por lo general, de atención terapéutica (ver mas abajo “Tratamiento de la Deshidratación”).

La deshidratación puede ser isotónica, cuando ha pérdida de agua y sal en la misma proporción; puede ser hipotónica si hay más perdida de sal que de agua – hay aumento del espacio intracelular; y puede ser hipertónica cuando falta más agua que sal – hay disminución del espacio intracelular

11. Propiedades coligativas y fenómenos biológicos relacionados con ellas: Edema,

12. Los líquidos tienen propiedades fisicas características como: densidad, ebullición, congelación y evaporación, viscosidad, capacidad de conducir corriente, etc. Para estas propiedades cada líquido presenta valores característicos constantes. Cuando un soluto y un disolvente dan origen a una disolución, la presencia del soluto determina la modificación de estas propiedades con relación a las propiedades del solvente puro.

Propiedades de las disoluciones:1. propiedades constitutivas: aquellas que dependan de la naturaleza de las partículas disueltas. Ej. viscosidad, densidad, conductividad electrica, etc.

2. Propiedades coligativas: dependen del número de particulas disueltas en una cantidad fija de disolvente y no de la naturaleza de estas particulas. Ej. Descenso de la presión de vapor, aumento del punto de ebullición, disminución del punto de congelación, presión osmótica.

Utilidades de las propiedades coligativas:a. separar los componentes de una solución por destilación fraccionadab. formular y crear mezclas frigorificas y anticongelantesc. determinar masas molares de solutos desconocidosd. formular sueros fisiológicos para animalese. formular caldos de cultivos para microorganismosf. formular soluciones de nutrientes especiales para regadios de vegetales

Las disoluciones deben ser relativamente diluidas (menores a 0,2 M), en donde las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.--------------------------------------------------------------------Presión de Vapor

Evaporación es la tendencia de las partículas de la superficie del liquido, a salir de la fase liquida en forma de vapor. Es importante saber que no todas las partículas de liquido tienen la misma energía cinetica (no todas se

mueven a la misma velocidad). Las particulas con mayor energía en la superficie pueden escaparse a la fase gaseosa. Las moleculas de la fase gaseosa que chocan contra la fase liquida ejercen una fuerza contra la superficie del líquido, a la que se le denomina presión de vapor, cuando ambas fases están en equilibrio dinámico. Esta presión de vapor depende de la temperatura y de la naturaleza del líquido.

Conclusiones:1. Para un mismo líquido, la presión de vapor aumenta a medida que aumenta la temperatura2. Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de vapor diferentes.-------------------------------------------------------------------Propiedad Coligativa 1: Descenso de la presión de vapor

Los liquidos no volatiles presentan una gran interacción entre soluto y solvente, por lo tanto su presión de vapor es pequeña, mientras que los liquidos volatiles tienen interacciones moleculares más debiles, lo que aumenta la presión de vapor. Si el soluto que se agrega es no volatil, se producirá un descenso de la presión de vapor, ya que este reduce la capacidad del disolvente a pasar de la fase líquida a la fase vapor. El grado en que un soluto no volatil disminuye la presion de vapor es proporcional a su concentración.

Ley de Raoult = "A una temperatura constante, el descenso de la presión de vapor es proporcional a la concentración de soluto presente en la dispolución"Pv = Po X

La Presión de vapor es proporcional a la Presión de vapor en estado puro y su fraccion molar (X)

Las diferencias entre las presiones de vapor se cuantifican segun las siguientes relaciones:Pv = PoA - PBPV= P0A XBP0A- PA = P0A XBtambien se debe considerar una solución formada por dos componentes A y B:PA = XA P0A y PB = XB P0BLa presion total Pt es: PT = XA P0A + XB P0B

Ej. Consideremos una disolución formada por 1 mol de benceno y 2 moles de tolueno. El benceno presenta una presión de vapor P0 de 75 mmmHg y el Tolueno de 22mmHg a 20°C. ¿Cuál es la Presion total?

Respuesta: La fracción molar de benceno y Tolueno serán:

Xbenceno = 1 / 1+2 = 0,33 X Tolueno = 2 /1+2 = 0,67

Las presiones parciales serán:Pbenceno = 0,33 x 75mmHg = 25 mmHg ; P Tolueno = 0,67 x 22 mmHg = 15 mmHgy la PT será: PT = 25 mmHg + 15 mmHg = 40 mmHg.-------------------------------------------------------------------Propiedad Coligativa 2: Aumento punto de Ebullición

Un disolvente tiene menor numero de particulas que se convierten en gas por la acción de las moleculas del soluto en la superficie. Esto provoca el descenso del punto de ebullición, pues la presión de vapor se igualará a la

presión atmosferica a mayor temperatura.Asi dTe = PeAB - P0BEl descenso del punto de ebullición dTe se obtiene por la diferencia entre el punto de ebullición de la disolución (PeAB) y el punto de ebullición del disolvente puro (PoB).Además se sabe también que dTe = Ke mdonde Ke es la constante ebulloscopica que establece el descenso del punto de ebullición de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente y está tabulada. Para el caso del agua es 0,52°C/m. m es la molalidad.

Ej. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución de 100g de anticongelante etilenglicol C2H6O2 en 900 g de agua (Ke= 0,52°C/m). (datos: masa soluto 100g; peso molecular etilenglicol 62 g/mol; masa solvente agua 900g; peso molecular agua 18 g/mol; Ke = 0,52°C/m; T°e= 100°C)

Respuesta: Si dTe= Te - T°e (1) y dTe = Ke m (2), para obtener Te necesitamos dTe (ascenso de temperatura de ebullición), lo obtenemos de ecuación (2).62g ----- 1 mol100g ----X moles ; X = 1,613 moles de soluto

Molalidad = 1,613 moles/ 0,9 Kg solvente = 1,792 molalLuego dTe = 0,52°C/m x 1,792 molal = 0,9319°CAsi en la ecuación (1), dTe = 0,9319 = Te - T°e0,9319 + 100 = TeTe = 100,9319°C-------------------------------------------------------------------Propiedad Coligativa 3: Descenso punto de congelación

En una solución, la solidificación del solvente se producirá cuando éste rompa sus interacciones con el soluto y se enlace nuevamente como si estuviera puro. Para ello la temperatura debe bajar más que el punto en el cual el disolvente se congelaría puro, por lo tanto, el punto de congelación es siempre más bajo que el disolvente puro y directamente proporcional a la concentración del soluto.

El descenso del punto de congelación dTc = T°cB - TABsiendo T°cB el punto de congelación del solvente puro y TAB el punto de congelación de la disolución.Experimentalmente, tambien se observa que dTc = Kc mdonde Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto de congelación de una solución 1 molal y es propia de cada disolvente y esta tabulada. Para el agua es 1,86°C/m; m es la molalidad.

El punto de congelación es la temperatura a la cual la presión de vapor del liquido y del sólido son iguales, provocando que el liquido se convierta en sólido.

Ej. Para el etilenglicol se debe calcular el punto de congelación de una solución de 100g de anticongelante, en 900 g de agua, sabiendo que Kc= 1,86°C/molal

Respuesta: Determinemos la molalidad de la disolucion:62g ------ 1mol100g -----X; X = 1,61 moles de soluto; molalidad = 1,61 moles/0,9 Kg solvente = 1,79 molal

Así dTc = 1,86°C/m x 1,79 molal = 3,33°Cdespejando se obtendrá: 3,33°C = dTc = T°c - Tc ; si T°C = O°C, entonces:

Tc = -3,33°C

-------------------------------------------------------------------Propiedad Coligativa 4: Presión osmótica

13.Al poner en contacto dos disoluciones de diferente concentración a través de una membrana semipermeable se producirá el paso del disolvente desde la disolución más diluida hacia la más concentrada, fenomeno conocido como osmosis.

La Presión osmótica es aquella que establece un equilibri dinámico entre el paso del disolvente desde la disolución diluida hacia la mas concentrada y viceversa.

Ecuación de Van´t Hoff: pi = nRT/V; donde pi es la presión osmotica; R = 0,082 Latm/K mol; T la temperatura en °K; V el volumen en L.

Si el volumen de la solución fuera 1L entonces n/V = Molaridad y la ecuación quedaría como:pi = MRT

Ej. La presión osmotica promedio de la sangre es 7,7 atm a 25°C. ¿Qué concentración de glucosa será isotónica con la sangre?

Respuesta: M = pi/RT, reemplazando, M=7,7 atm /0,082L atm/°Kmol x 298°KM = 0,31 M o 5,3%

Edema significa hinchazón causada por la acumulación de líquido en los tejidos del cuerpo. Suele ocurrir en los pies, los tobillos y las piernas, pero puede afectar todo el cuerpo.

Las causas de edema incluyen:

Consumir demasiada sal Quemaduras de sol Insuficiencia cardíaca Enfermedades de los riñones Problemas hepáticos por cirrosis Embarazo Problemas con los ganglios linfáticos, especialmente después de

una mastectomía Algunas medicinas Permanecer mucho tiempo de pie o sentado cuando hace calor

Para disminuir el edema, el médico puede recomendarle mantener sus piernas elevadas cuando se siente, usar medias elásticas, limitar el consumo de sal o tomar medicamentos llamados diuréticos.

El organismo tiene un porcentaje de agua en una cantidad variable dependiendo del sexo y la edad. En algunas ocasiones se puede producir un incremento en esa agua corporal o una mala distribución de la misma. Cuando esa retención afecta especialmente al espacio intersticial, aparecen los edemas.

Esa extravasación de líquido puede responder a factores físicos o químicos, desde un incremento de la presión intravascular en la circulación de retorno, hasta un incremento de permeabilidad de la pared vascular o un descenso en los niveles de moléculas que mantienen el líquido intravascular (proteínas).

Este edema se puede apreciar localmente como sucede en las extremidades inferiores o bien como una sensación de hinchazón generalizada (manos, abdomen).

Ácidos y bases fuertes y débiles. Ejemplos.

Ácidos fuertes: Se disocian completamente cuando se disuelven en agua, por tanto, ceden a la solución una cantidad de iones H+.

Ácido Fórmulaperclórico HClO4

Sulfúrico H2SO4

Yodhídrico HIBromhídrico

HBr

Clorhídrico

HCl

Nítrico HNO3

Bases fuertes : se disocia completamente, da todos sus iones OH¯. Son las bases de los metales alcalinos y los alcalinotérreos. Ejemplos hidróxido de sodio, de potasio. Pueden llegar a ser muy corrosivas en bajas concentraciones.

Bases Fuertes FormulasHidróxido de Litio LiOHHidróxido de sodio NaOHHidróxido de potasio KOHHidróxido de calcio Ca (OH)2

Hidróxido de estroncio Sr(OH)2

Hidróxido de bario Ba (OH)2

Ácidos débiles: no se disocian completamente con el agua, es decir, liberan una parte pequeña de sus iones H+. Los ácidos débiles no suelen causar daños en bajas concentraciones, pero por ejemplo el vinagre concentrado puede causar quemaduras. Ejemplo el ácido fosfórico, ácido sulfhídrico.acido carbonico(H2CO3) agua soda 

acido acetico (CH3COOH) vinagre 

Bases débiles: no se disocian completamente con el agua. Ejemplos hidróxido de amonio, el amoníaco. Precisamente el amoníaco es una base débil porque al disolverse en agua da iones amonio, es muy soluble en agua, pero no se disocia del todo en el agua.amoniaco (NH3) orina 

14. Ionización de ácidos y bases.

Constante de equilibrio. pK: definición y cálculo. En el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en determinadas condiciones de presión y temperatura. A la relación que hay entre estas concentraciones, expresadas en molaridad [mol/L], se le llama constante de equilibrio.

El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema, por lo que siempre tiene que especificarse. Así, para una reacción reversible, se puede generalizar: 

aA   +   bB              cC   +   dD                                               [C]c [D]d

                                   Keq =  ▬▬▬▬                                                   [A]a [B]b

 En esta ecuación Keq es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada.Ésta es una expresión matemática de la ley de acción de masas que establece: para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante Keq.En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos pueden variar, pero el valor de  Keq permanece constante si la temperatura no cambia.De esta manera, el valor de la constante de equilibrio a una cierta temperatura nos sirve para predecir el sentido en el que se favorece una reacción, hacia los reactivos o hacia los productos, por tratarse de una reacción reversible.Un valor de Keq > 1, indica que el numerador de la ecuación es mayor que el denominador, lo que quiere decir que la concentración de productos es más grande, por lo tanto la reacción se  favorece hacia la formación de productos. Por el contrario, un valor de Keq < 1, el denominador es mayor que el numerador, la concentración de reactivos es más grande, así, la reacción se favorece hacia los reactivos.Conocer el valor de las constantes de equilibrio  es muy importante en la industria, ya que a partir de ellas se pueden establecer las condiciones óptimas para un proceso determinado y obtener con la mayor eficiencia el producto de interés.

Cuando todos los reactivos y productos están en disolución, la constante de equilibrio se expresa en concentración molar [moles/L]. Si se encuentran en fase gaseosa es más conveniente utilizar presiones parciales (P). Los sólidos y los líquidos puros no intervienen en la constante, por considerar que su concentración permanece constante. Generalmente al valor de la constante no se le ponen unidades.                                               [C]c [D]d

                         Keq =  Kc =    ▬▬▬▬                                              [A]a [B]b

                                               (Pc)c

 (Pd)d

                         Keq =  Kp =    ▬▬▬▬                                              (Pa)a (Pb)b

 

Una mezcla de hidrógeno y nitrógeno reaccionan hasta alcanzar el equilibrio a 4720C. Al analizar la mezcla de gases en el equilibrio se encuentra que la presión ejercida por el hidrógeno es 7.38 atm, la del nitrógeno es 2.46 atm y la del amoniaco 0.166 atm. Calcular el valor de la constante de equilibrio de acuerdo a la siguiente reacción:

 N2(g)   +   3H2(g)         2NH3(g)

                                                     (Pc)c

 (Pd)d

                               Keq =  Kp =   ▬▬▬▬                                                   (Pa)a (Pb)b

                                                        (NH3)2              (0.166)2

                               Keq =  Kp =   ▬▬▬▬   =   ▬▬▬▬▬▬                                                    (N2) (H2)3       (2.46) (7.38)3

                                                               Keq =  Kp =   2.79 x 10-5

 

Como el valor de K < 1, a 472 0C la concentración de los reactivos es mayor. 

A 400 0C, una mezcla en el equilibrio contiene 0.8 mol/L de ácido yodhídrico y 0.4 mol/L de yodo. ¿Cuál es la concentración de hidrógeno en el equilibrio si a ésta temperatura el valor de Keq es 0.0156? La reacción es: 

2HI(g)             H2(g)   +   I2(g)

                                                         [C]c [D]d

                                 Keq =  Kc =    ▬▬▬▬                                                       [A]a [B]b

                                                        [H2] [I2]                                    Keq =  Kc =    ▬▬▬▬                                                          [HI]2

                                                        [H2] [0.4]                                    Keq =  Kc =    ▬▬▬▬ = 0.0156                                                          [0.8]2

                                               0.0156x0.64                                   [H2] =   ▬▬▬▬▬▬ = 2.5 x 10-2 mol/L                                                     0.4 CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kc (EN FUNCIÓN DE LA CONCENTRACIÓN):Cuando nos encontramos con un equilibrio químico, expresado en forma general:aA(g) + bB(g) ↔ cC(g) + dD(g)

es la constante de equilibrio e función de la concentración, que es constante para una temperatura dada.Las [ ] son concentraciones (MOLARIDADES), y en este caso en equilibrio.En equilibrios heterogéneos, en la que no todos los elementos que intervienen son gases, SÓLO SE PONEN EN Kc LOS GASES.

Constante de equilibrio (Kp). Relación con KCEn las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B ? c C + d D, se observa la constancia de Kp viene definida por:

Constante de equilibrio Kx:

En función de las fracciones molares de las especies gaseosasdonde XA, XB, XC y XDson las fracciones molares de las especies A, B, C y D,elevadas a los respectivos coeficientes estequiométricos.

Relación entres las constantes de equilibrio: Kx con KpKp = [PC]c [PD]d / { [PA]a [PB]b } Kx = [XA]a [XB]b / { [XC]c [XD]d }

Relación entre las constantes Kp = Kc (R T)Dn

Kp = Kx (P)Dn

Constante de equilibrio Kn: y Kd:Para una reacción unimolecular de plegamiento de proteína D⇔N, podemos definir una constante de desplegamiento en el equilibrio(K D) o una deplegamiento (K N),ambas relacionadas entre sí.

Concepto de pH y técnicas para determinarlo.

El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones hidronio[H3O+] presentes en determinada sustancia. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. =

peso;potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés  Sørensen, quien lo definió como el logaritmonegativo de base 10 de la actividad de los ioneshidrógeno. Esto es:

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, por que hay más protones en la disolución) , y básicaslas que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).

Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH−.

Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH– y H3O+, tenemos que:

Kw = [H3O+]·[OH–]=10–14 en donde [H3O+] es la concentración de iones hidronio, [OH−] la de iones hidroxilo, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10−14.

Por lo tanto,

log Kw = log [H3O+] + log [OH–]

–14 = log [H3O+] + log [OH–]

14 = –log [H3O+] – log [OH–]

pH + pOH = 14

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

Medida del pH

Dependiendo del pH del suelo la Hortensia (Hydrangea) puede poseer flores rosas o azules. En suelos ácidos (pH <> 7) son rosas.[1]

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.

También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores. Algunos compuestos orgánicos que cambian de color en función del grado de acidez del medio en que se encuentren se utilizan como indicadores cualitativospara la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.

A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14. Por ejemplo el ácido de bateríade automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno, mientras que el hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a 14.

Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 ºC. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua(Kw).

La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.

En 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno como el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno. Esto es:

El pOH

El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH-:

pOH = − log10.[OH − ]

En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de ladisociación del agua:

H2O ↔ H+ + OH-

o también,

2H2O ↔ H3O+ + OH-

Por ejemplo, una concentración de [OH-] = 1×10-7 M(0,0000001 M) es simplemente un pOH de 7 ya que : pOH = -log[10-7] = 7

Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7.

Por lo tanto,

pH + pOH = 14

Tal como el "metro" es una unidad de medida de la longitud, y un "litro" es una unidad de medida de volumen de un líquido, el pH es una medida de la acidez o de la alcalinidad de una sustancia>.

Cuando, por ejemplo, decimos que el agua está a 91° Celsius expresamos exactamente lo caliente que está. No es lo mismo decir “el agua está caliente” a decir “el agua está a 91 grados Celsius”.

De igual modo, no es lo mismo decir que el jugo del limón es ácido, a saber que su pH es 2,3, lo cual nos indica el grado exacto de acidez. Necesitamos ser específicos.

Por lo tanto, la medición de la acidez y la alcalinidad es importante, pero ¿cómo está relacionado el pH con estas medidas?

Escala de pHLos ácidos y las bases tienen una característica que permite medirlos: es la concentración de los iones de hidrógeno (H+). Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH, entonces, es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno.

Hay centenares de ácidos. Ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, que puede disolver los clavos de acero, y ácidos débiles, como el ácido bórico, que es bastante seguro de utilizar como lavado de ojos. Hay también muchas soluciones alcalinas, llamadas "bases", que pueden ser soluciones alcalinas suaves, como la Leche de Magnesia, que calman los trastornos del estómago, y las soluciones alcalinas fuertes, como la soda cáustica o hidróxido de sodio, que puede disolver el cabello humano.

Los valores numéricos verdaderos para estas concentraciones de iones de hidrógeno marcan fracciones muy pequenas, por ejemplo  1/10.000.000 (proporción de uno en diez millones). Debido a que números como este son incómodos para trabajar, se ideó o estableció una escala única. Los valores leídos en esta escala se llaman las medidas del "pH".

•    La escala pH está dividida en 14 unidades, del 0 (la acidez máxima) a 14 ( nivel básico máximo). El número 7 representa el nivel medio de la escala, y corresponde al punto neutro. Los valores menores que 7 indican que la muestra es ácida. Los valores mayores que 7 indican que la muestra es básica.

•    La escala pH tiene una secuencia logarítmica, lo que significa que la diferencia entre una unidad de pH y la siguiente corresponde a un cambio de potencia 10. En otras palabras, una muestra con un valor pH de 5 es diez veces más ácida que una muestra de pH 6. Asimismo, una muestra de pH 4 es cien veces más ácida que la de pH 6.

Cómo se mide el pHUna manera simple de determinarse si un material es un ácido o una base es utilizar papel de tornasol. El papel de tornasol es una tira de papel tratada que se vuelve color rosa cuando está sumergida en una solución ácida, y azul cuando está sumergida en una solución alcalina.

Los papeles tornasol se venden con una gran variedad de escalas de pH. Para medir el pH, seleccione un papel que dé la indicación en la escala aproximada del pH que vaya a medir. Si no conoce la escala aproximada, tendrá que determinarla por ensayo y error, usando papeles que cubran varias escalas de sensibilidad al pH.

Para medir el pH, sumerja varios segundos en la solución el papel tornasol, que cambiará de color según el pH de la solución. Los papeles tornasol no son adecuados para usarse con todas las soluciones. Las soluciones muy coloreadas o turbias pueden enmascarar el indicador de color.

El método más exacto y comúnmente más usado para medir el pH es usando un medidor de pH (o pHmetro) y un par de electrodos. Un medidor de pH es básicamente un voltímetro muy sensible, los electrodos conectados al mismo generarán una corriente eléctrica cuando se sumergen en soluciones. Un medidor de pH tiene electrodos que producen una corriente eléctrica; ésta varía de acuerdo con la concentración de iones hidrógeno en la solución.Ejercicios Formula para calcular el pH

pH=log 1/[H1+]= mol/L

EJEMPLOS:

Calcular el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio es de 0.000 000 00666 mol/L.

[H1+]= 0.000 000 00666 mol/L = 6.66x10-9

pH= log  1/6.66x10-9 = log 1x10-9/ 6.66= log 1x10-9 – log 6.66 = 9 – 0.82= 8.18pH= 8.18

EJERCICIOS:

Calcular el pH a partir de las siguientes concentraciones de iones hidronios.

a)      [H1+]= 0.000 000 000 0012 mol/L

b)      [H1+]= 0.4226 mol/L

c)       [H1+]= 0.000 456 mol/L

d)      [H1+]= 0.000 000 765 mol/L

e)      [H1+]= 0.000 000 000 00111 mol/L

f)       [H1+]= 0.000 000 000 91 mol/L

Cuando te dan como dato el pH y la incógnita es [H1+] se utiliza la siguiente formula:[H1+]= 1/ antilog pH = 1/ 10pH

[H1+]= 1/10pH

EJEMPLO:

Calcular la concentracion de iones hidronio de una solución de pH es 10.38

  [H1+]= 1/1010.38=  1/ 2.398832919x1010

[H1+]= 4.168693835x10-11

Ejemplos de cálculo del pH:

Si tenemos que calcular el pH de una disolución cuya concentración de [H3O^+], es de

2.95 x 10^-4 M:

[H3O^+] = 2.95 x 10^-4 M  → pH = -log (2.95 . 10^-4 ) = 3.53

Si la concentración [OH^-] es de 2.73 x 10^-3 M, el pH se será:

[OH^-] =  2.73 x 10^-3 M → pOH = -log [OH^-] = -log (2.73 x 10^-3 ) = 2.56

Sabemos que pH + POH = 14, por lo cual:

pH= 14 – pOH = 14 – 2.56 = 11.44

Calculando las concentraciones [H3O^+] y [OH^-], el pH, y el pOH, de una disolución de

ácido clorhídrico, HCl = 0.015 M, tendremos que:

La ionización será:

HCl (aq) + H2O (l) → H3O^+(aq) + Cl^- (aq)

Como el HCl es un ácido monoprótico fuerte, éste se encuentra totalmente ionizado, por lo

que la concentración de HCl inicialmente será igual a la concentración de [H3O^+], en la

disolución. Así que :

[H3O^+] = 0.015 M

De la igualdad, Kw = [H3O^+][OH^-], deducimos el valor de la concentración de OH^-:

[OH^-]= Kw / [H3O^+] = 1.0 x 10^-14 / 1.5 x 10^-2 = 6.67 x 10^-13 M

Por lo tanto, el valor del pH y del pOH será:

pH= -log [H3O^+] = -log ( 1.5 x 10^-2) = 1.82

pOH= 14 – pH = 14 – 1.82 = 12.18

1. ¿Cuál es el pH de una solución 1 x 10-6 M de H2SO4?

[ H+ ] = 1 x 10-6 M

pH = -log [ H+ ]

pH = -log [1 x 10-6 ]

pH = - [-6]

pH = 6

2. ¿Cuál es el pH de una solución cuya concentración de ion hidronio es de

5 x 10-3 M?

[ H3O+ ] =5 x 10- 3 M

pH = -log [ H3O+ ]

pH = -log [ 5 x 10- 3 ]

pH = - [ - 2.3 ]

pH = 2.3

3. ¿Cuál es el pOH de una solución 1 x 10-4 M de NaOH?

[ OH- ] = 1 x 10- 4 M

pOH = - log [ OH- ]

pOH = - log [1 x 10- 4 ]

pOH = 4Soluciones amortiguadoras: definición, composición y propiedades. Las soluciones Buffer o Amortiguadoras tienen por finalidad mantener constante el pH de una solución, frente a cambios bruscos por adición de ácidos o bases fuertes. Estas soluciones están formadas por una solución de ácido débil y la sal del ácido.Algunos ejemplos son:CH3COOH / CH3COONaC6H5COOH / C6H5COONaH2CO3 / NaHCO3

La adición de pequeñas cantidades de ácido o base a una solución amortiguadora o buffer, produce solo un cambio pequeño de pH, porque el amortiguador reacciona con el ácido o base agregado. Las soluciones amortiguadoras se preparan con un ácido débil y una sal de ese ácido, o con una base débil y una sal de esa base.Un amortiguador preparado con un ácido débil, HA, y una sal sódica de este ácido, NaA, contiene en solución el acido no ionizado en equilibrio con los iones correspondientes

HA (ac) ↔ H+(ac) + A- (ac) ácidoNa A ↔ Na+(ac) + A - (ac) sal

Y también los iones de la sal, que como electrolito fuerte se ioniza completamente, con el anión como ion común.[H+][A-]Para este par amortiguador, Ka = -----------

[HA]La concentración de HA sin disociar es prácticamente igual a la concentración del ácido, pues la disociación de éste es ínfima. La concentración del anión A-es igual a la concentración de la sal, dado que ésta está totalmente ionizada. Aplicando logaritmos a la siguiente expresión obtenemos el valor de pH de la solución buffer. Expresión conocida como:[HA]

[H+] = Ka --------[A-]

Ecuación de Henderson-Hasselbach pH = - log [Ka [HA]/[A-]]

Por lo tanto, el pH del buffer dependerá del valor de Ka del ácido y de las concentraciones del ácido y de la sal.Al agregar un ácido fuerte al amortiguador, los iones H+ del ácido fuerte son consumidos por el anión A- proveniente de la sal formando moléculas del ácido no ionizado, impidiendo que ocurran cambios en el pH.H+(ac) + A-(ac) ↔ HA (ac)

Al agregar una base fuerte al amortiguador, los iones OH- de la base reaccionan con el ácido no ionizado, formando agua y el anión e impidiendo también que ocurran cambios en el pH.

OH - (ac) + HA (ac) ↔ H2O + A- (ac)

COMPOSICION

Los buffer consisten en sales hidrolíticamente activas que se disuelven en el agua. Los iones de estas sales se combinan con ácidos y álcalis. Estas sales hidrolíticamente activas son los productos que resultan de la reacción entre los ácidos débiles y los álcalis fuertes como el carbonato de calcio (a partir del ácido carbónico e hidróxido de calcio) o entre ácidos fuertes y álcalis débiles como el cloruro de amonio (a partir del ácido clorhídrico e hidróxido de amonio). 

Un ácido buffer reacciona cuando un ácido débil o base débil se combina con su correspondiente sal hidrolítica en una solución de agua, se forma un sistema amortiguador denominado "buffer". 

No siempre un sistema buffer es apropiado, porque los iones de algunas sales hidrolíticas pueden, por ejemplo, danar a los organismos que entran en contacto con él. 

Por otra parte, cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, algunos de los cuales no son adecuados para acuarios. 

calculo pH=pKa+log([sal]/[ácido])

PROPIEDADES Primero: La dilución moderada de esta solución no afecta el pH de la misma.

Segundo: La adición de pequenas cantidades de ácidos o bases a una solución amortiguadora, no afecta significativamente el pH (esto es lógico, ya que es la función principal de estas soluciones)

Tercero: Capacidad tampón; capacidad máxima de amortiguación que tiene la solución.

A) Primera Propiedad: La dilución moderada de esta solución no afecta el pH de la misma.

Ejemplo 1: Calculemos el pH de una solución amortiguadora de acetato si las concentraciones de ácido y sal son 0,1 M respectivamente (pKa = 4,76).

pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]

pH = pKa + log [0,1] / [0,1]

pH = pKa = 4,76

Ejemplo 2: Si diluimos la concentración de la solución amortiguadora del ejemplo 1 a la mitad, las nuevas concentraciones de sal y ácido serán 0,05 M (0,1 dividido por 2), luego su nuevo pH será:

pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]

pH = pKa + log [0,05] / [0,05]

pH = pKa = 4,76 !

“Lo que indica que al diluir a la mitad las concentraciones de ácido y sal el pH del buffer no cambia”.

B) Segunda Propiedad: La adición de pequenas cantidades de ácidos o bases a una solución amortiguadora, no afecta significativamente el pH.

Ejemplo 1: Supongamos que tenemos 250 mL de solución amortiguadora de acetato, en donde [Sal] = [Ácido] = 0,1 M (pKa = 4,76).

Paso 1: Como ya hemos visto, si [Sal] = [Ácido] el pH = pKa y por lo tanto el tampón presenta un pH = 4,76.

Paso 2: Calculemos ahora el número de moles de ácido y de sal que tenemos disueltos en esta cantidad de tampón (250 mL).

[Ácido] 0,1 mol ácido x

= x = 0,025 moles de ácido

1000 mL solución 250 mL solución

[Sal] 0,1 mol sal x

= x = 0,025 moles de sal

1000 mL solución 250 mL solución

Paso 3: Agregaremos a esta solución 1 mL de ácido clorhídrico de concentración 1,0 M

Veamos cuantos moles de HCl hemos agregado

[HCl] 0,1 mol ácido x

= x = 1,0 · 10-3 moles de ácido

1000 mL solución 1 mL solución

Como se trata de un ácido fuerte (electrolito fuerte) disocia completamente

HCl H+ + Cl-

por lo tanto, hemos agregado 1,0 · 10-3 moles de H+

“Recordemos”. Si agregamos H+ a una solución tampón, estos reaccionarán con el componente básico de la solución amortiguadora (X-), en este caso con el ion acetato (CH3COO-) según la siguiente ecuación:

CH3COO- + H+ CH3COOH

Esto provoca que aumente la concentración de ácido y disminuya la concentración de sal que componen el tampón.

En nuestro ejemplo:

aumenta la concentración de ácido acético

disminuye la concentración del acetato de sodio

Este aumento o disminución es proporcional, o sea aumenta la [CH3COOH] en la misma magnitud que disminuye la [CH3COONa]

Teníamos en el buffer:

0,025 moles de ácido

0,025 moles de sal

Si agregamos

1 · 10-3 moles

de H+

ENTONCES

El número de moles de ácido aumenta en 1 · 10-3

moles de ácido + moles de H+

inicial agregados

0,025 + 1 · 10-3 = 0,026 moles de ácido

El número de moles de sal disminuye en 1 · 10-3

moles de sal - moles de H+ inicial agregados

0,025 - 1 · 10-3 = 0,024 moles de ácido

Paso 4: Hasta el momento, cuando agregamos 1 mL de HCl 1,0M a la solución buffer, disminuyo los moles de sal y aumento los moles de ácido disueltos en solución.

Como agregamos 1 mL de HCl a los 250 mL de solución buffer el nuevo volumen será aproximadamente 251 mL, entonces calcularemos las nuevas concentraciones de ácido y sal presentes en solución:

[Ácido] 0,026 x

= x = 0,104 M

251 mL 1000 mL

Nuevas concentraciones

[Sal] 0,024 x

= x = 0,096 M

251 mL 1000 mL

Paso 5: Con estas nuevas concentraciones determinaremos el pH de la solución tampón, después de agregar H+

pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]

pH = 4,76 + log [0,096] / [0,104]

pH = 4,76 + log 0,923

pH = 4,76 - 0,034 ! pH = 4,72

En conclusión el pH de la solución vario de 4,76 a 4,72, es decir, un cambio mínimo de acidez, lo que reafirma que anadir pequenas cantidades de ácidos o bases (aunque sean fuertes) NO PROVOCA GRANDES CAMBIOS EN LA ACIDEZ O BASICIDAD DEL MEDIO AMBIENTE.

C) Tercera Propiedad: Capacidad tampón, que se define “el número de moles de ácido o base que se debe agregar a un litro de solución tampón para que esta cambie su pH en una unidad.

Ecuación de Henderson - Hasselbach. Considera la ionización de un ácido débil HA que tiene algún valor de pKa. Es conveniente poder relacionar el pH de una disolución de un ácido débil con su pKa y con el grado de ionización. La reacción sería:

HA   H+ + A-

La constante de disociación del ácido (Ka) para esta reacción, vendría dada por la ecuación

Esta ecuación se puede reorganizar para despejar la concentración de iones hidrógeno porque, recuerda, queremos una ecuación que relacione el pH de la disolución con el pKa y con el grado de ionización del ácido débil. La forma en la que queda la ecuación es

Por definición, log ( 1/ [H+] ) = pH y log ( 1/Ka ) = pKa , así que, aplicando logaritmos a la ecuación anterior, obtenemos

Esta es la conocida ecuación de Henderson-Hasselbalch que se utiliza a menudo para realizar los cálculos que requiere la preparación de disoluciones tampón en el laboratorio, o para otras aplicaciones. Fíjate en varios aspectos interesantes relacionados con esta ecuación.

Primero, si pH = pKa, el logaritmo de la relación de concentraciones de las formas disociada y sin disociar será cero, de manera que estas concentraciones serán iguales. En otras palabras, cuando el pH es igual al pKa, el ácido estará disociado al 50%.

Segundo, date cuenta de que cuando el pH aumenta o disminuye una unidad en relación con el pKa, la relación entre las formas del ácido disociada y sin disociar cambia en un factor de 10. Es decir, si el pH de una disolución es 6 y el pKa es 7, la relación [ A-]/[ HA] será 0,1; si el pH fuera 5, la relación sería 0,01 y si el pH fuera7, la relación sería 1.

También, date cuenta de que si el pH está por debajo del pKa, la relación es < 1, mientras que si el pH está por encima del pKa, la relación será >1. Resumiendo, la ecuación de Henderson-Hasselbalch aporta mucha información. Debes estudiarla para comprender todo lo que deriva de ella.

1. Se titularon 25 ml de jugo de pina con 5 ml de KOH 0,5 N. ¿Calcular la normalidad del jugo de pina?

Respuesta: Volumen conocido (V1) =5 ml x Normalidad conocida (N1) =0,5 N es proporcional al Volumen del desconocido (V2)= 25 ml x Normalidad del desconocido

.

La normalidad del jugo de pina es 0,1 normal.

2.Calcular el pH de la solución final cuando se anaden 100 ml de NaOH 0,1 M a 150 ml de CH3 COOH 0,2 M (Ka = 1,8 x 10-5 ).

Solución: Sabemos que 150 ml de CH3 COOH 0,2 M tienen 0,03 moles de CH3 COOH. Así mismo 100 ml de NaOH 0,1 M contienen 0,01 moles de NaOH . Al mezclarse estos, 0,01 moles de NaOH neutralizan 0,01 moles de CH3 COOH para formar 0,01 moles de acetato de sodio y permanecerán libres 0,02 moles de CH3 COOH. Ambos están contenidos en un volumen de 250 ml.Aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbalch tenemos:

 Primero debemos calcular el pKa = - log 1,8 x 10-5 = 4,74 De tal forma que:

3. Determinar la relación de las concentraciones de  para preparar un buffer de pH 5,0. El pKa del ácido acético es 4,66. 

  

   

4. Determinar el pH de un buffer lactato, que tiene una concentración de ácido láctico de 0,050M, y la concentración del ión lactato es 0,32 M, sabiendo que la constante de disociación aparente del ácido láctico ( CH3- CHOH- COOH ) es 1,38 x 10-4 . Se calcula primero el pKa que es igual a: pKa= - log 1,38 x 10-4 = 3,86.

5. El pH del medio interno de una célula es 6,4. Calcular la relación de las concentraciones

de:   si la segunda constante de disociación para el ácido fosfórico K´ es 6,31 x 10-8.

Amortiguadores fisiológicos: bicarbonato, fosfatos, hemoglobina y proteínas, Acidosis y alcalosis. Su misión es evitar los cambios bruscos del pH de la sangre al anadir un ácido o una base fuerte. Los amortiguadores que hay en los líquidos corporales se denominan fisiológicos y forman parejas (están constituidas por un ácido débil y la sal del mismo ácido débil o base conjugada). Los amortiguadores sanguíneos son:

1. El ácido carbónico y el bicarbonato sódico. Constituyen la pareja más importante y es la más abundante. Cuando se encuentran en una proporción de 1/20, el pH de la sangre se mantiene alrededor de 7.40. Reaccionan según la ecuación:

2. El fosfato. Experimenta la reacción:

Tiene poca importancia en el plasma.

3. La hemoglobina. Puede actuar como un amortiguador proteico ordinario, pero también como amortiguador especial debido a su función transportadora del oxígeno. Cuando se oxigena (Hb á Hb- + H+), se comporta como un ácido más fuerte.

4. Las proteínas plasmáticas. Se comportan como amortiguadores gracias a sus grupos carboxílico y amino, y pueden experimentar las siguientes reacciones:

El grupo imidazólico de la histidina es también un importante amortiguador de muchas reacciones.

5. El amonio. En este caso la reacción es:

Tiene poca importancia en el plasma, pero es muy importante en la orina.

En su conjunto todos los amortiguadores o tampones experimentan la siguiente reacción química:

Las ventajas del mecanismo de amortiguamiento son su rapidez de actuación y su capacidad para evitar los cambios bruscos que sufriría el pH de la sangre al entrar en contacto con determinados ácidos o bases producidos por el catabolismo de las células. Sus desventajas son: su actuación limitada, de modo que sólo son capaces de compensar en parte el pH, y el carácter temporal de su efecto, ya que su acción amortiguadora se ejerce a expensas de disminuir su concentración durante las sucesivas reacciones. En definitiva, son mecanismos de compensación, pero no son capaces de extraer o retener ácidos o bases. Por ello, con gran frecuencia hay que recurrir a los otros sistemas

La acidosis metabólica es uno de los trastornos del equilibrio ácido-base, caracterizado por un incremento en la acidez del plasma sanguíneo y es, por lo general, una manifestación de trastornos metabólicos en el organismo. El identificar la enfermedad desencadenante es la clave para la corrección del trastorno.

La acidosis metabólica puede ser causada por:1

Aumento en la generación de H+ de origen endógeno (por ejemplo, cetonas) o ácidos exógenos (por ejemplo, salicilatos, etilenglicol, metanol)

Incapacidad de los riñones para el excretar hidrógeno producido por la ingesta de proteínas de la dieta (acidosis tubular renal Tipo I, IV)

La pérdida de bicarbonato (HCO3) debido a la pérdida-a través del riñón (acidosis tubular renal tipo II) o del tracto gastrointestinal (diarrea)

La alcalosis metabólica es uno de los trastornos del equilibrio ácido-base en que una concentración baja de hidrogeniones circulantes y el consecuente aumento de la concentración de bicarbonato, eleva el pH del plasma sanguíneo por encima del rango normal (7.35-7.45).1 En la alcalosis metabólica se halla un pH arterial superior a 7.45 y un bicarbonato plasmático (HCO3-) superior a 25 mmol/l como alteraciones primarias, y un aumento de la presión parcial de CO2 (pCO2) por hipoventilación compensatoria.2

La alcalosis metabólica se produce a causa de ganancia neta de [HCO3–] o de pérdida de ácidos no volátiles (en general HCl) procedentes del líquido extracelular.

La alcalosis metabólica se manifiesta por pH arterial alto, aumento de la [HCO3–] sérica y aumento de la PaCO2 a causa de la hipoventilación alveolar compensadora .

A menudo conlleva hipocloremia e hipokalemia La hipocloremia es un trastorno hidroelectrolítico en el que existe un nivel anormalmente bajo de ión cloro en la sangre. Los niveles normales de cloro en el suero van de 97 a 107 mEq/L. Ocurre en pocas ocasiones en ausencia de otros problemas. Está asociado con la ventilación.1 Se puede asociar con acidosis respiratoria crónica.2 Puede ocurrir simultáneamente con la alcalosis metabólica debido a los vómitos, la diarrea o una insuficiencia renal.. También podemos encontrar una retención de HCO3 como mecanismo compensador de una acidosis respiratoria.

El trastorno entraña una fase generadora, en la que la pérdida de ácido suele causar alcalosis, y una fase de "mantenimiento", en la que el riñón es incapaz de compensar mediante la eliminación de bicarbonato (HCO3–).

Los riñones y los pulmones regulan el estado ácido/base, los riñones poseen una impresionante capacidad de eliminar HCO3, y la persistencia de una alcalosis metabólica representa un fracaso de los riñones para eliminar HCO3 de la forma habitual.3

Efecto de pH en la ionización de ácidos. Consecuencias fisiológicas

Efecto del pH en la ionización del sitio activo: la concentración de H+ afecta la velocidad de la reacción en muchas formas. Primero el proceso catalítico usualmente requiere de que la enzima y el substrato tengan grupos químicos en una forma ionica particular para poder interactuar. Por ejemplo la actividad catalítica puede necesitar a un grupo amino, por ejemplo de una lisina en estado protonado (-NH3

+) o no (-NH2+), el pH modifica este estado y

por tanto a la velocidad de la reacción.  

Efecto del pH para la desnaturalización de la enzima: pH extremos pueden ocasionar la desnaturalización de las enzimas, debido a que la estructura con estos cambios es posible modificar las interacciones ionicas que intervienen en la estabilidad de la enzima en su estado nativo:

  100                                         pepsina                                             50                                                  tripsi

na                                                                                         fosfatasa al

calina        0    

 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

        pHFigura: efecto de la variación en el pH sobre la

actividad enzimática.  El pH óptimo varía para las diferentes enzimas:  el pH al cual

las enzimas adquieren su máxima actividad es diferente para cada una de ellas y depende de la secuencia de aminoácidos que las conforman, por supuesto, también está relacionado con el microambiente celular en el cual desarrollan su catálisis. Por ejemplo la pepsina que es una enzima digestiva que actúa en el estómago, posee un pH óptimo de alrededor de 2 unidades, por el contrario otras enzimas que actúan a pH neutro, se desnaturalizan a pH alcalino o ácido.