Una cubeta
Agua
Una coca cola
Una coca cola light
Llenar la cubeta 3/4 partes de agua y sumergir las dos cocas al mismo tiempo obsewrva que pasa
La coca light flota
La coca normal se hunde
¿Porquè?
viernes, 20 de febrero de 2009
EXPERIMENTOS
Una cubeta
Agua
Una coca cola
Una coca cola light
Llenar la cubeta 3/4 partes de agua y sumergir las dos cocas al mismo tiempo obsewrva que pasa
La coca light flota
La coca normal se hunde
¿Porquè?
EXPERIMENTOS
MATERIAL:
Un plato concavo
agua
talco
jabon cotonetes
Llenar el plato 3/4 partes de agua y vacar talco en la superficie liquida
al cotonete humedecerlo con agua y jabon e introducirlo en el agua con talco.
Observa que el talco se separa del cotonete por que sus cargas son iguales y se repelen. Como se observa en la foto
EXPERIMENTOS
Podemos darnos cuentaque la rodaja de papa que estaba en el vaso de agua limpia quedo integra.
La papa que sacamos del vaso de agua con sal se desintegro ya que quizo que existiera un equilibrio en su medio y no lo logro, asi que queda como la vez en laf oto.
EXPERIMENTOS
material:
2 vasos
agua
sal
2 rodajas de papa cruda
Los dos vasos llenalos de agua 3/4 partes, en en vaso pon sal hasta la mitad del mismo.
Coloca las dos rodajas de papa una en cada vaso y dejalas 30 minutos.
ACIDO Y BASE
Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius
Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH- H2O
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa.
Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.
Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.
Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).
Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.
La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.
Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,
Tienen un sabor amargo.
Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.
Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.
Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.
Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.
Acidos y bases de Arrhenius:
Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
Las bases liberan iones hidróxido en agua.
Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry
Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados.
Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.
Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,
Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+
Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-
Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base NH2- + base + H+
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:
HF + H2O H3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis
Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.
La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
Ejemplos
Ejemplo de la teoría de Arrhenius:
El ácido Clorhídrico , HCl (ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio.
2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)
Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:
En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar ácido clorhídrico, el HCl (g) es el donador de protones. Todas las bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor de protones (la base) es el agua.
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)
Ejemplo de la teoría de Lewis:
El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:
H3N: + BF3ðH3N-BF3
Conclusiones
Hoy en día hay varias teorías acerca de loa ácidos y los bases las cuales difieren ligeramente entre sí pero nos damos cuenta que tienen mucho que ver una con la otra. Por ejemplo, la teoría de Lewis tiene mucho que ver con la de Arrhenius la cual dice que un ácido es aquella sustancia que aporta iones de hidrógeno en solución acuosa y que base es aquella sustancia que aporta iones de hidrógeno en solución acuosa.
La teoría de Bronsted - Lowry por otra parte dice que Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+ y que una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-
Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH- H2O
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa.
Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.
Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.
Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).
Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.
La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.
Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,
Tienen un sabor amargo.
Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.
Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.
Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.
Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.
Acidos y bases de Arrhenius:
Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
Las bases liberan iones hidróxido en agua.
Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry
Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados.
Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.
Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,
Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+
Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-
Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base NH2- + base + H+
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:
HF + H2O H3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis
Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.
La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
Ejemplos
Ejemplo de la teoría de Arrhenius:
El ácido Clorhídrico , HCl (ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio.
2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)
Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:
En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar ácido clorhídrico, el HCl (g) es el donador de protones. Todas las bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor de protones (la base) es el agua.
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)
Ejemplo de la teoría de Lewis:
El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:
H3N: + BF3ðH3N-BF3
Conclusiones
Hoy en día hay varias teorías acerca de loa ácidos y los bases las cuales difieren ligeramente entre sí pero nos damos cuenta que tienen mucho que ver una con la otra. Por ejemplo, la teoría de Lewis tiene mucho que ver con la de Arrhenius la cual dice que un ácido es aquella sustancia que aporta iones de hidrógeno en solución acuosa y que base es aquella sustancia que aporta iones de hidrógeno en solución acuosa.
La teoría de Bronsted - Lowry por otra parte dice que Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+ y que una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-
jueves, 19 de febrero de 2009
IONIZACION DEL AGUA
A causa de la pequeña masa del átomo de hidrogeno y dado que su único electrón se halla fuertemente retenido por el átomo de oxigeno, hay una tendencia limitada del Ion de hidrogeno al disociarse del átomo de oxigeno al que se halla unido covalentemente en una molécula de agua y saltar al átomo de oxigeno de la molécula de átomo adyacente a la cual se halla unido por enlace de hidrogeno, supuesto que la energía interna de cada molécula sea favorable.
En esta reacción se produce el Ion hidronio ( H30 +) y el Ion hidroxilo (OH-). En un litro de agua pura a 25ºC. En un momento dado exigen solamente 1.0* 10exp-1 mol de iones H2O y una cantidad de iones OH según muestra las medidas de conductividad eléctrica.
Aunque que por convención se emplea el símbolo H+, con objeto de abreviar, debe recalcarse que el agua no existen protones desnudos o iones hidrogeno en cantidad significativa; se hallan solamente en forma hidratada; el propio ion hidronio, H20+, se hidrata posteriormente por formación, de enlaces de hidrógenos adicionales con el agua para formar H204, así como formas de hidratación mas elevada el Ion hidroxilo se halla también hidratado en el agua liquida.
Vemos en la tabla que la velocidad de emigración aparente de los iones de H2O+ en un campo eléctrico es muchas veces superior a la de los cationes univalentes Na+ o K+ esta anomalía es debida a que un protón puede saltar muy rápidamente desde el Ion hidronio, a la que se une por enlace de hidrogeno así una carga eléctrica positiva puede desplazarse a una determinada distancia desde una molécula de agua a una con poco movimiento de las propias moléculas de agua. Una serie de tales saltos protónicos tiene el efecto de tras localizar los protones a una velocidad que es mucho mayor que la velocidad de difusión, o movimiento global de los iones H3O+por si mismos. Los saltos protónicos a lo largo de las moléculas de agua inmovilizadas
En la red cristalina de hielos son los responsables de que el hielo, a pesar de su rígida estructura, posea casi la misma conductividad eléctrica que el agua liquida. La conducción de protones a través de las moléculas de agua unidas por en lace de hidrógeno, llamada efecto túnel puede ser un fenómeno importante en los sistemas biológicos.
Efectos de los solutos sobre las propiedades del agua
La presencia de solutos disueltos provocan cambios en la estructura y en las propiedades del agua liquida. Por ejemplo, cuando una sal tal como NaCI se disuelve en el agua , los iones Na+ y CI- , se hallan rodeados de una capa de dipolo de l agua. Estos iones hidratados poseen una geometría algo diferente de las agrupaciones de moléculas de agua unidas mediante enlaces de hidrogeno; su ordenación superior y de estructuras es mas regular. la tabla 2-3 muestra las distancias iterionicas medias en disoluciones acuosas de NaCI de función de la concentración de la sal. Observemos cuando la concentración de NaCI es d 0.15 M, que es la concentración aproximada del NaCI es el plasma sanguíneo(y la de sales de K+ en el citoplasma celular) Los iones Na+ y CI- hidratado poseen un diámetro de 0.5 a 0.7 nm y un agrupamiento tetraédrico de cinco moléculas de agua tiene un diámetro de apoximadamente 0.5 nm,esta claro que debe haber un cambio considerable en la estructura tridimensional y en la propiedades del agua liquida cuando se disuelve NaCI en ella a la concentración aproximada con que se encuentre en los fluidos biológicos. Las sales disueltas tienden, por tanto a “romper” la estructura normal del agua.
El efecto del soluto sobre el disolvente se manifiesta en otro conjunto de propiedades a saber las propiedades coligativas de las disoluciones, las cuales dependen del numero de partículas del soluto por unidades de volumen del disolvente.
Los solutos producen efectos característicos en el disolvente tales como el descenso del punto de congelación, la elevación del punto de ebullición y la disminución de la presión de vapor. Confieren también a la disolución la propiedad de la presión osmótica. El peso molecular gramo de un soluto ideal, no asociado ni disociado, no volátil disuelto en 1000g de
Producto iónico del agua: escala de ph.
La disolución iónica del agua es un proceso de equilibrio:
Para el cual podemos escribir la constante de equilibrio.
En las que los corchetes indican las concentraciones en moles por litros. La magnitud de esta constante de equilibrio, a cualquier temperatura dada, puede calcularse a partir de las medidas de conductividad del agua destilada. Puesto que la concentración del agua, en el agua pura, es muy elevada (es igual al numero de gramos de agua en un litro divididos por el peso molecular gramos, ósea 1000/18 = 55.5 M) y la concentración de iones H+ y OH- es muy pequeña (1X 10 e-3 M a 25º C.) la concentración molar del agua nio cambia significativamente por ligerísima ionización. La contaste de equilibrio puede simplificarse a la expresión siguiente:
Y el termino 55.5 X Keq puede sustituirse por una constante
El valor de Kw a 15ºC es de 1.0 X 10e-24. en una disolución acida la concentración H+ es relativamente elevada OH- correspondiente baja; en una disolución basica la situación se invierte.
El producto iónico del agua, Kw constituye la basa para la escala de PH que es un medio de designar la concentración real de iones H+ y 1.0M de OH-. La escala de PH fue ideada por bioquimico danès S. P. L. Sprensen como medio de evitar números engorrosos tales como 0.00000001 ò 1.0 X 10e -7 para expresar las bajas concentraciones de ion Hidrogeno de los fluidos biológicos. Definió el pH como
En una disolución neutra a 25º C.
El pH del tal disolución es
El valor de 7.0 para el pH de una disolución exactamente neutra no es, por tanto. Una cifra escogida de manera arbitraria; deriva del valor absoluto del producto iónico del agua 25º C. resultas muy importante observar que la escala de pH logaritmo. Decir que dos disoluciones difieren en su pH en una unidad significa que una disolución posee una concentración de iones Hidrogeno 10 veces superior a la otra.
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 la disociación 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
pOH = − log10.[OH − ]
En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de la disociación 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
EL pH
El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones o cationes hidrógeno [H+] 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 logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
Algunos valores comunes del pH
Sustancia/Disolución
pH
Disolución de HCl 1 M
0,0
Jugo gástrico
1,5
Jugo de limón
2,4
Refresco de cola
2,5
Vinagre
2,9
Jugo de naranja o manzana
3,0
Cerveza
4,5
Café
5,0
Té
5,5
Lluvia ácida
<>Saliva (pacientes con cáncer)
4,5 a 5,7
Orina
5,5-6,5
Leche
6,5
Agua pura
7,0
Saliva humana
6,5 a 7,4
Sangre
7,35 a 7,45
Agua de mar
8,0
Jabón de manos
9,0 a 10,0
Amoníaco
11,5
Hipoclorito de sodio
12,5
Hidróxido sódico
13,5 a 14
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 [H+] = 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, y básicas las 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 H+, tenemos que:
Kw = [H+][OH–]=10–14 en donde [H+] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH-] la de iones hidróxido, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua.
Por lo tanto,
log Kw = log [H+] + log [OH–]
–14 = log [H+] + log [OH–]
14 = –log [H+] – 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.
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 cualitativos para 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 batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que cero, mientras que el hidróxido de sodio 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
Algunos valores comunes del pH
Sustancia/Disolución
pH
Disolución de HCl 1 M
0,0
Jugo gástrico
1,5
Jugo de limón
2,4
Refresco de cola
2,5
Vinagre
2,9
Jugo de naranja o manzana
3,0
Cerveza
4,5
Café
5,0
Té
5,5
Lluvia ácida
<>Saliva (pacientes con cáncer)
4,5 a 5,7
Orina
5,5-6,5
Leche
6,5
Agua pura
7,0
Saliva humana
6,5 a 7,4
Sangre
7,35 a 7,45
Agua de mar
8,0
Jabón de manos
9,0 a 10,0
Amoníaco
11,5
Hipoclorito de sodio
12,5
Hidróxido sódico
13,5 a 14
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 [H+] = 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, y básicas las 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 H+, tenemos que:
Kw = [H+][OH–]=10–14 en donde [H+] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH-] la de iones hidróxido, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua.
Por lo tanto,
log Kw = log [H+] + log [OH–]
–14 = log [H+] + log [OH–]
14 = –log [H+] – 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.
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 cualitativos para 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 batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que cero, mientras que el hidróxido de sodio 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
EL AGUA
La hidrosfera, el conjunto de aguas de nuestro planeta, permite la existencia de vida e influye en el equilibrio del ecosistema.
El agua (del latín aqua) es el compuesto formado por dos átomos de hidrógeno y uno de oxigeno(H2O). El término agua se aplica en el lenguaje corriente únicamente al estado líquido de este compuesto, mientras que se asigna el término hielo a su estado sólido y el término vapor de agua a su estado gaseoso.
El agua es una sustancia química esencial para la supervivencia de todas las formas conocidas de la vida.
Propiedades físicas y químicas básicas
A temperatura ambiente es líquida, inodora, insípida e incolora, aunque adquiere una leve tonalidad azul en grandes volúmenes, debido a la refracción de la luz al atravesarla, ya que absorbe con mayor facilidad las longitudes de onda larga (rojo, naranja y amarillo) que las longitudes de onda corta (azul, violeta), desviando levemente estas últimas, provocando que en grandes cantidades de agua esas ondas cortas se hagan apreciables.
Se considera fundamental para la existencia de la vida. No se conoce ninguna forma de vida que tenga lugar en su ausencia completa.
Es el único compuesto que puede estar en los tres estados (sólido, líquido y gaseoso) a las temperaturas que se dan en la Tierra. Se halla en forma líquida en los mares, ríos, lagos y océanos; en forma sólida, nieve o hielo, en los casquetes polares, en las cumbres de las montañas y en los lugares de la Tierra donde la temperatura es inferior a cero grados Celsius; y en forma gaseosa se encuentra formando parte de la atmósfera terrestre como vapor de agua.
Es el compuesto con el calor latente de vaporización más alto, 540 cal/g (2,26 kJ/g) y con el calor específico más alto después del litio, 1 cal/g (4,18 J/g).
Agua en la Tierra
Origen del agua
Los científicos piensan que los constituyentes químicos del agua (oxígeno e hidrógeno) deben haber existido en la nube primitiva que dio origen a nuestro Sistema Solar, hace alrededor de 4.500 millones de años.
El entonces joven Sistema Solar estaba lleno de escombros y, cuando muchos de estos trozos de material planetario chocaron contra nuestro planeta, pudieron iniciar un proceso en el cual el hidrógeno y el oxígeno congelados se vaporizaron, liberándose así en la atmósfera terrestre.
Una vez que ambos elementos estuvieron presentes en la Tierra, lo demás tuvo que ser simple. El hidrógeno es un elemento fácilmente inflamable y, cuando se quema en presencia del oxígeno, se une con este último elemento. Cuando el oxígeno y el hidrógeno se combinan en proporciones adecuadas (para ser exactos, un átomo de oxígeno por cada dos de hidrógeno) entonces lo que resulta es vapor de agua.
Actualmente existe cierta evidencia que respalda a esta teoría. Se sabe que las rocas del manto terrestre contienen agua en una buena proporción. En la superficie de nuestro planeta, las emisiones volcánicas contienen una gran cantidad de vapor de agua. Algunos científicos afirman que esta adición de agua a la atmósfera terrestre puede aún llegar a ser mayor, en la medida que los volcanes liberen más vapor de agua en el aire.
La teoría anterior es muy aceptada y ha sido ampliamente investigada. Pero existe otra, más reciente, que sugiere que una buena parte del agua terrestre pudo haber sido traída por los cometas que fueron capturados por la gravedad terrestre, y que terminaron por impactarse contra nuestro planeta.
Es un hecho comprobado que, durante toda su historia, el planeta en el cual vivimos ha sufrido colisiones de meteoritos en repetidas ocasiones. Los meteoritos, debido a la gran cantidad de energía de movimiento que poseen, se vaporizan completamente al impacto; de esta manera, pudieron inyectar hidrógeno y oxígeno a la atmósfera terrestre.
Según cálculos recientes, no serían necesarios muchos meteoritos para justificar la cantidad de agua que posee nuestro planeta.
Como ha ocurrido en muchas ocasiones a lo largo de la historia de la ciencia, el origen verdadero del agua en la Tierra probablemente tenga que ver con ambas ideas. Como los procesos ya referidos no se excluyen mutuamente, los dos pueden ser responsables del agua que existe actualmente en nuestro planeta.
Fuente de agua.
La Tierra fue un lugar extremadamente caliente, de manera que su atmósfera pudo contener una cantidad mayor de vapor de agua. Pero eventualmente nuestro planeta se fue enfriando y el vapor comenzó a condensarse. Fue así como la Tierra experimentó la tormenta más intensa de su historia. Desde entonces, el agua que posee nuestro planeta ha sido la misma, y se ha ciclado de la tierra al aire y viceversa una y otra vez durante más de 3.000 millones de años.
¿Que esla Bioquimica?
La Bioquímica clínica es la ciencia que estudia la biología y la química humanas, con una orientación médica y aplicada; sus investigaciones y conclusiones pueden ser aplicadas y reutilizadas en la medicina hospitalaria y clínica.
Estudia campos como la genética de pacientes y diferentes ramas de la microbiología, que colaboran con diagnósticos y estudios clínicos.
Es muy utilizada con la biotecnología y su colaboración médica en la ciudades básicamente. Al igual que la bioquímica estudia el comportamiento celular, sus generalidades y especificaciones, esta ciencia es en cierto punto una rama de ésta, pues simplemente es una aplicación clínica para las especificaciones del mundo médico y científico, pues existen proyectos que resumen teorías con la medicina aplicada humanitariamente, para sus conclusiones.
Estudia campos como la genética de pacientes y diferentes ramas de la microbiología, que colaboran con diagnósticos y estudios clínicos.
Es muy utilizada con la biotecnología y su colaboración médica en la ciudades básicamente. Al igual que la bioquímica estudia el comportamiento celular, sus generalidades y especificaciones, esta ciencia es en cierto punto una rama de ésta, pues simplemente es una aplicación clínica para las especificaciones del mundo médico y científico, pues existen proyectos que resumen teorías con la medicina aplicada humanitariamente, para sus conclusiones.
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