1. funciÓn biolÓgica del agua

Unidad I

FUNCIÓN BIOLÓGICA DEL AGUA

El agua es un compuesto de vital importancia para los organismos vivos después del

oxígeno. Es el material más abundante en todos los seres vivientes y representa

aproximadamente dos tercios de su peso total. La vida surgió hace aproximadamente

3000 millones de años en su seno y no fue acciden-tal. Como el agua tiene un punto

de congelación bajo y un elevado punto de ebullición, esto les permitió a las primeras

formas de vida tener la oportunidad de crecer y adaptarse en un sistema con

temperatu-ra moderada.

El agua no se considera como nutriente, debido a que no tiene un valor

energético ni sufre cambios químicos durante su utilización biológica (con excepción

de su papel en las células fotosintéticas); sin embargo, sin este líquido no se podrían

llevar a cabo las reacciones bioquímicas que sustentan la vida. Las principales

funciones biológicas del agua se basan en su capacidad para transportar diferentes

sustancias a través de los organismos, disolver otras y mantenerlas tanto en solución

como en suspensión coloidal; esto gracias a sus propiedades disolventes y también a

que permanece líquida dentro de un intervalo de temperatura muy amplio (4º-100º C).

Muchas de las macromoléculas de interés biológico (proteínas, enzimas, ácidos

nucleicos) adquieren su estructura terciaria en presencia de agua y de esta manera

desarrollan su actividad.

Estructura de la molécula del agua

Químicamente, el agua es un hidruro no metálico y un óxido, con propiedades físicas

muy diferentes a los compuestos de hidrógeno del grupo VI A de la tabla periódica.

Estructura electrónica

Las estructuras electrónicas de los átomos de hidrógeno y del átomo de oxígeno son:

18 FUNCIÓN BIOLÓGICA DEL AGUA

Peso atómico Número atómico Estructura electrónica Oxígeno 16 8 1s2, 2s2, 2px

2, 2py1, 2pz

1

Hidrógeno 1 1 1s1

Un orbital s y tres p del oxígeno pueden hibridizarse para formar cuatro orbitales

equivalentes sp3. Dos de esos orbitales contienen pares de electrones no

compartidos; los otros dos se superponen con los electrones 1s de átomos de

hidrógeno para dar una estructura con ángulo de enlace de 105º. En esta estructura,

los dos hidrógenos y los dos pares no compartidos de electrones se encuentran en

ápices alternos de un tetraedro. Esto se muestra en la figura 1.1

FUNCIÓN BIOLÓGICA DEL AGUA 19

FIGURA 1.1

Las propiedades del agua son anómalas y muy diferentes a las de compuestos

similares como los hidruros del mismo grupo de la tabla periódica al que pertenece el

oxígeno, como se muestra en la tabla.

Tabla 1.1

Propiedad H2O H2S H2Se H2Te Masa molecular (uma) 18.00 34.10 81.00 129.60 Punto de fusión (ºC) 0 -86 -66 -49 Punto de ebullición (ºC) 100.00 -61 -41 -2 Calor molar de fusión

kcal/mol 1.44 0.57 0.60 1.00 kJ/mol 6.02 2.38 2.51 4.18

Calor molar de vaporización

kcal/mol 9.72 4.46 4.62 5.55 kJ/mol 40.70 18.70 19.30 23.20

Se puede observar que el agua, con el menor peso molecular, tiene puntos de fusión

y ebullición muy diferentes a los esperados cuando se le compara con los otros

hidruros. Estas dos constantes físicas son directamente proporcionales a los pesos

moleculares de las sustancias, lo que no se cumple en el caso del agua cuyos puntos

de fusión y ebullición son más altos que todos los mostrados en la tabla. De los cuatro

hidruros, el agua es el único que se encuentra en estado líquido a las temperaturas

más comunes de nuestra vida biológica (15 y 40º C). Todas estas propiedades tan

diferentes del agua se deben a las fuerzas de atracción (puentes de hidrógeno) que

existen entre sus moléculas, que produ-cen una cohesión interna muy importante.


Propiedades fisicoquímicas químicas del agua. Elevada fuerza de cohesión entre sus moléculas: debido a los puentes de

hidrógeno que se establecen las moléculas de agua permanecen unidas entre sí de forma más intensa que en otros compuestos similares.

El agua es un líquido prácticamente incompresible: no es fácil reducir su volumen mediante presión, pues las moléculas de agua están enlazadas entre sí manteniendo unas distancias intermoleculares más o menos fijas. Por ello muchos organismos usan agua para fabricar sus esqueletos hidrostáticos, como los anélidos y celentéreos.

Elevada tensión superficial: su superficie opone gran resistencia a romperse, lo que permite que muchos organismos puedan “andar” sobre el agua y vivan asociados a esa película superficial.

Capilaridad: ascenso de la columna de agua a través de tubos de diámetro capilar, fenómeno que depende de la capacidad de adhesión de las moléculas de agua a las paredes de los conductos capilares y de la cohesión de las moléculas de agua entre si. Las plantas utilizan esta propiedad para la ascensión de la sabia bruta por el xilema.

Elevado calor específico: Hace falta mucha energía para elevar su temperatura. esto convierte al agua en un buen aislante térmico.

Elevado calor de vaporización: debido a que para pasar al estado sólido parte de la energía suministrada se emplea en romper los enlaces de puentes de hidrógeno.

Mayor densidad en estado liquido que en estado sólido: el hielo flota en el agua.

Elevada constante dieléctrica. Al ser un dipolo el agua se convierte en el gran disolvente universal: compuestos iónicos y polares se disuelven fácilmente en agua.

Bajo grado de ionización: sólo una de cada 551.000.000 moléculas de agua se encuentra disociada en forma iónica. La concentración de iones hidroxilo (OH-1) y de iones de hidrógeno (protones) H+ es la misma 10-7 molar. El agua es desde el punto de vista del pH, neutra.

Polaridad del agua Como el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, esta diferencia de

electronegatividades hace que los electrones se comporten de manera desigual

durante la formación del enlace covalente entre el oxígeno y el hidrógeno, donde este


último es parcialmente positivo δ+ y el oxígeno parcialmente negativo δ-. Esto, a su

vez, empuja a los átomos de hidrógeno y los acerca unos a otros en la molécula del

agua, lo cual explica la desviación del valor del ángulo de 109.5º (en un tetraedro

regular) a su valor real de 105º, como se ve en la figura 1.2.

Esto produce un enlace covalente polar. La resultante de estos enlaces es la

formación de un momento dipolo en la molécula, como lo muestra la figura 1.2. Una

molécula que tiene un momento dipolo neto es aquella en donde los centros de las

cargas positivas y negativas no coinciden, sino que están sepa-rados por una

distancia; este momento lo indica el símbolo de una flecha que apunta al centro nega-

tivo.

La forma geométrica de una molécula es uno de los factores importantes que

determinan su momento dipolar. Si el ángulo de enlace H-O fuera de 180º, la

molécula sería lineal y no existiría un mo-mento dipolar neto, ya que el centro de las

cargas positivas coincidirían con el de la carga negativa del átomo de oxígeno y su

momento dipolar sería cero.

H - O - H momento dipolar = 0


Propiedades disolventes del agua

Como lo semejante disuelve a lo semejante, el agua es un buen disolvente de

compuestos iónicos y polares, además tiene una constante dieléctrica (D) muy alta

(78.54) que por definición es una medida de la capacidad de un sistema para aislar

cargas opuestas.

F = kq q

Dr 1 2

2

en donde F = fuerza de atracción entre dos iones de carga opuesta k = constante = 9 x 109 N(m2/C2)*

q1, q2 = iones de carga opuesta

D = constante dieléctrica r = distancia Por lo anterior:

El agua es por excelencia el disolvente universal

Micelas

Las moléculas hidrofóbicas pueden asociarse, con exclusión del agua, y formar

agregados supramole-culares; presentan así menor tensión superficial. De este modo


actúan los fosfolípidos de las membranas que forman bicapas lipídicas llamadas

micelas.

Liposomas

Hay varios tipos de moléculas lipídicas anfipáticas, es decir, moléculas que tienen

carácter polar y apolar al mismo tiempo, que pueden mezclarse con agua y formar

liposomas. Estos agregados supramoleculares dieron origen a las membranas

celulares. En el siguiente esquema se muestran algunos de los lípidos con una parte

de la molécula polar y otra parte apolar que son algunos de los constituyentes de las

membranas celulares.

* N = Newton, C = Coulomb.


Puentes de hidrógeno Las propiedades del agua indicadas en la tabla 1 se deben a la formación de puentes

de hidrógeno, que es un tipo de fuerza de atracción, los cuales existen entre las

moléculas de agua con fuerza mucho mayor que entre las moléculas de los demás

compuestos de hidrógeno (H2S, H2Se, y H2Te). Esto se debe a que la parte cargada

δ+ que está sobre Imagen tomada de:

Los átomos de hidrógeno de la molécula del agua atrae a la parte cargada δ- del

átomo de oxígeno; esta atracción origina la formación de una unión débil conocida

como puente de hidrógeno.

Un puente de hidrógeno es mucho más débil

que un enlace covalente. La energía del

enlace de hidrógeno es de 6.4 kcal/mol y la

energía de un enlace covalente H-O es de

119 kcal/mol; sin em-bargo, debido a que

estos puentes de hidrógeno son cooperativos

(la unión hace la fuerza), mantienen juntas a

dos o más moléculas de agua formando

cadenas o grupos en donde todas las

moléculas se atraen mutuamente; la

cohesión es muy grande, lo cual produce una tensión superficial. Los puentes de

hidrógeno se forman entre el hidrógeno y átomos muy electronegativos, como F, O, N,

S.

Al pasar de hielo a agua líquida a 0º C, se debe suministrar el calor suficiente

para romper los puentes de hidrógeno; esto explica el elevado punto de fusión. Al

pasar de estado líquido a vapor a 100º C (1 atm de presión), se rompen casi todos los

puentes de hidrógeno, lo que explica el elevado punto de ebullición y el alto calor

molar de vaporización que tiene el agua, como se muestra en la figura siguiente.


Estructura del hielo

El hielo es una estructura integrada por moléculas de agua unidas por puentes de

hidrógeno que for-man una estructura simétrica. En el hielo cada átomo de oxígeno

forma un tetraedro rodeado por otros cuatro átomos de oxígeno a una distancia de

2.76 Angstroms. El ángulo del tetraedro formado es de 109.5º, que es muy cercano al

ángulo del dipolo de la molécula del agua (104.5º); por tanto, no existe gran tensión

para la formación del tetraedro, haciendo del hielo una estructura estable. Los átomos

de oxígeno interaccionan de tal manera que generan planos paralelos de moléculas

de agua; estas inter-acciones hacen que las

moléculas de agua en el hielo adquieran

una estructura hexagonal simétrica en

donde cada vértice está formado por un

átomo de oxígeno, como muestra el

esquema.

Existen muchas diferencias físicas entre el

agua y el hielo, como la conductividad

térmica de éste, que es de 5.30

cal/cm·s·ºC, aproximadamente cuatro

veces mayor que la del agua (1.34 cal/

cm·s·ºC). La densidad del hielo (0.917 g/ml)


es menor que la del agua a 4º C (1.000 g/ml), esta es la razón por la que los lagos y

los estanques se congelan de la superficie hacia abajo. Si el hielo fuera más denso

que el agua, como la mayoría de los sólidos son más densos que sus líquidos

correspondientes, los lagos y estanques se congelarían del fondo hacia la superficie,

lo que impediría que los peces vivieran en ellos.

Reacciones importantes en las que se produce agua

Muchos compuestos orgánicos se queman en presencia de oxígeno formando agua,

CO2 y liberando energía, un ejemplo es el metano.

CH4 + 2O2 2H2O + CO2 + ENERGÍA

Otro ejemplo es el catabolismo u oxidación de los alimentos: la combustión completa

de la sacarosa lleva a la for-mación de CO2, H2O y energía.

C H O + 12 O 11 H O + 12 CO + energía12 22 11 2 2 2→

Esta energía puede ser utilizada por el organismo para mantener su temperatura.

En el metabolismo intermedio existen varias reacciones en las que interviene el

agua, como en la hidrólisis de proteínas, la biosíntesis de lípidos, el ciclo del ácido

cítrico, etc.

Disociación del agua y escala de pH

La disociación del agua es un proceso en equilibrio

2 H O H O + OH2 3+ -↔

Para simplificar esto lo podemos escribir

H O H + OH2+ -↔

En donde la constante de equilibrio de la reacción es


k = [H ] [OH ]

[H O] e

+ -

2

La concentración del agua es muy elevada: 1000 g/18 gM = 55.5 M

La concentración de H+ y OH- es muy pequeña: 1 x 10-7 M. La concentración

molar del agua no es afectada por la disolución.

Si multiplicamos la ke por [H2O] tenemos que

ke [H2O] = [H+] [OH-]

ke = 1.8 x 10-16

a este producto, ke [H2O], se le conoce como producto iónico del agua (Kw),

Kw = 1 x 10-14 = (1 x 10-7) (1 x 10-7)

El producto iónico del agua constituye la base para la escala de pH, que es un medio

para designar la concentración de iones H+ y OH- de cualquier solución acuosa en el

intervalo de concentración de 1 M de H+ y 1 M de OH-. La escala de pH es

logarítmica y la diferencia de pH en una unidad significa que la concentración de H+

es 10 veces mayor o menor. Escala de pH

0 4.3 7 9.3 14

| ____________________1_____ 1 | |

[H+] = 1 M [H+] = 5 x 10-5 [H+] = 1 x 10-7 [H+] = 5 x 10-10 [H+] = 1 x 10-14 [OH-] = 1 x 10-14 [OH-] = 2 x 10-10 [OH-] = 1 x 10-7 [OH-] =2 x 10-5 [OH-] = 1 M

Teoría de ácidos y bases

Según Brönsted, un ácido es una sustancia que puede ceder protones. Una base es

una sustancia que puede aceptar protones. Esta definición muestra la relación que

existe entre un ácido y su base conjugada, que puede representarse mediante el

esquema general:


HA H + A+ -→ ácido protón base conjugada

Cuando un ácido cede un protón se produce una base que se denomina base

conjugada de ese ácido.

Según la teoría de Brönsted, el agua es un ácido y una base

Los subíndices indican los pares ácido-base conjugados. Si se observa, cada ácido se

diferencia en un protón de su base conjugada. Una molécula de agua se comporta

como ácido y como base, por ello es anfiprótica; es decir, puede aceptar o donar

protones.

Los ácidos y bases que difieren solamente en el número de protones se

denominan pares conjugados y algunos son anfipróticos o anfolitos, ya que son

ácidos y bases a la vez, como los marcados a continuación:

Fuerza de los ácidos y bases

Los ácidos y bases se clasifican en fuertes y débiles para indicar así su grado de

disociación. Los áci-dos y bases fuertes son aquellos que se disocian completamente


en un disolvente dado. Como la reacción es completa, se puede considerar

irreversible o lentamente reversible.

Entre los ácidos fuertes tenemos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4, R-SO3H.

Las bases fuertes son los óxidos e hidróxidos de los elementos del grupo IA y

IIA de la tabla periódica, con excepción del berilio.

NOTA. Quimica del Berilio. La química del Berilio es significativamente diferente de la de los demás elementos del grupo II porque en sus compuestos tienen un alto porcentaje de enlace covalente. (Debido a que su electronegatividad es grande 1.57 y al unirse con el Oxígeno cuya electronegatividad es 3.44 si restamos una de otra nos da un valor absoluto de 1.87 lo que indica que tiene un 55% de carácter iónico y un 45% de covalente)

Esto es debido a su carga nuclear efectiva que es grande, ya que atrae a sus electrones muy fuertemente y esto determina su electronegatividad, su radio atómico pequeño, su radio iónico pequeño, que lo hace ser un pequeño cation que tiene una densidad de carga tan elevada (1100 C.mm-3) que polariza cualquier anion que se aproxima y se produce traslape de densidad electrónica, lo que ocasiona que se forme un enlace covalente.

Los ácidos y bases débiles son aquellos que se disocian parcialmente en solución y cuya reacción es reversible.

Cálculo de pH para ácidos y bases fuertes

Ácido fuerte HCl + H O H O + Cl2 3

+ -→

][H log - = pH +

Base fuerte NaOH + H O Na + OH (hidratado)2

+ -→ pOH = - log [OH ]-

pH = 14 – pOH También se puede calcular el pH: pH = 14 + log [OH-] Cálculo de pH para ácidos y bases débiles Ácido débil


HA + H O H O + A2 3+ -↔

k = [H O ] [A ] [HA] [H O]e

3+ -

2

k [H O] = [H O ] [A ]

[HA]e 23

+ -

a este producto, ke [H2O], se le conoce como ka (constante de acidez).

k = [H O ] [A ]

[HA]a3

+ -

como se trata de la solución acuosa de un ácido débil, la concentración [H3O+]=[A-] se

puede escribir [H3O+]2. Entonces se tiene:

k = [H O ]

[HA]a3

+ 2

[H3O+]2 = ka [HA]

[HA] k = ]O[H a+

3 ó [HA]k = ][H a+

pH = - log [H+]

Otra forma de realizar los calculos es restando a la concentración de ácido original la

cantidad de ácido que se disocia, resultando de esta manera una ecuación cuadrática,

que se resuelve como se muestra a continuación.

x- [HA]]O[H = k

2+3

a

X- [HA][X] = k

2

a


[ ] =− xHAKa 2[X]

Simplificando

=− KaXKaHA 2[X]

Para ajustar al modelo de una ecuación cuadrática

[ ] 02 =−+ HAKaKaXX

Una ecuación cuadrática como la que se muestra a continuación, se resuelve de la siguiente manera.

[ ] 02 =−+ HAKaKaXX

2aX + bX + C = 0

aX

24ac - b b-

2±=

sustituyendo la ecuación de nuestro ejercicio, tenemos:

[ ] [ ]a

X2

HA4(1)Ka - Ka Ka-

2±=

Ejemplo Calcular el pH de una solución 0.1 M de ácido cloroacético ( CH2Cl-COOH) cuya Ka= 1.4 x 10-3

[ ] [ ][ ][ ]12

10 x 1.40.14 10 x 1.4 10 x 1.4-

3-23-3- +±=X

[ ] [ ][ ]12

10 x 1.44 101.96x 10 x 1.4- 4-6-3- +±

=X

[ ] [ ][ ]12

105.6x 101.96x 10 x 1.4- 4-6-3- +±

=X


[ ]1250.02370569 10 x 1.4-

-3 ±=X

[ ]1250.02230569 =X

X = 0.01115 = H+ pH = - log [H+]

pH = - log [0.0115] pH = 1.954

También podemos calcular el pH de un ácido débil

2log[ácido] -

2 pk = pH a

2log[0.1] -

22.8539 = pH

(-0.5) -1.42695 = pH

0.51.42695 = pH +

1.92695 = pH

Resuelve algunos ejercicios usando las diferentes formas vistas en este documento y compara los resultados. Para una base débil

B + H O BH + OH2-↔

k = [BH] [OH ][B] [H O]e

-

2


k [H O] = [BH] [OH ][B]e 2

-

a este producto, ke [H2O], se le conoce como kb (constante de basicidad).

k = [BH] [OH ][B]b

-

como se trata de la solución acuosa de una base débil, la concentración [BH] = [OH-]

se puede escribir [OH-]2. Entonces se tiene:

pOH = -log [OH-] pH = 14 - pOH

También podemos calcular el pH de una base débil

pH = 7 + pk

2 +

log[base]2

a

Amortiguadores de pH

La forma iónica de las biomoléculas depende del pH del sistema, por lo cual es de

vital importancia que el pH se mantenga estable dentro de un rango determinado en

los líquidos intracelulares y extracelulares al cual se le denomina pH fisiológico. Este

control se realiza gracias a la acción de sistemas amortiguadores de pH.

El uso de amortiguadores en el laboratorio de bioquímica es de gran

importancia, ya que permite controlar el pH para poder estudiar y caracterizar las

biomoléculas.

Soluciones amortiguadoras

[B] k= ][OH b-

[B]][OH =k

2-

b


Una solución amortiguadora es una mezcla constituida por un ácido débil y su sal

correspondiente, o una base débil y la sal de dicha base, a los cuales se les conoce

como par ácido-base. Cuando se titula un ácido débil con una base fuerte se forma

una solución amortiguadora. Esta solución es capaz de resistir cambios de pH al diluir

o agregar cantidades de un ácido fuerte o una base fuerte.

Se puede agregar mucho ácido o mucha base, de forma que el pH rebase la

región amortigua-dora y se eleve o disminuya con gran rapidez. La cantidad de ácido

o base que puede soportar una so-lución manteniendo el pH en un intervalo muy

pequeño se denomina capacidad amortiguadora de la solución. Desde el punto de

vista cuantitativo la capacidad amortiguadora se define como el número de moles de

una base fuerte que se necesitan para elevar el pH de 1 lt. de solución amortiguadora

una unidad. Una solución amortiguadora mantiene el pH en un rango de más o menos

una unidad, encontrándose su máxima capacidad de amortiguación cuando la

concentración de ácido y base conjugada son equimolares.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Partiendo de

H + conjugada base conjugado ácido + ′↔ +↔ H + A HA -

K = [H ][A ]

[HA] a

+ -

Sacando el logaritmo de ambos miembros y multiplicando por (-1) y si pKa = - log Ka, se tiene:

- log K = - log [H ][A ]

[HA]a

+ -

pK = - log [H ][A ]

[HA]a

+ -

por leyes de logaritmos


pK = - log[H ] - log[A ][HA]

a+

-

pK = pH - log [A ][HA]a

-

despejando pH

pH = pK + log [A ][HA]

a

-

[ácido]conjugada] [base log + pK = pH a Ecuación de Henderson-Hasselbalch

cuando [HA] = [A-]

pH = pKa + log 1

pH = pKa

En estas condiciones la solución tiene su máxima capacidad amortiguadora, puede recibir ácido o base y el pH no aumentará de manera significativa. A continuación se presenta un resumen gráfico de este análisis.

FIGURA 1.7 La curva de titulación nos muestra un ácido débil (NaH2PO4

-) que se titula con una

base fuerte (NaOH) o la base conjugada (Na2HPO4-) que se titula con HCl. La región


intermedia más plana de la curva corresponde a la región de amortiguamiento y el

punto medio representa el pKa.

NaH PO + NaOH Na HPO + H O2 4-

2 4-

2↔

Na HPO + HCl NaH PO + NaCl2 4-

2 4-↔

Cómo elegir un amortiguador

El requisito principal es que el valor de pKa del ácido que va a formar el par conjugado

sea muy cerca-no al pH al que se pretende usar el amortiguador; que no sea tóxico,

que sea estable y soluble en agua.

Cómo preparar una solución amortiguadora

La preparación puede ser de dos formas:


1) Los dos componentes del par ácido-base conjugado se pesan por separado y

se disuelven en agua.

2) Se cuenta con el ácido, y su base conjugada se obtiene por incorporación de

cierta cantidad de base fuerte; o se cuenta con la base, y el ácido conjugado

se obtiene por incorporación de un ácido fuerte.

ÁCIDO BASE pKa

Fosfato monobásico H2PO4

- Fosfato dibásico

HPO4=

7.2

N-Tris(hidroximetil)aminometano PM 122.14TRIS.H+

(HOCH2)3CNH3+

TRIS (amina libre) (HOCH2)3CNH2 PM 121.14

8.3

Sulfonato de N-2hidroxietilpiperazin-N-2etano

(HEPES.H+

HEPES 7.55

TES.H+

(HOCH2)3CN+H2CH2CH2SO3-

Sulfonato de N-tris(hidroximetil)metil-2-

aminoetano

TES

(HOCH2)3CNHCH2CH2SO3-

7.55

A continuación se dan varios ejemplos de ejercicios de cálculo de pH, resuélvelos.

El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la [H3O+] y el pOH a la temperatura de 25ºC?

Ejemplo:

pH = –log [H3O+] = 12,6, de donde se deduce que: [H3O+] = 10-pH = 10-12,6 M = 2,5x10-13 M Como Kw = [H3O+]x[OH–] = 10–14 M2, entonces: pOH = – log [OH–] = – log 0,04 M = 1,4 0,04

+= = =

×

-14 2-

-133

10 [ ][ ] 5 10

WK MOHH O M

HOCH2N+ NCH2CH2SO3

H

HOCH2N NCH2CH2SO3


Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al

HCl.

Ejemplo:

El NaOH proporciona OH– a la disolución: NaOH (ac) → Na+ + OH–, por lo que HCO3–

+ OH– → CO32– + H2O, es decir, el ión HCO3

– actúa como ácido. Asimismo, el HCl proporciona H+ a la disolución: HCl (ac) → H+ + Cl–. por lo que HCO3

– + H+ → H2CO3 (CO2 + H2O), es decir, el ión HCO3– actúa como base.

En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≅ constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:

FFuueerrzzaa ddee áácciiddooss..

HA + H2O A– + H3O+

[ ] [ ] [ ] [ ] [ ]

[ ] [ ] [ ]

− + − +× ×= ⇒ × = =

×3 3

22

C C aA H O A H OK K H O KHA H O HA

A Ka se le llama constante de disociación o constante de acidez. Según su valor hablaremos de ácidos fuertes o débiles: Si Ka > 100 ⇒ El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si Ka < 1 ⇒ El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.

El ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 x10-5 M su pKa = 4.7

Ejemplo:

Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico. ÁÁcciiddooss ppoolliipprróóttiiccooss

Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie:

• H2CO3 + H2O HCO3

– + H3O+

Ejemplo:

• HCO3– + H2O CO3

2– + H3O+

• • Se dice que HCO3

– es un anfolito o tiene propiedades anfotéricas ya que se comporta como ácido y como base al mismo tiempo dependiendo del medio en el que se encuentre.


23 3 3 3

1 22 3 3

[ ] [ ] [ ] [ ] ;

[ ] [ ]a aHCO H O CO H O

K KH CO HCO

− + − +

−

× ×= =

Ka1 = 4,5x10–7 M Ka2 = 5,7x10–11 M

La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≅ constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio: B + H2O BH+ + OH–.

FFuueerrzzaa ddee bbaasseess..

[ ] [ ] [ ] [ ] [ ][ ] [ ] [ ]

+ − + −× ×= ⇒ × = =

× 22

C C bBH OH BH OHK K H O K

B H O B A Kb se le llama constante de basicididad.

Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= –log Ka ; pKb= –log Kb ppKK

Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M

Ejemplo:

Equilibrioconc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x

: NH3 + H2O NH4+

+ OH–

2-54

3

[ ] [ ]1,8 10

[ ] 0,2bNH OH xK M

NH x

+ −×= = = ×

− De donde se deduce que x = [OH–] = 3,0 · 10–3 M pOH = – log [OH–] = – log 1,88 · 10–3 = 2,52 pH = 14 – pOH = 14 – 2,52 = 11,48 RReellaacciióónn eennttrree KKaa yy KKbb ccoonnjjuuggaaddaa.. Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O A– + H3O+ Reacción de la base conjugada con el agua

[ ] [ ] [ ] [ ]; [ ] [ ]

− + −

−

× ×= =3

a bA H O HA OHK K

HA A

: A– + H2O AH + OH–

[ ] [ ] [ ] [ ]

[ ] [ ][ ] [ ]a b W

A H O HA OHK K H O OH K

HA A

− + −+ −

−

× × ×× = = × =

×3

3

En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que si un ácido es fuerte su base conjugada es débil y si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.


A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh).

Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9x10–10 M. Ejemplo:

El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será: CN– + H2O HCN + OH–

-14 2

10

104,9 10

Wb

a

K MKK M

−−

= = =×

52,0 ×10 M

En la disociación de un ácido o una base: RReellaacciióónn eennttrree llaa ccoonnssttaannttee yy eell ggrraaddoo ddee ddiissoocciiaacciióónn ((iioonniizzaacciióónn)) ““αα””

− +× ×

= = =−

23

1 1[ ] [ ]

[ ] ( - )aA H O c c cK

HA cα α α

α α

Igualmente:

bcK α

α=

−

2

1 En el caso de ácidos o bases muy débiles

(Ka/c o Kb/c < 10–4), a se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c α2 (o Kb = c α2 )

De donde:

= aKc

α

Igualmente

bKc

α =

Una disolución de HBO3 en concentración 10-2 M tiene un valor de pH de 5,6. a) Razone si el ácido y su base conjugada serán fuertes o débiles. b) Calcule la constante de disociación del ácido (Ka). c) Calcule, si es posible, la constante de basicidad del ion borato (Kb).

Ejemplo

a) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51x10–6 M 6

432

[ ] 2,51 1010

H O Mc M

α+ −

−−

×= = = 2,51×10

lo que significa que está disociado en un 0,025 % luego se trata de un ácido débil. Su base conjugada, BO2

–, será pues, relativamente fuerte. b) Ka = cα2 = 10–2 M ·(2,51x10–4)2 = 6,3x10–10


c) 14

10

106,3 10

wb

a

KK

K

−

−= = =

×-51,58 ×10

En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido etanoico) = 1,8 ·10-5

Ejercicio

Disoluciones amortiguadoras (tampón) • Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas por:

Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro: Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio. Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro: Ejemplo:

amoniaco y cloruro de amonio.

Indicadores de PH (ácido- base). Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica:

HIn + H2O In– + H3O+

forma ácida forma básica Uno de los indicadores más utilizados e la fenolftaelína cuya forma ácida es incolora y la forma básica rosa fucsia, y cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH. Igualmente, para medir el pH de una disolución de manera aproximada en el laboratorio se utiliza habitualmente el papel de tornasol que da una tonalidad diferente según el pH, por contener una mezcla de distintos indicadores.

© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato


Algunos indicadores de los más utilizados son:

Indicador Color forma

ácida Color forma

básica Zona de viraje

(pH) Violeta de metilo Amarillo Violeta 0-2 Rojo Congo Azul Rojo 3-5 Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6 Tornasol Rojo Azul 6-8 Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

Para facilidad en el cálculo y dado que el pH es una escala logarítmica en base 10, el cambio de color se considera apreciable cuando: [HIn] > 10 [In–] o [HIn] < 1/10 [In–]

− ++

−

×= ⇒ = ×3

3[ ] [ ] [ ][ ]

[ ] [ ]a aIn H O HInK H O K

HIn In

Aplicando logaritmos decimales y cambiando de signo: −

= + = ±[ ]( ) log 1[ ]a a

InpH viraje pK pKHIn

Valoraciones ácido-base Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización. La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(OH–) = n(H3O+).

La reacción de neutralización puede escribirse: b HaA + a B(OH)b → BaAb + axb H2O Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad:

Vácido x Nácido = Vbase x Nbase

100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?

Ejemplo de valoraciones ácido-base.

20 40 60 V NaOH(ml)

12 10 8 6 4 2

Zona de viraje fenolftaleína

Gráfica de valoración de vinagre con NaOH


3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O 2211 V V xNxN =

Ácido = Base

De acuerdo a la ecuación valanceada tenemos:

2211 V 3 V 2 xNxN = 25ml 3(2N) 100ml 2 1 xxN =

100ml

25ml 3(2N)2 1 xxN =

100ml

25ml (6N)2 1xN =

100ml

150Nml2 1 =N

2(100ml)150Nml

1 =N

75.01 NN = Tambien:

2211 V V xNxN = 25ml (2N) 100ml 1 xxN =

100ml

25ml (2N)1 x

xN =

5.15.01 xN =

75.01 =N

0.5 se multiplica por el factor 1.5 que resulta de que 3 H2SO4 requieren de 2 Al(OH)3 3/2= 1.5

n(H2SO4) x 2 = n[Al(OH)3] x 3

25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2, de donde:

2 425 2 [H SO ]100 2

ml Mml×

= =×

0,75M

Vácido x Nácido = Vbase x Nbase (Nbase= 3 x Mbase) 100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N ⇒ Nácido = 1,5 N


2ácido

ácidoN

M = = 0,75M

Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del cálculo estequiométrico, pues conocemos:

n(Al(OH)3 = V x M = 25 ml x 2 M = 50 mmoles:

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O

32 42 4

2 4

2 Al(OH)3 H SO(H SO ) = 75

(H SO ) 50 molmol

n mmoln mmoles

= ⇒

2 42 4

2 4

(H SO ) 75 [H SO ]=(H SO ) 100

n mmolV ml

= = 0,75M

1. funciÓn biolÓgica del agua

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