PROPIEDADES DEL AGUA

 

6.13 IonizaciÓn del agua

El agua está muy levemente ionizada, a temperatura ambiente, solo una molécula en 5.5 x 108 está disociada.

H2O --> H3O+ + OH-

Como el ión hidrógeno es un protón simple y no puede estar solo, se asocia con una molécula de agua para formar un ión de hidronio (Fig. 6.11).

Esto explica que la concentración de iones hidronio (H3O+) e hidroxilo (OH-) sea muy baja, debido a esto, la adición de una base o un ácido en pequeña cantidad causan una brusca variación en los niveles de H3O+ y de OH-.

Fig. 6.11. Disociación del agual.

El ión hidrógeno se asocia con una molécula de agua para formar un ión de hidronio. El agua pura tiene la capacidad de disociarse en iones, por lo que en realidad se puede considerar una mezcla de : agua molecular (H2O), iones hidroxilo (OH-) y protones hidratados (H3O+). Las reacciones en ambas direcciones son notablemente rápidas.

Como la disociación del agua pura es muy débil, la expresión de equilibrio para la ionización del agua o producto iónico del agua a 25 ºC se puede escribir:
KW =K[H2O] = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

El equilibrio iónico entre H+ y OH- define la constante Kw. Este equilibrio es afectado por la presencia de iones adicionales en solución.

Se dice que una solución en que [H+] = [OH-] es neutra. Pero en la mayoría de soluciones estas concentraciones no son iguales. A medida que la concentración de uno de esos iones aumenta, la concentración del otro debe disminuir para que el producto se mantenga constante. En las soluciones ácidas la [H+] excede la [OH-] y en las soluciones básicas sucede lo contrario.

Las concentraciones de [H+] se expresan en términos de pH , el cual se define como el logaritmo negativo en base 10 de [H+].

El pH de una solución neutra es 7.0, en una solución ácida, el pH < 7 y en una básica el pH > 7.

En general la vida se desarrolla a valores de pH próximos a la neutralidad. Los organismos vivos no soportan variaciones del pH, aunque tan solo se trate de unas décimas de unidad, por eso a lo largo de su historia evolutiva han desarrollado sistemas tampón o buffer que mantienen el pH constante, mediante mecanismos homeostáticos. Las variaciones de pH, afectan a la estabilidad de las proteínas y la actividad catalítica de los enzimas, que en función del pH, pueden generar cargas eléctricas y modificar su actividad biológica.

Los sistemas tampón que regulan la variación del pH cuando se añaden pequeñas cantidades de iones H+ o OH- consisten en un par ácido-base conjugada que actúan como dador y aceptor de de protones, respectivamente. Podemos citar otros tampones biológicos, como son el par carbonato-bicarbonato y el par monofosfato-bifosfato.

El tampón bicarbonato es común en los líquidos intercelulares, mantiene el pH en valores próximos a 7,4, gracias al equilibrio entre el ión bicarbonato y el ácido carbónico, que a su vez se disocia en dióxido de carbono y agua:

Si aumenta la concentración de hidrogeniones en el medio por cualquier proceso químico, el equilibrio se desplaza a la derecha y se elimina al exterior el exceso de CO2 producido. Si por el contrario disminuye la concentración de hidrogeniones del medio, el equilibrio se desplaza a la izquierda, para lo cual se toma CO2 del medio exterior.



Fig. 12.
Escala de valores de pH

6.13 Ionización del agua

El agua está muy levemente ionizada, a temperatura ambiente, solo una molécula en 5.5 x 108 está disociada.

H2O --> H3O+ + OH-

Como el ión hidrógeno es un protón simple y no puede estar solo, se asocia con una molécula de agua para formar un ión de hidronio (Fig. 6.11).

Esto explica que la concentración de iones hidronio (H3O+) e hidroxilo (OH-) sea muy baja, debido a esto, la adición de una base o un ácido en pequeña cantidad causan una brusca variación en los niveles de H3O+ y de OH-.

Fig. 6.11. Disociación del agual.

El ión hidrógeno se asocia con una molécula de agua para formar un ión de hidronio. El agua pura tiene la capacidad de disociarse en iones, por lo que en realidad se puede considerar una mezcla de : agua molecular (H2O), iones hidroxilo (OH-) y protones hidratados (H3O+). Las reacciones en ambas direcciones son notablemente rápidas.

Como la disociación del agua pura es muy débil, la expresión de equilibrio para la ionización del agua o producto iónico del agua a 25 ºC se puede escribir:
KW =K[H2O] = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

El equilibrio iónico entre H+ y OH- define la constante Kw. Este equilibrio es afectado por la presencia de iones adicionales en solución.

Se dice que una solución en que [H+] = [OH-] es neutra. Pero en la mayoría de soluciones estas concentraciones no son iguales. A medida que la concentración de uno de esos iones aumenta, la concentración del otro debe disminuir para que el producto se mantenga constante. En las soluciones ácidas la [H+] excede la [OH-] y en las soluciones básicas sucede lo contrario.

Las concentraciones de [H+] se expresan en términos de pH , el cual se define como el logaritmo negativo en base 10 de [H+].

El pH de una solución neutra es 7.0, en una solución ácida, el pH < 7 y en una básica el pH > 7.

En general la vida se desarrolla a valores de pH próximos a la neutralidad. Los organismos vivos no soportan variaciones del pH, aunque tan solo se trate de unas décimas de unidad, por eso a lo largo de su historia evolutiva han desarrollado sistemas tampón o buffer que mantienen el pH constante, mediante mecanismos homeostáticos. Las variaciones de pH, afectan a la estabilidad de las proteínas y la actividad catalítica de los enzimas, que en función del pH, pueden generar cargas eléctricas y modificar su actividad biológica.

Los sistemas tampón que regulan la variación del pH cuando se añaden pequeñas cantidades de iones H+ o OH- consisten en un par ácido-base conjugada que actúan como dador y aceptor de de protones, respectivamente. Podemos citar otros tampones biológicos, como son el par carbonato-bicarbonato y el par monofosfato-bifosfato.

El tampón bicarbonato es común en los líquidos intercelulares, mantiene el pH en valores próximos a 7,4, gracias al equilibrio entre el ión bicarbonato y el ácido carbónico, que a su vez se disocia en dióxido de carbono y agua:

Si aumenta la concentración de hidrogeniones en el medio por cualquier proceso químico, el equilibrio se desplaza a la derecha y se elimina al exterior el exceso de CO2 producido. Si por el contrario disminuye la concentración de hidrogeniones del medio, el equilibrio se desplaza a la izquierda, para lo cual se toma CO2 del medio exterior.



Fig. 12.
Escala de valores de pH

 



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