UNIDAD 6: INTERACCIONES DE LA MATERIA

UNIDAD 6: INTERACCIONES DE LA MATERIA.
LAS REACCIONES QUÍMICAS
En el Universo todo está sometido a una evolución permanente. Desde los seres vivos hasta las
montañas o las estrellas, todo obedece a una dinámica de cambio.
La razón de estas modificaciones continuas hay que buscarla en la delicada relación entre materia y
energía, y en virtud de ello podemos clasificar todos los cambios que ocurren en la naturaleza en dos
categorías:
Los cambios físicos, que no implican una alteración en la naturaleza atómico-molecular de la materia,
como en el caso de la dilatación del mercurio en un termómetro.
Los cambios químicos que llevan implícita una transformación de la estructura atómico-molecular,
como en el caso del fraguado del cemento o en la oxidación del hierro.
A veces, la distinción entre ambas categorías no siempre resulta evidente y los estudios de los
fenómenos físicos y químicos se superponen con frecuencia, tal es la situación de la disolución del cloruro
de hidrógeno en agua.
Los cambios químicos ocurren mediante la existencia de reacciones químicas, pudiéndose definir una
reacción química como un proceso en el que unas sustancias se transforman en otras por la
reordenación de sus átomos mediante la rotura de unos enlaces en los reactivos y la formación de
otros nuevos en los productos.
Una reacción muy estudiada es la que tiene lugar entre el yodo y el hidrógeno gaseoso para producir
yoduro de hidrógeno, también en estado gaseoso, pudiéndose expresar la reacción química de la
siguiente forma:
H2 + I2 — 2 Hl
Todas las especies que intervienen en la reacción son compuestos de naturaleza covalente, y la
reacción consiste en un proceso de ruptura de unos enlaces y el establecimiento de otros nuevos. Para
averiguar los enlaces rotos y formados, escribiremos la reacción mediante:
H-H+I-I — 2H-I
Los enlaces que se rompen son los de hidrógeno-hidrógeno (H—H) y yodo-yodo (1—1), para originar 2
moléculas de yoduro de hidrógeno, cada una de las cuales con un enlace hidrógeno-yodo (H—I).
LA ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
La humanidad ha utilizado desde el principio de su existencia reacciones químicas para producir
energía. En primer lugar mediante la combustión de madera o de carbón, pasando por las que tienen
lugar en los motores de explosión de los coches y llegando hasta las más sofisticadas, que tienen lugar
en los motores de propulsión de las naves espaciales.
Las reacciones químicas van acompañadas en unos casos de un desprendimiento y en otros de una
absorción de energía, pero ¿de dónde procede esta energía?
Cada átomo y cada molécula de una sustancia posee una determinada energía química o energía
interna característica, que depende de las energías cinética y potencial de las partículas constituyentes:
átomos, electrones y núcleos. Por tanto, se puede afirmar que los reactivos de una reacción química
poseen un determinado contenido energético propio (energía interna) y los productos otro diferente.
Si en una reacción química disminuye la energía interna del sistema, se desprende energía. Si, por el
contrario, aumenta la energía interna, se absorbe energía.
La energía de una reacción es la energía que se pone en juego en la reacción y, por tanto, es igual al
balance de energía interna entre los productos y los reactivos.
Si existe desprendimiento de energía, la reacción se denomina exoenergética y, por el contrario, si para
que se efectúe la reacción, se requiere el aporte de energía, la reacción se llama endoenergética.
La energía desprendida o absorbida puede ser en forma de energía luminosa, eléctrica, etc, pero
habitualmente se manifiesta en forma de calor, por lo que el calor desprendido o absorbido en una
reacción química, se llama calor de reacción y tiene un valor característico para cada reacción, en unas
determinadas condiciones da presión y temperatura. Las reacciones químicas pueden entonces
clasificarse en: exotérmicas o endotérmicas, según se dé desprendimiento o absorción de calor.
TEORIA DE LAS COLISIONES LAS REACCIONES QUIMICAS
El modelo actual que explica cómo tiene lugar una reacción química es la teoría de las colisiones,
desarrollada por Lewis y otros químicos en la década de 1920. Según esta teoría, para que ocurra una
reacción química, es preciso que los átomos, las moléculas o los iones de los reactivos entren en contacto
entre sí, es decir, que choquen.
Dadas las dimensiones de los átomos, moléculas o iones, en una reacción química toman parte tal
número de partículas que sería impensable un choque simultáneo (al mismo tiempo) y adecuado de todas
las partículas de los reactivos.
En la formación del Hl a partir de la reacción del con el 12, cada molécula de hidrógeno existente debe
chocar con una sola de yodo para originar dos moléculas de yoduro de hidrógeno. De esta forma, para
que puedan reaccionar las cantidades existentes de reactivos, toda reacción química requiere un tiempo,
que se denomina tiempo de reacción.
Por otro lado, generalmente, no toda la masa de reactivos se transforma íntegramente en productos,
porque no todos los choques que se verifican dan lugar a la ruptura de enlaces; puede ocurrir como en el
juego del billar, que el choque de las bolas produzca únicamente el cambio de dirección de las mismas.
Por eso para que tenga lugar una reacción química los choques deben ser eficaces y cumplir las dos
condiciones siguientes:
1.- Que los átomos, moléculas o iones de los reactivos posean suficiente energía (cinética), para que al
chocar, puedan romperse sus enlaces y formarse otros nuevos.
2.- Que el choque se verifique con una orientación adecuada, pues aunque los átomos, moléculas o iones
tengan la suficiente energía, puede suceder que el choque no sea eficaz, por tener lugar con una
orientación desfavorable.
Por tanto, para que una reacción química tenga lugar, es necesario que los átomos, moléculas o iones
existentes entren en contacto, es decir, choquen, y mediante la colisión, se rompan los enlaces de las
sustancias reaccionantes y se establezcan los nuevos enlaces.
Según la primera condición, a la energía mínima requerida para efectuar una reacción se la llama
energía de activación.
De esta forma, se puede imaginar que una reacción química transcurre por un cierto camino de
reacción, parecido a la carrera de un atleta que debe efectuar un salto de pértiga. La altura de listón se
asemeja a la barrera energética que constituye la energía de activación, y que debe superarse para que la
reacción química tenga lugar.
No se deben confundir los conceptos energía de reacción con energía de activación, pues hacen
referencia a aspectos distintos de una reacción química.
La energía de reacción proporciona el balance energético que acompaña a una reacción química,
independientemente de cómo se verifique la reacción.
La energía de activación se refiere a la barrera energética que hay que vencer para que tenga lugar la
reacción química.
Veamos un ejemplo: La combustión de un trozo de papel es una reacción exotérmica y pudiera parecer
que, al ser el contenido energético de los productos menor que el de los reactivos, todas las reacciones
exotérmicas deberían ocurrir de una forma espontánea. Pero, afortunadamente el papel no arde de forma
espontánea en contacto con el oxígeno del aire. Todos sabemos que hace falta prender con una cerilla el
papel para que éste se queme.
De esta forma, el papel comienza a arder cuando la cerilla encendida comunica la energía de
activación suficiente al papel y al oxígeno para iniciar la combustión.
VELOCIDAD DE REACCIÓN
Hemos visto que para que tenga lugar una reacción química se necesita un tiempo, y de esta forma
puedan reaccionar las cantidades que existan de reactivos.
Por ello, se define el tiempo de reacción como el tiempo en el que transcurre una reacción química.
Según sea el valor del tiempo de reacción, las reacciones químicas se pueden dividir en:
Reacciones rápidas.
Reacciones lentas.
Lo cual nos lleva a definir otro concepto, el de velocidad de reacción como la cantidad de una sustancia
que se transforma en una reacción química en la unidad de tiempo.
Puesto que en una reacción la sustancia transformada de reactivos produce otra cantidad de
productos, la velocidad de reacción se puede representar tanto por la cantidad de uno de los reactivos
que desaparece en la unidad de tiempo, como por la cantidad de uno de los productos que se forman en
la unidad de tiempo.
En muchas reacciones, las distintas sustancias que intervienen (reactivos y productos) suelen formar
una mezcla homogénea, por lo que como medida de la cantidad de sustancia se suele utilizar la
concentración, expresada en unidades de Molaridad:
¿CÓMO SE MIDE LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN?
La determinación de la velocidad de una reacción pasa por la medida de la variación de la cantidad o
concentración de uno de los componentes con el tiempo.
Para ello se acude normalmente a un método indirecto, mediante la medida de una propiedad física
que guarde una relación directa con la variación de la cantidad o concentración del componente a estudiar
de la reacción.
Cualquier propiedad física que varíe durante el curso de la reacción sirve para hallar la velocidad de
reacción, siempre que esté asegurada una proporcionalidad directa entre la propiedad física y la cantidad
de sustancia transformada.
REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES
La combustión de un trozo de papel es una reacción exotérmica que proporciona CO 2 y vapor de H2O,
como productos más significativos. A alguien se le podría ocurrir aprovechar la energía desprendida y
regenerar el papel a partir de los productos obtenidos. Pero esto es imposible porque la energía
desprendida se gasta en calentar el aire circundante, volviéndose inaprovechable. Por otro lado, los gases
producidos (CO2 y vapor de H2O) se dispersan, imposibilitando las colisiones entre sus moléculas para
formar de nuevo papel.
Por otro lado, el carbonato cálcico, que se encuentra en la naturaleza como piedra caliza, yeso o
0
marmol, se puede descomponer mediante el calor, a una temperatura de 1 200 C, en óxido cálcico (cal) y
dióxido de carbono, mediante la ecuacion:
CaCO3 CaO + CO2
Pero si la reacción se efectúa en un recipiente cerrado y se deja despúes enfriar, el óxido cálcico y el
dióxido de carbono formados se vuelven a combinar entre sí, regenerando el carbonato de calcio.
De esta forma, podemos afirmar que hay reacciones químicas, como la descomposición del carbonato
de calcio, que una vez formados los productos de reacción, éstos pueden combinarse entre sí para dar
nuevamente los reactivos primitivos. La transformación química será, en estos casos, incompleta.
denominan a este tipo de reacciones químicas reacciones reversibles y se presentan de la siguiente
forma:
A±B C+D
que quiere decir que el reactivo A reacciona con el B para dar los productos más D.
TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS
Modernamente, desde un criterio basado en la naturaleza de las reacciones éstas se clasifican en dos
grandes grupos:
a) Reacciones ácido-base.
b) Reacciones de oxidación-reducción.
a) Reacciones ácido-base, en donde:
La reacción de un ácido con una base se denomina reacción de neutralización, y es una reacción
de transferencia de protones.
Por ejemplo:
2HC1±Ca(OH)2 CaC12+2H2O
y se afirma que la reacción de neutralización entre un ácido y una base es una reacción de formación de
sal más agua.
b) Reacciones de oxidación-reduccion:
En un principio se definió oxidación como toda reacción de combinación de cualquier sustancia con el
oxígeno, y reducción como la reacción inversa, de pérdida de oxígeno de una sustancia.
Actualmente se considera que Oxidación es un proceso de pérdida de electrones y Reducción es el
proceso inverso de ganancia de electrones.
De forma que:
2~
Cu —> Cu ± 2 e es una oxidación
2 Ag~ + 2 e —> 2 Ag es una reducción
Ambos procesos no existen de forma independiente, de forma que todo proceso de oxidación va unido
necesariamente a otro de reducción. Una reacción de oxidación-reducción es una reacción en la que
hay transferencia de electrones desde la sustancia que se oxida a la que se reduce.
De esta forma se tendrá que:
2~
Cu + 2 Ag~ —> Cu + 2 Ag
Puesto que los cationes deben ir acompañados de un anión, se podrá escribir dicha reacción de la
siguiente forma:
Cu±2AgC1 —> CuCl2+2Ag
Reacciones de síntesis
Son las reacciones en la que unos reactivos se combinan para dar lugar a un nuevo producto. De forma
genérica se pueden representar mediante:
A+B -> C
donde el reactivo A se combina con el B para producir C.
Reacciones de descomposición
Dentro de estas reacciones existen dos clases de descomposiciones:
a) Descomposiciones simples
Este es un tipo de reacción química inverso al de síntesis, en donde una sustancia reaccionante se
descompone en dos o más productos. Genericamente estas reacciones se pueden representar mediante:
A -> B±C
donde la sustancia A da origen a los productos B y C.
b) Descomposiciones mediante un reactivo
En este caso, para que se efectúe la descomposición de una sustancia, se require el concurso de otro
reactivo, y se pueden representar mediante:
AB + C —* AC + BC
donde la sustancia AB es transformada mediante C en otras dos distintas, ACyBC.
Reacciones de sustitución o desplazamiento
En este tipo de reacciones un elemento o grupo de elementos que forman parte de un compuesto son
desplazados por otro compuesto, y se pueden representar por:
AB + C —> AC + B
que indica que el compuesto de fórmula AB reacciona con C para formar el compuesto AC y dejar libre B.
Mediante este tipo de reacción, los elementos más reactivos toman el puesto de los que son menos.
Reacciones de doble sustitución
En estas reacciones se da un intercambio entre los elementos o grupos de elementos de las sustancias
que intervienen en la reacción, y se pueden representar mediante:
AB + CD -* AC ± BD
ELECTRÓLISIS
Puesto que en una reacción de oxidaciónreducción se produce un flujo de electrones, su
canalización puede aprovecharse para generar
electricidad, como ocurre en las pilas elécticas, a
través de dos electrodos externos.
En una pila eléctrica, al liberarse una corriente
eléctrica, se produce una reacción exoeléctrica.
Dado que muchos procesos químicos son
reversibles, podríamos preguntarnos: ¿existe el
proceso inverso? Nos referimos a la producción de
una reacción química mediante el aporte de energía
eléctrica. La respuesta es afirmativa y así, una
electrólisis no es más que la producción de una
reacción de oxidación-reducción mediante una
corriente eléctrica exterior, por tanto, esta reacción
es endoeléctrica.
Por ejemplo, la descomposición del CuCl2 en Cl2 + Cu requiere el aporte de energía eléctrica. Para ello,
se introduce en la disolución acuosa de CuC12 dos electrodos unidos a una pila o batería, y al hacer pasar
la corriente eléctrica tiene lugar los siguientes procesos:
2~
Los iones Cu se mueven hacia el electrodo negativo (cátodo) y se verifica:
2-
-
Cu + 2 e Cu (reducción)
Los iones Cl- se desplazan hacia el electrodo positivo (ánodo) y se verifica:
2 Cl C12 + 2 c (oxidación)
De esta forma, en la parte sumergida del cátodo aparecerá un recubrimiento de una capa de color
rojizo, debido al cobre metálico; y en el ánodo aparecerán unas burbujas de cloro gaseoso, que subirán a
la superficie de la disolución.
En 1832 el inglés Michael Faraday (1791-1867) redujo el desarrollo de la electrólisis a expresiones
cuantitativas, anunciando lo que hoy se llaman las dos leyes de la electrólisis, cuyos enunciados son:
La masa de un electrolito descompuesto durante la electrólisis es proporcional a la cantidad de
electricidad que atraviesa la di-solución.
La masa liberada por una corriente dada es proporcional a su peso equivalente.
Estas dos leyes se pueden resumir en una única expresión. La cantidad de electricidad necesaria para
liberar un equivalente de cualquier sustancia se ha determinado experimentalmente, y es igual a 96500
C/equivalente, que recibe el nombre de constante de Faraday.
EQUILIBRIO QUÍMICO.
EXPRESIÓN GENERAL PARA LA CONSTANTE KC
El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre
el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:
a A + b B= c C + d D
Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los
productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las
concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos,
para cada temperatura.
EFECTO DE UN CAMBIO DE LAS CONDICIONES DE EQUILIBRIO.
Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la
temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede
predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier,que dice lo siguiente: si en un
sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o
concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar
dicha variación.



Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el
equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe
calor, es decir, sea endotérmica.
Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número
de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa.
Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace
que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se
disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el
equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se
disminuya.
Kc y Kp
Para proceder a relacionar la Kc y la Kp debemos relacionar previamente las concentraciones de las
especies en equilibrio con sus presiones parciales. Según la ecuación general de los gases perfectos, la
presión parcial de un gas en la mezcla vale:
pi = (ni R T) / V = Ci R T
Una vez que hemos relacionados las concentraciones con las presiones parciales de cada especie, se
calcula la dependencia entre ambas concentraciones, simplemente llevando estos resultados a la
constante Kc. De esta manera llegamos a la expresión:
An
Kp = Kc (R T )
Donde la An es la suma de los moles estequiométricos de todos los productos en estado gaseoso menos
la suma de todos los moles de reactivos también gaseosos.
RELACIÓN ENTRE LA VARIACIÓN DE ENERGÍA LIBRE DE GIBBS, Y LA CONSTANTE DE
EQUILIBRIO.
La variación de Energía Libre de Gibbs y la constante de equilibrio están intimamente ligadas entre sí a
través de la siguiente ecuación:
AG = - R T Ln kp
donde R es la constante de los gases, T la temperatura absoluta, y K c la constante de equilibrio.
RESUMEN.
Un sistema en equilibrio dinámico, es aquel en el que la reacción directa y la inversa, ocurren a la misma
velocidad. El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de la constante K c. Si la constante es muy
grande, la reacción directa se producirá casi exhaustivamente, mientras que la inversa no ocurre de forma
apreciable. Si la constante es muy pequeña, la reacción que domina es la inversa.
Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción
directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Se puede utilizar el Principio de Le Châtelier
para predecir de qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturvación.


Una disminución del volumen; hace que se produzca la reacción de modo que decrezca, el nº
de moles de gas en el sistema.
Un aumento de la temperatura:
hace que se produzca la reacción endotermica.
La constante de equilibrio se puede relacionar con la energía Libre de Gibbs a través de la ecuación:
AG = - R T Ln Kp
Equilibrio iónico Agua
Nombre común que se aplica al estado líquido del compuesto de hidrógeno y oxígeno H 2O. Los
antiguos filósofos consideraban el agua como un elemento básico que representaba a todas las
sustancias líquidas. Los científicos no descartaron esta idea hasta la última mitad del siglo XVIII. En 1781
el químico británico Henry Cavendish sintetizó agua detonando una mezcla de hidrógeno y aire. Sin
embargo, los resultados de este experimento no fueron interpretados claramente hasta dos años más
tarde, cuando el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier propuso que el agua no era un elemento
sino un compuesto de oxígeno e hidrógeno. En un documento científico presentado en 1804, el químico
francés Joseph Louis Gay-Lussac y el naturalista alemán Alexander von Humboldt demostraron
conjuntamente que el agua consistía en dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno, tal como se
expresa en la fórmula actual H2O.
Propiedades Físicas Del Agua
Estado físico: sólida, liquida y gaseosa
Color: incolora
Sabor: insípida
Olor: inodoro
Densidad: 1 g./c.c. a 4°C
Punto de congelación: 0°C
Punto de ebullición: 100°C
Presión critica: 217,5 atm.
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°.
Propiedades Químicas del Agua










Reacciona con los óxidos ácidos
Reacciona con los óxidos básicos
Reacciona con los metales
Reacciona con los no metales
Se une en las sales formando hidratos
Los anhídridos u óxidos ácidos reaccionan con el agua y forman ácidos oxácidos.
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.
Algunos metales descomponen el agua en frío y otros lo hacían a temperatura elevada.
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).
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.
La estructura molecular del agua es un
dipolo: su constante dieléctrica es muy
alta, mayor que para cualquier otro
líquido, lo que le confiere la propiedad
de disolver cualquier sustancia aunque
sea en cantidades extremadamente
pequeñas. Ello hace que el agua no
sea nunca químicamente pura,
llevando siempre diversas sustancias,
como gases, sales o grasas, disueltas.
El agua es débilmente ionizable,
conteniendo siempre algunos iones
hidrógeno, dando un pH próximo a 6.
La concentración de iones en el agua
es muy importante para los
organismos.
El agua es el componente principal
de la materia viva. Constituye del 50 al
90% de la masa de los organismos
vivos. El protoplasma, que es la
materia básica de las células vivas,
consiste en una disolución de grasas,
carbohidratos, proteínas, sales y otros
compuestos químicos similares en
agua. El agua actúa como disolvente
transportando, combinando y
descomponiendo químicamente esas
sustancias. La sangre de los animales
y la savia de las plantas contienen una gran cantidad de
agua, que sirve para transportar los alimentos y desechar el
material de desperdicio. El agua desempeña también un
papel importante en la descomposición metabólica de
moléculas tan esenciales como las proteínas y los
carbohidratos. Este proceso, llamado hidrólisis, se produce
continuamente en las células vivas.
El agua esta clasificada de acuerdo a su disponibilidad en los seres vivos como:
1.2.2.1. Agua inmovilizada o constitucional.
Es el agua ligada más tenazmente y forma parte integral de sustancias no acuosas, esta situada en
regiones intersticiales de proteínas y macromoléculas.
1.2.2.2. Agua ligada
1.2.2.2.1. 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.
1.2.2.2.2. Agua multicapa
Agua que forma capas adicionales en torno a grupos
hidrofílicos de constituyentes no acuosos, como por
ejemplo aguas asociadas a las membranas.
1.2.2.3. Agua de la fase masiva
1.2.2.3.1. Agua atrapada
Constitute la principal fracción del agua de las células, su flujo
macroscópico esta limitado por las membranas celulares.
1.2.2.3.2. Agua libre
Corresponde al agua que se mueve libremente entre las células.
Funciones biológicas del agua
1. Soporte o medio donde ocurren las reacciones metabólicas
2. Amortiguador térmico
3. Transporte de sustancias
4. Lubricante, amortiguadora del roce entre órganos
5. Favorece la circulación y turgencia
6. Da flexibilidad y elasticidad a los tejidos
7. Puede intervenir como reactivo en reacciones del metabolismo, aportando hidrogeniones o hidroxilos al
medio.
1.2.3. Acidez y pH
El comportamiento de electrolitos fuertes y electrolitos débiles se explica considerando la extensión de
la disociación de las moléculas de soluto en iones. Para los electrolitos débiles, la disociación parcial
puede tratarse como un equilibrio químico del siguiente tipo:
+
-
MX ------ M + X
La constante de equilibrio de ionización o disociación (Ki), para este equilibrio entre la molécula de MX
+
y los iones M y X es:
+
Ki = [M ][X ] / [MX]
En disolución acuosa casi todos los solutos participan directamente en equilibrios iónicos, o por lo
menos influyen en los mismos. En el agua se establece un equilibrio iónico, incluso en ausencia de
solutos. Este equilibrio se debe a la ligera disociación del agua, representada por la siguiente ecuación:
+
-
H2O ----------- H + OH
La constante de equilibrio de ionización o disociación (Ki), para este equilibrio entre la molécula de H 2O y
+
los iones H y OH es:
+
Ki = [H ][OH ] / [H2O]
Como la concentración de las moléculas de agua [H2O] es constante a una temperatura determinada, el
denominador de esta expresión puede incorporarse a Ki en una nueva constante, la constante del
producto iónico del agua (Kw):
+
Ki [H2O]= Kw = [H ][OH ]
Para el agua a 25°C, se encuentra experimentalmente que:
+
-7
[H ] = [OH ] = 10 moles/litro por lo que
+
-7
-7
-14
Kw = [H ][OH ] = [10 ][10 ] = 10
+
-
Para explicar [H ], [OH ] y Kw se utilizan expresiones alternativas que requieren el empleo del
logaritmo negativo de la cantidad.
+
El pH de una solución acuosa se define como el logaritmo negativo de [H ] y es una medida de la
concentración de iones hidrógeno. El pOH se define como el logaritmo negativo de [OH ] y es una medida
de la concentración de iones hidroxilo. Con las constantes de equilibrio se relaciona una magnitud pK
definida como la capacidad de aceptar o ceder protones de una sustancia.
+
+
pH = -log [H ] = log(1/[H ])
-pH
pH
[H ] = 10 = 1/10 = antilog (-pH)
+
-
-
pOH = -log [OH ] = log(1/[OH ])
OH
pOH
[OH-] = 10-p = 1/10
= antilog (-pOH)
pKw = -log [Kw] = log(1/[Kw])
-pKw
pKw
Kw = 10
= 1/10
= antilog (-pKw)
Se puede deducir que: pKw = pH + pOH = 14
Cuando el pH de las soluciones es menor de 7 se llaman soluciones ácidas, cuando es mayor de 7 se
denominan soluciones básicas y las que tienen pH igual a 7 son soluciones neutras.
Toda solución en agua posee pH. Con frecuencia es necesario medir el pH en la escala de 0 a 14 para
establecer el grado de acidez o basicidad de una solución. El pH se puede medir de tres formas:



Con el papel Universal que contiene una mezcla de indicadores.
Con soluciones de indicadores.
Con un potencíometro (pHmetro).
Las mediciones de pH sirven para:



Determinar el punto final de reacciones ácido-base empleando una solución de un
indicador adecuado cuyo color cambia al completarse la reacción.
Seguir el curso de una reacción ácido-base y elaborar curvas de pH contra volumen del
valorante.
Preparar soluciones amortiguadoras de pH definido.
Los ácidos y bases fuertes están disociados por completo en soluciones acuosas, esto es que la
+
cantidad de hidrogeniones (H ) o hidroxilos (OH ) están en forma libre.
No es lo mismo en el caso de los ácidos o bases débiles, por que están disociados sólo parcialmente.
Cuando los equivalentes del ácido son iguales a los equivalentes de la base se habla de neutralización.
Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base fuerte, el pH experimenta una brusca variación
justamente en el punto de equivalencia. La medida exacta del cambio del pH en el punto de equivalencia
se realiza por el método potenciométrico (pHmetro).
La normalidad (N), se define como el número de equivalentes de ácido o de base por litro de solución,
conociendo los equivalentes de acido se puede expresar la acidez de una solución de acuerdo a un ácido
preseleccionado.
Indicadores de pH.
Los métodos corrientes, cuya exactitud basta para muchas necesidades del laboratorio práctico, tienen
como fundamento el empleo de sustancias indicadoras que varían reversiblemente de color al variar el pH
del medio en que están disueltas.
Los indicadores (In) suelen ser ácidos o bases débiles que se caracterizan porque su molécula neutra
tiene un color diferente del que da la forma iónica. La fenolftaleina, por ejemplo, se comporta como un
ácido débil (HIn) que puede disociarse de la forma siguiente:
-
+
HIn + H2O ------------- In + H
(incoloro)
(rosado)
En medio ácido, el equilibrio está desplazado hacia la izquierda, el indicador tiende a consumir los
hidrogeniones en exceso, predominando la forma molecular incolora. En medio alcalino, el equilibrio se
desplaza hacia la derecha los hidroxilos libres consumen los hidrogeniones, apareciendo la forma
coloreada del indicador.
Aplicando la ley de masas se obtiene que:
+
-
Ki = [H ][In ] / [HIn]
Ki = Constante de disociación aparente del indicador.
+
+
Despejando [H ] tenemos que: [H ] = Ki [HIn] / [In ]
Tomando logaritmos y multiplicando a ambos lados de la ecuación por -1 obtenemos:
+
-log [H ] = -log Ki + (-log [HIn]/[In ])
Remplazando la anterior ecuación, se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbach.
pH = pKi + (-log [HIn]/[In ])
El color producido por la solución indicadora depende de la proporción [HIn]/[In-]. Los diferentes
indicadores de pH presentan cada uno pKi y coloraciones específicas.
A continuación se indican las zonas de viraje de pH y el cambio de color para algunos indicadores de uso
común.
Indicador
Azul de timol
Zona de viraje
Cambio de color
Acido
Básico
1,2 - 2,8
rojo
amarillo
8,0 - 9,6
amarillo
azul
Azul de bromo fenol
3,0 - 4,6
azul
rojo violáceo
Azul de bromo cresol
3,8 - 5,4
amarillo
azul
Rojo de fenol
6,4 - 8,2
amarillo
rojo
Fenolftaleina
8,2 - 9,2
incoloro
rosado
Tornasol
5,0 - 8,0
rojo
azul
Rojo de metilo
4,4 - 6,2
rojo
anaranjado/amarillo