EL AGUA Y SOLUCIONES ACUOSAS

Presentación del tema: "EL AGUA Y SOLUCIONES ACUOSAS"— Transcripción de la presentación:

1 EL AGUA Y SOLUCIONES ACUOSAS
I . Propiedades del agua II. Ácidos, Bases y Buffers III. Problemas y aplicaciones

2 I. Propiedades del agua A. Estructura e interacciones
1. Geometría 2. Enlaces Hidrógeno 3. Propiedades Físicas 4. Conductividad, autoionización y otras propiedades químicas. B. El agua como solvente 1. Polaridad 2. Propiedades anfipáticas 3. Movilidad de protones (iones Hidronio e Hidroxilo)

3 II. Acidos, bases y buffers
A. Reacciones ácido-base 1. Definiciones 2. Fuerza de un ácido: constante de disociación 3. El pH: concentraciones relativas de ácidos y bases B. Buffers 1. Qué es un buffer ? 2. Como escoger y preparar un buffer

4 AGUA:LA SÚPER SUSTANCIA
Objetivo: Demostrar la singularidad del agua como sustancia química.

5 Aspectos importantes del AGUA
Calor específico: ¿ Haz ido alguna vez a la playa para refrescarte en un día caliente?¿ Por qué demora mucho más calentar el agua y no el hierro o la arena? El agua tiene una alta capacidad calórica debido a los puentes de hidrógeno, el agua necesita más energía para subir su temperatura porque mucha de ésta se usa para romper los puentes de Hidrógeno. El agua actúa como un termostato para el planeta. Solvente universal: ¡Excelente solvente! Gracias a su naturaleza polar y por los puentes de hidrógeno.

6 Estructura del hielo: Los átomos de oxígeno e hidrógeno están en rojo y blanco respectivamente.

7 LA MOLÉCULA DE AGUA ES POLAR Y FORMA ENLACES DE HIDRÓGENO
El Oxígeno del agua posee una hibridación sp3 dando una unión H-O-H de 104.5° El oxígeno es más electronegativo que el H y por tanto el enlace O-H es polar. La carga parcial del oxígeno es de y la del hidrógeno de debyes, produciendo un dipolo permanente. La interacción entre las débiles cargas parciales del oxígeno y las del hidrógeno forman los enlaces hidrógeno. Por su polaridad y capacidad de formar enlaces de hidrógeno el agua actúa rápidamente con solutos polares. En solución, la esfera de solvatación (capa de moléculas de agua) rodea cada ión del soluto.

8 Estructura de la molécula de agua
El perímetro representa la envoltura de Van der Waals de la molécula (los componentes que se atraen están balanceados con los que se repelen). El modelo esquemático de la molécula indica los enlaces covalentes.

9 Enlace de hidrógeno entre dos moléculas de agua
La fuerza de la interacción es máxima cuando el enlace covalente O-H apunta directamente hacia una nube de un par de electrones del átomo de oxígeno al que se une el hidrógeno.

10 Los enlaces por puente de hidrógeno, la forma y su naturaleza polar, justifican sus propiedades
Estados: El agua es la única sustancia en el planeta que podemos encontrar en los tres estados, en condiciones normales. En estado gaseoso se encuentra en la cercanía de los manantiales y de las fuentes termales y en la atmósfera, donde regula el clima. En estado sólido en los témpanos y en los casquetes glaciares y es una reserva de agua dulce. En estado líquido constituye el 70 % de la superficie de la Tierra y actúa como un depósito de energía.

11 LOS ENLACES DE HIDRÓGENO SON IMPORTANTES EN LAS PROPIEDADES FISICAS DEL AGUA
La densidad del agua es irregular: la densidad disminuye a 0°C debido a que las moléculas se hallan unidas por los enlaces hidrógeno, lo que hace que se formen cristales y esto reduzca la cinética molecular. El agua es un excepción importante: es menos densa como sólido que como líquido y por eso el hielo flota en el agua. Si el hielo fuera más denso, los lagos y estanques se congelarían desde el fondo hacia la superficie. El hecho de que el hielo se forme y permanezca en la superficie de los lagos permite que la vida acuática que hay debajo sobreviva al frío invernal.

12 Otras propiedades Capilaridad: gracias a los eph que buscan adherirse a las paredes del tubo donde está contenida. Esta propiedad es responsable de la absorción de agua por materiales porosos, ya que los poros están conectados de tal manera que el agua puede fluir. Tensión superficial: debido a las fuerzas intermoleculares de cohesión y adhesión. Calidad del agua: Se refiere a la composición que ésta tiene, dependiendo de las cantidades(concentraciones) de las sustancias disueltas en ella. La calidad se rige por estándares que dependen del uso que se vaya a dar al agua: consumo humano, industrial, agrícola, recreativo, etc.

13 MOLECULAS APOLARES NO SON SOLUBLES EN AGUA
Las sustancias apolares y los hidrocarburos no se disuelven en agua. Esto se debe a que las interacciones agua-agua son más fuertes que las agua-hidrocarburo y las obliga a ubicarse en un solo lugar. Las sustancias apolares son hidrofóbicas (se repelen con el agua y son solubles en disolventes orgánicos) Las substancias polares son hidrofílicas (afines a y solubles en agua y compuestos polares).

14 AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
El agua presenta conductividad eléctrica debido a sus iones, ya que surgen porque el agua puede ser donador o aceptor de un protón con si misma. Esto es la autoionización. El hidrógeno se puede donar a una molécula de agua cercana uniéndose a electrones no compartidos del oxígeno. Esta misma molécula donadora puede aceptar un hidrógeno de una molécula distinta en estado H30+ o H2O. Así, una molécula de agua puede actuar como ácido generando una base conjugada: H-O-H + H-O-H  H30+ (hidronio)+ OH- (hidroxilo) La constante de equilibrio es: Kc= [H+] [OH-] / [H2O]

15 Solvatación de los iones negativos y positivos según la orientación de las moléculas de agua

16 La concentración del agua es 55,6 molar, por lo que se deduce que: 55,6 M = [H2O]. Así, Kw es igual a multiplicar Kc por la molaridad: Kw = Kc (55.6) = [H+] [OH-]. La constante Kw se denomina constante del producto iónico del agua; a 25 grados centígrados su valor es de 1.0 x Este valor es una constante real, por lo que permanece valida aunque cambien las concentraciones de los iones: si [H+] es mayor que [OH-] se producirá una solución ácida, mientras que si [OH-]es mayor que [H+] habrá una solución alcalina. Estas dos concentraciones son recíprocas: únicamente cuando son iguales la solución será neutra.

17 CONCEPTO ACIDO - BASE Los pares de electrones libres del oxígeno de la molécula de agua determinan el comportamiento de la misma. Según Bronsted & Lowry: Acido.- Sustancia capaz de donar un protón al solvente formando el ión hidronio (H3O+) Base.- Sustancia capaz de aceptar un protón del solvente y formar el ión hidroxilo (OH-)

18 CONSTANTE DE DISOCIACIÓN
Soluciones ácidas.- HX --> H+ + X- àcido base conjuga Constante ácida: Ka = [H+] [X-] / [HX] Mientras más bajo sea el valor de Ka, más débil es el ácido. H - C --> no se ioniza H - O --> se ioniza Del valor de Ka se calcula [H+] en una solución ácida Si Ka es bajo no se utiliza la ecuación cuadrática

19 Soluciones alcalinas.- NH3 + H2O --> NH4 + OH-
base ácido acido base conjugado conjugada Constante básica: Kb = [NH4+] [OH-] * [ NH3] [H2O] * El término [H2O] al ser constante, es incorporado dentro de la constante de equilibrio: Kc [H2O] = Kb = [NH4+] [OH-] / [ NH3]

20 RELACIÓN ÁCIDO-BASE CONJUGADOS
Si un ácido es de carácter fuerte, su base conjugada será relativamente débil NH > NH3. + H+ (1) Si la base es de carácter débil, su ácido conjugado es relativamente fuerte. NH3 + H2O --> NH OH- (2)

21 PRINCIPIO DE EQUILIBRIO QUÍMICO
NH > NH3. + H+ (1) NH3 + H2O --> NH OH- (2) Si: reacción (1) + reacción (2) = reacción (3) entonces, K1 x K2 = K3 por tanto, Ka x Kb = Kw Kw= constante de disociación del agua

22 pH - MEDIDA DE ACIDEZ pH = - log [H+] = log 1 [H+]
Kw= [H+] [OH-] = 1.0 X 10-14 pH < > [H+] > [OH-] ácido pH = > [H+] = [OH-] neutro pH > > [H+] < [OH-] básico

23 SOLUCIONES TAMPÓN (buffers)
Son mezclas de ácidos débiles con sus sales o de bases débiles con sus sales, debido a que estas soluciones resisten a un cambio en la [H+] al añadir cantidades pequeñas de ácidos o bases (fuertes). Existe una relación entre el pH y el pKa, que es el pH al cual se disocia la mitad de un ácido. K= [H+] [A-] pK = -log K [HA] Ecuación de Henderson-Hasselbach pH = pKa + log ([A-]/ [HA])