FACULTAD DE INGENIERÍA ARQUITECTURA Y URBANISMO

ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL Y COMERCIO EXTERIOR

DISOCIACION DEL AGUA

DOCENTE: Patricia Fabiola Pérez Fernández

TURNO: Tarde

CICLO: IV-2010-II

INTEGRANTES:

Leonardo López Wilson Villegas Campos Rosinaldo Pacheco Urrutia Yuber Pérez Izquierdo Rebeca

Pimentel 13 de septiembre del 2010

PRACTICA N° 1

DISOCIACION DEL AGUA

I. INTRODUCCION

El agua, una molécula simple y extraña, puede ser considerada como

el líquido de la vida. Es la sustancia más abundante en la biosfera,

dónde la encontramos en sus tres estados y es además el

componente mayoritario de los seres vivos, pues entre el 65 y el 95%

del peso de de la mayor parte de las formas vivas es agua.

El agua fue además el soporte donde surgió la vida. Molécula con un

extraño comportamiento que la convierte en una sustancia diferente

a la mayoría de los líquidos, posee una manifiesta reaccionabilidad y

posee unas extraordinarias propiedades físicas y químicas que van a

ser responsables de su importancia biológica.

Durante la evolución de la vida, los organismos se han adaptado al

ambiente acuoso y han desarrollado sistemas que les permiten

aprovechar las inusitadas propiedades del agua.

En esta practica podremos observar sus distintos comportamientos

del agua en reactivos ácidos, y como influye en ellos.

II. OBJETIVOS

Comprobar que el agua pura es neutra

Demostrar la aplicabilidad de los indicadores en el análisis de acidez y

de basicidad de las soluciones.

Descubrir las propiedades ácido – base del agua.

Explicar la disociación iónica del agua.

Conocer la importancia de un indicador en la medición de la acidez o

basicidad de una solución.

III. REVISION DE LITERATURA

Disociación del agua

Las moléculas de agua pueden comportarse como un ácido (ceder un protón H+) o como una base (aceptarlo). Así, espontáneamente, las moléculas de agua se disocian:

H2O + H2O <=> H3O+ + OH-

O lo que es lo mismo, pero de forma abreviad:

H2O <=> H+ + OH-

Por tanto, las moléculas del agua en estado puro se disocian en protones (H+) e iones hidroxilos (OH-), es decir, se encuentran ionizadas, con carga. Otra cosa que debemos saber es que siempre se cumple el llamado producto iónico del agua (kw). Según éste:

Kw = [H+][OH-] = 10-14 M

Traducción: El producto de la concentración de protones y de iones hidroxilos en el agua siempre es de 10-14 M. M significa "Molar" y es una magnitud de concentración. Equivale al número de moles de una sustancia que hay en un litro de la disolución. Para hacernos una idea:

1 mol de H+  tiene una masa de 1g 1 mol de OH- tiene una masa de 17g 1 mol de H2O tiene una masa de 18g

Para facilitar los cálculos y el manejo de éstas cifras, se llega al concepto de pH: El pH es un indicador de la concentración de protones (ACIDEZ) de una disolución acuosa y se define como:

pH= - log [H+]

De forma análoga, también podemos encontrar el pOH, que sería un estimador de la concentración de iones hidroxilos:

pOH = -log [OH-]

Resulta útil saber que siempre se cumple que:

pH + pOH = 14

Así nos encontramos que la escala de pH toma valores que van desde el 0 al 14:

[H+] 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

pH= 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14pOH

=13 12 11 10 9 8 7 7 5 4 3 2 1 0

Como puede verse, una disolución con un pH=2 tiene una concentración de protones = 10-2 M (0,01M), es decir, con 0,01g/l. De forma análoga, una disolución con pH 8, tiene una concentración de protones 10-8M, es decir, con 0,00000008 g/l.

Cuanto menor es el pH, mayor es la acidez del medio.

Ahora que hemos explicado el concepto de pH, podemos hacer una clasificación de las aguas en función de su pH:

pH entre  0 - 7 Aguas ácidas, con alta concentración de protones pH 7 Aguas neutras pH  entre 7 - 14 Aguas básicas, con baja concentración de protones

El agua pura tiene un pH = 7, es neutra. Como podemos ver en la tabla anterior, esto significa que la cantidad de protones (H+) y de hidroxilos (OH-) es la misma. Las cargas positivas se neutralizan con las negativas, y de ahí la NEUTRALIDAD del agua.

La polaridad de la molécula de agua es responsable de su adhesión a otras sustancias polares, de ahí, su tendencia al movimiento capilar.

También debido a su polaridad el agua es un buen solvente para iones y moléculas polares. Las moléculas que se disuelven fácilmente en agua se conocen como hidrofilias. Las moléculas de agua, a raíz de su polaridad, excluyen activamente de la solución a las moléculas no polares. Las moléculas excluidas de la solución acuosa se conocen como hidrofóbicas.

Por presentar dos elementos con electronegatividad en los extremos el agua constituye una molécula bipolar con cargas parciales, lo que le brinda propiedades tales como la polaridad y la capacidad de solvatación.

La figura muestra la solvatación del NaCl en agua

Dentro de los sistemas vivos, muchas sustancias se encuentran en solución acuosa. Una solución es una mezcla uniforme de moléculas de dos o más sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad, que es habitualmente líquida, se llama solvente, y las sustancias presentes en cantidades menores se llaman solutos. La polaridad de las moléculas de agua es la responsable de la capacidad solvente del agua. Las moléculas polares de agua tienden a separar sustancias iónicas, como el cloruro de sodio (NaCl), en sus iones constituyentes. Las moléculas de agua se aglomeran alrededor de los iones con carga y los separan unos de otros.

Muchas de las moléculas importantes en los sistemas vivos que presentan uniones covalentes, como los azúcares, tienen regiones de carga parcial positiva o negativa. Estas moléculas, por lo tanto, atraen moléculas de agua y también se disuelven en agua. Las moléculas polares que se disuelven rápidamente en agua son llamadas hidrofílicas ("que aman al agua''). Estas moléculas se disuelven fácilmente en agua porque sus regiones parcialmente cargadas atraen moléculas de agua tanto o más que lo que se atraen entre sí. Las moléculas polares de agua compiten de este modo con la atracción existente entre las moléculas de soluto.

Ionización del agua  

El agua pura tiene la capacidad de disociarse en iones, por lo que en realidad

se puede considerar una mezcla de:

Agua molecular (H2O ),  Protones hidratados (H3O+) e  Iones hidroxilo (OH-)

En realidad esta disociación es muy débil en el agua pura, y así el producto

iónico del agua a 25º es:

Este producto iónico es constante. Como en el agua pura la concentración de

hidrogeniones y de hidroxilos es la misma, significa que la concentración de

hidrogeniones es de 1 x 10 -7. Para simplificar los cálculos Sörensen ideó

expresar dichas concentraciones utilizando logaritmos, y así definió el pH como

el logaritmo decimal cambiado de signo de la concentración de hidrogeniones.

 Según esto:

                       Disolución neutra    pH = 7 

                          Disolución ácida      pH < 7 

                          Disolución básica    pH =7    

En la figura se señala el pH de algunas soluciones. En general hay que decir

que la vida se desarrolla a valores de pH próximos a la neutralidad.

Los organismos vivos no soportan variaciones de los pH mayores de unas

décimas de unidad y por eso han desarrollado a lo largo de la evolución

sistemas de tampón o buffer, que mantienen el pH constante. Los sistemas

tampón consisten en un par ácido-base conjugada que actúan como dador y

aceptor de protones respectivamente.

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.

IV. MATERIALES

Equipos

Vasos de precipitación (8)

PH metro

Matraz de 250 mL

(03)

Pipetas Pasteur (4)

Cintas de pH

Muestras

Naranja

Limón

Maracuyá

Reactivos

Agua destilada

Acido clorhídrico (HCl) 0.1 N

Hidróxido de sodio (NaOH) 0.1 N

Acido acético 0.1 N

Acido Cítrico 0.1 N

V. METODOS

Preparación de sustancias químicas al 0.1 N

En esta parte se procede a realizar los cálculos a fin de obtener

muestras de solución de HCl, NaOH al 0.1 Normal, de la siguiente

manera:

PROCESO DE REACCION

1. Medir pH con pHmetro y con cinta de pH

2. Medir el pH de cada una de las muestras de agua destilada

3. Colocar 10 mL de agua en cada una de los vasos precipitados de

las soluciones de ácidos.

4. Medir el pH de cada uno y anotar la variación

5. Después agregar 1ml de NaOH (base) a cada vaso. Anotar el pH

de cada uno.

VI. RESULTADOS

Inicio Con 10ml de agua Con 1ml de NaOH

pHmetro Cinta pH pHmetro Cinta pH pHmetro Cinta pH

pH del agua 7.7 6 7.7 6 7.7 6

NaOH 0.1N 13.4 13.5 12.19 14 13.4 13.5

HCl 0.1N 1.5 1 1.56 1

Ac acético 4.4 4.5 4.73 4.5 11.66 11.5

vinagre 2.62 2.5 2.58 2.5 3.20 2.5

BBicarbonato 0.1N 8.12 7 8.15 7 10.23 10

Limón 2.26 2 2.34 2 2.40 2

Naranja 3.71 4 3.62 4 4.08 4.5

Maracuyá 2.80 3 2.83 3 3.01 3

Graficar:

VII. DISCUSIONES

Explicar las diferencias de pH ocurridas en las soluciones

VIII. CONCLUSIONES

IX. CUESTIONARIO

1. ¿Cuál de los tres ácidos es más fuerte y cual es más débil?

¿a qué se atribuye esta diferencia?

2. ¿Cómo se comportó el NaOH frente a cada una de las

soluciones que preparo con los ácidos ¿cómo se comporto

con el agua pura?

3. Será importante determinar el pH de las soluciones en el

análisis bioquímico?

X. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS