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19/08/2022
EL AGUA,
Soluciones,
BUFFER Y pH
Ms (c): ANA T. RODRÍGUEZ M.

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SOLUCIONES O DISOLUCIOLES
OBJETIVOS:
1.Identificar y diferenciar entre una mezcla,
una solución y un compuesto.
2. Enumerar y definir las principales
unidades de concentración.
3.Determinar los factores que influyen en la
solubilidad de un soluto en un solvente.

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ESTRUCTURA MOLECULAR
El agua es una molécula formada por
dos átomos de Hidrógeno y uno de
Oxígeno. La unión de esos elementos
con diferente electronegatividad
proporciona unas características poco
frecuentes. Estas características son:
· La molécula de agua forma un
ángulo de 104,5º.
· La molécula de agua es neutra.
· La molécula de agua, aun siendo
neutra, forma un dipolo, aparece una
zona con un diferencial de carga
positivo en la región de los
Hidrógenos, y una zona con
diferencial de carga negativo, en la
región del Oxígeno.
· El dipolo facilita la unión entre
moléculas, formando puentes de
hidrógeno, que unen la parte
electropositiva de una molécula con la
electronegativa de otra.
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EL HIDRÓGENO, donador de electrones y de puentes de hidrógeno.
EL OXIGENO, aceptor de electrones y de puentes de hidrógeno.
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PROPIEDADES FÍSICAS
1- Estado físico: sólida, liquida y gaseosa
2 - Color: incolora
3 - Sabor: insípida
4 - Olor: inodoro
5 - Densidad: 1 g./c.c. a 4°C
6 - Punto de congelación: 0°C
7 - Punto de ebullición: 100°C
8 - Presión critica: 217,5 atm.
9 - Temperatura critica: 374°C
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PROPIEDADES QUÍMICAS
1 - Reacciona con los óxidos ácidos
2 - Reacciona con los óxidos básicos
3 - Reacciona con los metales
4 - Reacciona con los no metales
5 - Se une con las sales formando hidratos
PROPIEDADES FÍSICO - QUÍMICAS
• Acción disolvente
• Elevada fuerza de cohesión
• Elevada fuerza de adhesión
• Gran calor específico
• Elevado calor de vaporización
• Todas dependen de los puentes de hidrógeno
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El proceso por el cual las moléculas del disolvente rodean a
las moléculas del soluto y se mezclan con ellas se llama
SOLVATACIÓN. Cuando el disolvente es agua se llama
HIDRATACIÓN
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 Mezcla
 Mezcla heterogénea
 Mezcla homogénea
Consta de dos o más sustancias físicamente unidas
Es aquella cuyos componentes se observan a simple vista o con ayuda de un
microscopio óptico
Tienen una composición no uniforme
Tiene una composición uniforme, incluso si se observa al microscopio
Ejemplos: el granito, la sangre, ...
Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse ni siquiera con ayuda de un
microscopio óptico
La proporción de sus distintos componentes, puede variar de forma arbitraria
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soluciones
Es la mezcla intima entre dos o más sustancias cuya
composición es variable, para formar un sistema
homogéneo.
Se llama disolvente o medio dispersante al
componente que no cambia de estado al formarse la
disolución.
Si tras la disolución todos los componentes mantienen su
estado físico, el disolvente es el que se encuentra en
mayor proporción
El resto de componentes se llaman solutos o
sustancias dispersas

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SOLUCIONES O DISOLUCIOnES
Mezclas homogéneas en las que sus componentes
pueden estar en cualquier proporción

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CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES
Dependiendo del solvente
TIPOS COMUNES DE DISOLUCIONES
Estado de la
disolución
Disolvente Soluto Ejemplo
Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Gas
Gas
Líquido
Sólido
Sólido
Aire
Cava
Vinagre
Agua de mar
Latón

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SOLUBILIDAD
Una disolución se dice que está saturada cuando, a una determinada temperatura,
contiene la máxima cantidad posible de soluto
A B C
Si añadimos un poco de sal en agua y agitamos, obtenemos una disolución (A)

Las dos sustancias forman una mezcla homogénea (B)

Si añadimos más sal, llega un momento que no se disuelve, y precipita al fondo (C)

 La solubilidad de una sustancia indica la máxima cantidad de dicha sustancia
que es posible disolver en una cantidad de disolvente dada, a una temperatura
concreta
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FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD:
• El tipo de soluto y disolvente.
• El estado físico del soluto y del disolvente:
los gases son siempre solubles entre sí
mientras que los sólidos entre si se mezclan con
dificultad y se disuelven mejor finamente
divididos y pulverizados.
• La temperatura, corrientemente la solubilidad
aumenta con la temperatura ya que aumenta la
movilidad de los iones o las moléculas que
forman tanto al soluto como al disolvente y
favorecen la mezcla (como forma de agitación),
aunque hay excepciones

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• Superficie de contacto: La interacción
soluto-solvente aumenta cuando hay
mayor superficie de contacto y el cuerpo
se disuelve con más rapidez (pulverizando
el soluto).
• Agitación: Al agitar la solución se van
separando las capas de disolución que se
forman del soluto y nuevas moléculas del
solvente continúan la disolución.
• Presión: Esta influye en la solubilidad de
gases y es directamente proporcional a la
temperatura

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Las disoluciones pueden ser:
Diluidas: Si la cantidad de soluto es
pequeña en comparación con la cantidad
que se puede disolver.
Concentradas: Si la cantidad de soluto
se acerca a la cantidad total que se puede
disolver.
Saturadas :si se disuelve la cantidad
máxima de soluto que en esas
condiciones se puede disolver en ese
disolvente

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MODO DE EXPRESAR LAS
CONCENTRACIONES
La concentración de las soluciones es la
cantidad de soluto contenido en una
cantidad determinada de solvente o
solución.
Los términos diluida o concentrada
expresan concentraciones relativas.
Para expresar con exactitud la
concentración de las soluciones se usan
sistemas como los siguientes:

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CONCENTRACIÓN SIGNIFICADO EXPRESIÓN
MATEMÁTICA
% m/m Porcentaje en masa
Porcentaje en peso
%m/m= (gsto/gsln) 100
% m/v Porcentaje masa en
volumen
Porcentaje peso en
volumen
% m/v = (gsto/ gsln) 100
% v/v Porcentaje volumen en
volumen % v/v = (vsto/ vsln) 100
p.p.m. Partes por millón Ppm = mg sto/ kg sln
M Molaridad M = moles de sto/ L.sln
m molalidad m = moles de sto/ kg ste
N Normalidad N = N° eq. G Sto / L Sln
X sto y Xste Fracción molar del
sóluto y del solvente
F.m. = moles sto/ N°
moles totales
UNIDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS PARA EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES

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1. Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones:
a. 2,50 moles de alcohol etílico C2H5OH en 450 mL de solución
b. 20 mg de azúcar (C12H22O11) en 275 µl de solución
c. 17,5% de solución acuosa de NaOH (densidad = 1,05 g/mL)
d. 3,75 moles de NaBr en 850 mL de solución
2. Calcule los gr de soluto que deben disolverse en 350 gr de agua
en la preparación de una solución de K2SO4 al 15%
3. Calcule los gr de agua que deben agregarse a 4 g de KI en la
preparación de una solución de KI al 2.00%
4. Calcule la molalidad de cada una de las siguientes soluciones:
a. 175 g de C2H5OH en 650 g de agua
b. 37,5% de solución de HCl
5. Calcule el número de gramos de soluto necesarios para preparar
las siguientes soluciones:
a. 400 g de solución de C2H5OH 0,500 m
b. 700 g de solución de H2SO4 0,600 m

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Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se
combina o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno
EQUIVALENTE
*Para un ácido la valencia es el número de
hidrógenos ácidos que posee.
*Para una base la valencia es el número de OH
que posee.
*Para un sal la valencia es el resultado de
multiplicar la carga de los iones que la forman.
*En reacciones rédox, la valencia es el número de
electrones que gana o pierde esa sustancia o ese
elemento.

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1. Calcular la normalidad de una solución de
ácido fosfórico que contiene 2,50 g de ácido
en 135 ml de solución en reacciones que
remplazan los tres iones de hidrógenos.
2. Calcule la normalidad de cada una de las
siguientes soluciones:
a. 4,32 g de ácido fosfórico en 85,5 mL de
solución.
b. Solución de NaOH al 20%, densidad = 1,1 g/ml
c. Solución de azúcar (C12H22O11 ) 2,1m, densidad
= 1,2 g/mL

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Dependiendo de la
naturaleza del soluto
Electrolíticas: soluto se disocia en
iones (ej. sal)
(conducen la corriente eléctrica)
No electrolíticas: soluto no se
disocia en iones (ej. azúcar)
(no conducen la corriente eléctrica)

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• ELECTROLITOS: Solutos que producen soluciones
conductoras de la electricidad. Ej: cloruro de sodio
• NO ELECTROLITOS: Solutos que no forman soluciones
conductoras de la electricidad. Ej: etanol
• ELECTROLITOS FUERTES: Solutos que originan soluciones
buenas conductoras de la electricidad. Se encuentran
completamente ionizados. Ej: NaOH, HCl, KOH etc
• ELECTOLITOS DÉBILES: Solutos que producen soluciones
malas conductoras de la electricidad. Sus moléculas no se
encuentran completamente disociadas en solución. Ej: HNO2,
NH3, HClO.

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EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE
 Se puede definir como ÁCIDO toda sustancia capaz de
transferir iones de H, protones a una base, mientras que BASE
será toda aquella sustancia capaz de aceptar esos protones.
 Cuando un ácido libera un protón se convierte en una base
conjugada.
 Cuando una base acepta un protón se convierte en un ácido
conjugado.

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PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADA
• ACIDO 1 + BASE 2 ACIDO 2 + BASE 1
• H 2O + H 2O H 3O+ + OH-
• HCL + H 2O H3
+O + CL -
Ácido Base
conjugado conjugada
de la base del ácido

19/08/2022 ESP: ANA TERESA RODRÍGUEZ
MARTÍNEZ
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Ácido HCl HNO3 H2SO4 HSO4
- H2CO3 CH3 COOH
Base Cl- NO3
- HSO4
- SO4
-2 HCO3
- CH3 COO-
Ácido H2O H3O+ H2S HS- NH3 NH4
+
Base O-2 H2O HS- S-2 NH2
- NH3
PARES ÁCIDOS Y BASES CONJUGADOS

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APLICACIONES FARMACOLOGICAS DE LAS
SOLUCIONES
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SOLUCIÓN
SUERO RINGER
Cloruros de sodio, potasio
y calcio, bicarbonato de
sodio, fosfato mono sódico
Restauración de electrolitos por
alcalosis débiles, tratamiento de
cetosis diabéticas, rehidratación.
SOLUCION DE
BICARBONATO
DE SODIO
Bicarbonato de sodio
Alcalinizante sistémico y
urinario, restaurador de
electrolitos.
SUERO ORAL
Cloruro de sodio, citrato de sodio,
glucosa, sodio,
potasio, cloruro. Rehidratación.
Solución
dextrosa Dextrosa
Nutrición
parental

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SOLUCIONES AMORTIGUADORAS, BUFFER, TAMPÓN O REGULADORA.
Es una solución que resiste los cambios de pH.
Son soluciones mixtas formadas por un ácido débil y su base conjugada o
por una base débil y su ácido conjugado, es una solución que tiende a mantener
fijo un determinado valor del pH.
Un buffer está formado por una mezcla de:
* un ácido débil (HX) y su base conjugada (X-)
* una base débil (B) y su ácido conjugado (BH+)
La solución buffer resiste el agregado de pequeñas
cantidades de OH- o H+ sin cambios grandes de pH.
HX(aq) = H+(aq) + X-(aq)

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CAPACIDAD Y pH DE UN BUFFER

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PROPIEDADES DE LOS AMORTIGUADORES
1. El pH de una solución amortiguadora depende de la
naturaleza del ácido débil que la integra, es decir del pKa
del ácido.
2. El pH de un sistema amortiguador depende de la proporción
relativa entre la sal y el ácido, pero no de las concentraciones
absolutas de estos componentes. Por ejemplo, un sistema
amortiguador 2 M en sal y 1 M en ácido, regula el mismo pH
que un sistema amortiguador 4 M en sal y 2 M en ácido, debido
a que la relación concentración de sal /concentración de ácido
es igual.
3. La modificación del pH, en una solución amortiguadora,
resulta exigua hasta que uno de los componentes esté próximo
a agotarse, debido a que el pH varía con el logaritmo del
cociente concentración de sal / concentración de ácido. Este
cociente es afectado por la adición de ácido o base fuerte, pero
el valor logarítmico de la relación concentración de sal /
concentración de ácido varía muy poco.

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Sistemas tampón o “ buffer”.
Representan la primera línea de defensa ante los cambio
desfavorables de pH gracias a la capacidad que tienen
para captar o liberar protones de modo inmediato en
respuesta a las variaciones de pH que se produzcan.
Puesto que lo que se pretende es mantener un pH
alrededor de 7, serán buenos amortiguadores
aquellos sistemas cuyo pK esté próximo a dicho valor.
En este sentido, existen dos sistemas fundamentales que
cumplen esta condición: los grupos imidazol de los
residuos histidina de las proteínas, y el fosfato
inorgánico. Sin embargo, el sistema más importante
implicado en la homeostasis del pH es el amortiguador
ácido carbónico/bicarbonato a pesar de tener un pK de
6.1.

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Mide el grado de acidez de una solución.
 Se basa en la cantidad de iones de hidrógeno que se
encuentran en una solución dada.
pH = -log [H+]
 La escala de pH es una escala logarítmica que
va desde el 0 hasta el 14.
ESCALA DE pH
Para simplificar los cálculos, SORENSEN ideó expresar dichas
concentraciones utilizando LOGARITMOS, y así definió el pH
como el logaritmo cambiado de signo de la concentración de
hidrogeniones. Según éstos:
 disolución neutra pH = 7
 disolución ácida pH < 7
 disolución básica pH > 7

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Para el agua a 25 ºC
[H+] = 1 x 10-7, es decir 0,0000001 g H+/l
[OH-] = 1 x 10-7, es decir, 0,0000017 g OH-/l
• [H+] = [OH-]
1 x 10-7 = 1 x 10-7
1 x 10-14
1. pH = - log[H+]
2. pOH = -log[OH-]
3. pH + pOH = 14

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pH para algunas soluciones

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Calcular del pH de una solución que tiene una
[H+] = 2.3 x 10-3
pH = - log [H+]
pH = - log [2.3 x 10-3 ]
pH = - [log 2.3 x log 10-3 ]
pH = - [log 2.3 + log 10-3 ]
pH = [- log 2.3 - log 10-3]
pH = [- log 2.3 – (-3) ]
pH = [- log 2.3 + 3 ]
pH = - 0.36 + 3
pH = 2.64

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Hallar la [H+] de una solución cuyo pH = 2.64.
2.64 se lleva a 3.00
Se resta 3.00 – 2.64 = 0.36
3.00 – 0.36
Se invierten… 0.36 – 3.00
Se halla
Antilog 0.36 = 2.29
Antilog -3.00 = 1x10-3
pH = 2.29 x 10-3
•

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• El pH de un limpiador de vidrios es 12 ¿Cuál es la
concentración molar de iones de OH- ?
pH = - log [H+]
[H+] = antilogaritmo – pH
[ H+] = antilogaritmo – 12
[ H+] = 10-12 mol/litro
• Aplicando la ecuación del producto iónico del agua,
tenemos:
[ H+] x [ OH--] = 1 x 10 -14
[1 x 10-12 ] [OH--] = 1 x 10 -14
[ OH--] = 1 x 10 -14 [1 x 10-12 ]

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