El documento describe cómo el agua puede disolver sustancias iónicas y polares debido a su estructura dipolar y capacidad de formar enlaces de hidrógeno. También explica conceptos clave como ósmosis, presión osmótica, ionización del agua, pH, ácidos y bases fuertes/débiles, y soluciones amortiguadoras.

1. EL AGUA COMO SOLVENTE
La estructura dipolar del agua y su capacidad de formar enlaces
de hidrogeno con átomos electronegativos le permiten disolver
sustancias ionicas y polares.
El agua disuelve:
-sustancias iónicas: sales (Ej: ClNa)
-sustancias polares no iónicas: alcoholes, aldehídos, cetonas.
Cuando las moléculas apolares
se encuentran en un ambiente
acuoso, las moléculas de agua
forman muchas capas alrededor
de aquellas, constituyendo
micelas

2. ÓSMOSIS
Proceso por el cual las moléculas de disolvente pasan a través de una membrana
semipermeable desde una solución de menor concentración de soluto a otra solución
de mayor concentración de soluto

3. PRESIÓN OSMÓTICA
Presión que se debe aplicar a una solución para
detener el flujo neto de solvente a través de una
membrana semipermeable. Depende de la
concentración de soluto

4. El agua pura es un electrolito débil que se disocia en muy baja proporción en sus iones hidronio
H3O+ (también escrito como H+: protón) y oxhidrilo o hidróxilo OH–.
Esta disociación del agua en iones, llamada ionización, se representa según la siguiente ecuación:
IONIZACIÓN DEL AGUA
Las concentraciones de los iones H+ y OH– se expresan
en molaridad (M): número de moles / litro de solución.

5. SOLUCIONES
ÁCIDAS NEUTRAS ALCALINAS
[H+] = [OH-]
[H+] > [OH-] [H+] < [OH-]
AGUA
ÁCIDO: LIBERA
H+
BASE: CAPTA
H+
FUERTE DÉBIL FUERTE DÉBIL
HCl CH3COOH Na(OH) NH3
HNO3 ác. Acetilsalicílico K(OH)
H2SO4
La fuerza de un ácido o de una base está
determinada por la capacidad de ganar o
perder H+

6. Ácido fuerte: tiene mucha capacidad para liberar H+ → se disocia
completamente
HCl H+ + Cl-
Ácido débil: tiene poca capacidad para liberar H+ → no se disocia
completamente
CH3COOH CH3COO- + H+
Ka= cte. de
disociación del
ácido
Ácido fuerte Ácido débil

7. Base fuerte: tiene gran capacidad para captar H+ o liberar OH- →
se disocia completamente
Na(OH) Na+ + OH-
Base débil: tiene poca capacidad para captar H+ → no se disocia
completamente
NH3 + H+ NH4+
Kb = cte. de disociación de la base

8. pH = - log [H+]
EL IÓN H+ ES UNO DE LOS MÁS IMPORTANTES EN LOS SISTEMAS
BIOLÓGICOS PORQUE SU CONCENTRACIÓN AFECTA A LA MAYORÍA DE
LOS PROCESOS CELULARES
FUNCIÓN DE PROTEÍNAS VELOC. REACCIONES GENERACIÓN DE ATP
Para expresar la [H+], Sorensen propuso la notación pH
El pH es una medida de la acidez de una solución.
[H+] = se expresa en molaridad (M= N° de moles/ litro de solución)
1 mol = PM expresado en gs.
pH → no tiene unidades

9. El pOH es una medida de la alcalinidad de una solución
pOH = -log [OH-]
[OH- ] = se expresa en molaridad (M= N° de moles/ litro de
solución)
pOH → no tiene unidades
pH + pOH = 14

10. pH sangre= 7,40

11. SOLUCIONES BUFFERS O AMORTIGUADORES
Mantienen la concentración de H+ relativamente constante
Evitan los cambios bruscos de pH, ante el agregado de pequeñas
cantidades de ácidos o bases.
La regulación del pH es esencial en los seres vivos. La concentración de
H+ debe mantenerse dentro de límites muy estrechos.
El pH de la sangre es 7,4
pudiendo variar entre 7,35 y 7,45.
7,35 – 7,45
pH < 7,35 pH > 7,45
Acidosis Alcalosis

12. SOLUCIONES BUFFERS
Están constituidas por:
-ácido débil y la sal de ese ácido:
ácido acético + acetato de sodio
CH3COOH + CH3COONa
ácido carbónico + carbonato ácido de sodio
H2CO3 + Na(HCO3)
-base débil y la sal de esa base:
amoníaco + cloruro de amonio
NH3 + ClNH4

13. ¿Cómo actúan las soluciones buffers?
Ácido carbónico + bicarbonato de sodio
H2CO3 H+ + HCO3
-
NaHCO3 Na+ + HCO3-
-SI SE AGREGA UN ÁCIDO (H+)
El equilibrio se desplaza hacia la formación de ácido carbónico
H+ + HCO3- H2CO3 el pH no varía demasiado
-SI SE AGREGA UNA BASE (OH-)
Los iones OH- reaccionan con los H+ y se forma agua, el equilibrio
se desplaza hacia la formación de HCO3-
OH- + H+ H2O
H2CO3 H+ + HCO3- el pH no varía demasiado
Los buffers responden al principio de Le Chatelier

14. pH EN SOLUCIONES BUFFERS
Ecuación de Henderson-Hasselbalch
LA CAPACIDAD DE UN BUFFER DEPENDE DE DOS FACTORES:
-Concentración del ácido y de la sal
-Cociente de sus concentraciones
CUANTO MAYOR SEA EL NÚMERO DE MOLÉCULAS DEL BUFFER, MAYOR SERÁ LA
CAPACIDAD DE NEUTRALIZAR LOS IONES H+ Y OH-, Y POR LO TANTO NO SE
MODIFICARÁ EL pH.

15. CÁLCULO DE pH
ÁCIDO FUERTE:
pH = - log [H+] [H+] = [ácido] = 0,06 M
HCl H+ + Cl-
pH = - log 0,06 =
pOH = 14 – pH =
ÁCIDO DÉBIL:
pH = -log [H+] [H+] no es = [ácido]
H2CO3 H+ + HCO3-
El ácido débil no se disocia completamente.
[H+] depende de la Ka
HCl
HCl 0,06 M

16. CÁLCULO DE pH
BASE FUERTE:
poH = - log [OH-] [OH-] = [base] = 0,02M
Na(OH) Na+ + OH-
pOH = - log 0,02 =
pH= 14 – pOH =
BASE DÉBIL
poH = -log [OH-] [OH-] no es = [base]
La base débil no se disocia completamente.
[OH-] depende de la Kb
pH= 14 - pOH
Na (OH) 0,02 M