Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Considera la ionización de un ácido débil HA que tiene algún valor de pKa. Es conveniente poder relacionar el pH de una disolución de un ácido débil con su pKa y con el grado de ionización. La reacción sería:

HAH+ + A-

La constante de disociación del ácido (Ka) para esta reacción, vendría dada por la ecuación:

Esta ecuación se puede reorganizar para despejar la concentración de iones hidrógeno porque, recuerda, queremos una ecuación que relacione el pH de la disolución con el pKa y con el grado de ionización del ácido débil. La forma en la que queda la ecuación es :

Por definición, log ( 1/ [H+] ) = pH y log ( 1/Ka ) = pKa , así que, aplicando logaritmos a la ecuación anterior, obtenemos:

Esta es la conocida ecuación de Henderson-Hasselbalch que se utiliza a menudo para realizar los cálculos que requiere la preparación de disoluciones tampón en el laboratorio, o para otras aplicaciones. Fíjate en varios aspectos interesantes relacionados con esta ecuación.

Primero, si pH = pKa, el logaritmo de la relación de concentraciones de las formas disociada y sin disociar será cero, de manera que estas concentraciones serán iguales. En otras palabras, cuando el pH es igual al pKa, el ácido estará disociado al 50%.

Segundo, date cuenta de que cuando el pH aumenta o disminuye una unidad en relación con el pKa, la relación entre las formas del ácido disociada y sin disociar cambia en un factor de 10. Es decir, si el pH de una disolución es 6 y el pKa es 7, la relación [ A-]/[ HA] será 0,1; si el pH fuera 5, la relación sería 0,01 y si el pH fuera7, la relación sería 1.

También, date cuenta de que si el pH está por debajo del pKa, la relación es <>1. Resumiendo, la ecuación de Henderson-Hasselbalch aporta mucha información. Debes estudiarla para comprender todo lo que deriva de ella.

Aplicación Farmacológica.

La fórmula de Henderson-Hasselbalch es empleada para medir el mecanismo de absorbción de los fármacos en la economía corpórea. Dicho de otra manera, la absorbción es la transferencia de un fármaco hacia un sitio de administración hacial el sangre. Los rangos de rapidéz y eficacia de la absorción farmacológica dependen de una ruta específica de administración, sea esta en su disposición farmacológica traslocarse al interior de la membrana celular para estimular el efecto organísmico deseado, por lo que la administración farmacéutica por diferentes rutas mucosas dependen de su biodisponibilidad farmacológica. Para ello se requiere que para la translocación del fármaco se necesite qu este desde su formulación farmacéutica no se disocie al llegar a la membrana celular, sea de caracter liposoluble, y de bajo peso molecular por lo que debe de ser de características de ácidos y bases débiles.
El efecto del pH en la absorción farmacológica se media estudiando el pH de las presentaciones farmacéuticas:
Fármacos Ácidos Débiles [HA]: Liberan un [H+] causando una carga aniónica [A-], para formar: [HA] <-> [H+] + [A-].
Fármacos Alcalinos Débiles [BH+]: Liberan también un [H+]. La forma ionizada de los fármacos base son usualmente cargados, y pierden un proton que produce una base sin carga [B], para formar: [BH+] <-> [B] + [H+].
Tomando el pH de ciertas mucosas, por ejem:
Cavidad Oral: 5 a 6 pH.
Mucosa Gástrica: 1 a 3 pH.
Mucosa Intestinal: 4 a 5 pH.
Y Tomando el pK de ciertos fármacos, por ejem:
Morfina: (Base) 9 pK.
Azetaminofen: (Ácido) 8 pK.
Diazepam: (Ácido) 4 pK.
Aspirina: (Ácido) 3 pK.

Acidos y Bases Gilbert Newton Lewis

Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.


La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:

• Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
• Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.

Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.

Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.

Acidos y Bases Bronsted - Lowry

Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados.

Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.

Las definiciones de Bronsted - Lorwy son:

• Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+


• Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-

Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base NH2- + base + H+

El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)

se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:
HCl + H2O H3O+ + Cl-

En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:
HF + H2O H3O+ + F-

Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O H3O+ + Cl-

El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):
NH3 + H2O NH4+ + OH-

Acidos y Bases Svante August Arrhenius

Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius

Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:

H+ + OH- H2O

La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa.

• Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.


• Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.


• Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).


• Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición

La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.

Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,

• Tienen un sabor amargo.


• Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.


• Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.


• Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.

Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.
Acidos y bases de Arrhenius:

• Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.


• Las bases liberan iones hidróxido en agua

Ionizacion del agua

A causa de la pequeña masa del átomo de hidrogeno y dado que su único electrón se halla fuertemente retenido por el átomo de oxigeno, hay una tendencia limitada del Ion de hidrogeno al disociarse del átomo de oxigeno al que se halla unido covalentemente en una molécula de agua y saltar al átomo de oxigeno de la molécula de átomo adyacente a la cual se halla unido por enlace de hidrogeno, supuesto que la energía interna de cada molécula sea favorable. En esta reacción se produce el Ion hidronio ( H30 +) y el Ion hidroxilo (OH-).

H2O ------- H+ + OH-

La disociación del agua

El H 2 O puede actuar como un donante y aceptor de un protón para sí misma. Un protón se puede transferir a partir de una molécula de agua a otra, dando por resultado la formación de un ión del hidroxido ( OH - ) y de un ión del hidronio
( H3O +).

2H2O(l) H3O +---- + OH- (ac)

Esto se llama el autoionization o la disociación del agua. Este equilibrio se puede también expresar como:

H 2 O(l) H +----+ OH - (ac)

En el equilibrio anterior, el agua actua tanto como un ácido, como base. La capacidad de una especie de actuar de ácido o base se conoce como anfoterismo .

Las concentraciones de H 3 O + y OH - producido por la disociación del agua son iguales. La expresión correspondiente del equilibrio para esto sería:

K C = { [ H + ][OH - ] / [ H 2 O ] }

En agua pura en 25 o C , [ H 2 O ] = 55,5 M.
Este valor es relativamente constante en lo referente a una concentración muy baja de H + y OH - (1 x 10 -7 M).

Por lo tanto,

K C = [ H + ][OH - ] / 55,5 M

Reacomodando da:

K C (55,5 M) = [ H + ][OH - ] = K W
Ahora podemos eliminar [ H 2 O ] de la ecuación y nos quedan con:

K W = [ H + ][OH - ]

Donde K W señala el producto (55,5 M) K C y se llama constante de ionización para el agua. En 25 o C, K W es iguala 10 -14 .

La constante del ionización sigue siendo siempre constante en el equilibrio (como el nombre lo dice). Por lo tanto, si la concentración de H + uOH - se eleva, entonces la otra deben caer para compensar. En soluciones ácidas,
[ H + ] > [ OH - ] , y en soluciones básicas [ H + ] < [ OH -].

La constante de disociación del agua, expresada por Ke (Kw en inglés), es la constante de reacción asociada a la reacción química de autoprotolisis:
2H2O = OH- + H3O+
Los productos de ésta reacción son los iones oxonio (o iones hidronio) y los hidroxilos. En el estado de equilibrio químico, y en el caso de disoluciones diluidas, el Ke corresponde al producto de las concentraciones en iones, que en el caso de condiciones normales de temperatura y presión, cumplen la relación:
Ke = [H3O+]×[OH-] = 10-14
y
pKe = -log(Ke) = 14
Esta reacción del agua ocurre de manera natural y espontánea, de manera que en el agua a presión atmosférica se encuentran tanto moléculas de agua como iones en una relación de concentraciones acorde con la Ke específica a cada temperatura.

PH

PH (Potencial de hidrogeno): Acides de una solucion, es una medida de la cantidad de iones hidronio que existen en una solucion.



POH: Cantidad de iones hidroxilo que hay en una cierta solucion.



La suma de PH mas POH= 14



El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones o cationes hidrógeno [H+] presentes en determinada sustancia. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno.



El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.
También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores. Algunos compuestos orgánicos que cambian de color en función del grado de acidez del medio en que se encuentren se utilizan como indicadores cualitativos para la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.
A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14. Por ejemplo el ácido de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que cero, mientras que el hidróxido de sodio varía de 13,5 a 14.
Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 ºC. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw).
La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.

Escala del PH.

La escala de el pH va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución seria neutral.

Las normas del pH empiezan con una definición de pH. La p viene de la palabra poder. La H por supuesto es el símbolo de el elemento hidrógeno. Juntos el término pH significa hidrión exponente iónico. A medida que el potencial de liberar iones de hidrogeno incrementan en una sustancia el valor del pH sera menor. Es así como a mayor grado de acidez la lectura del pH será más baja.

La escala del pH es logarísmica, significando que los valores separando cada unidad no son iguales en la escala por el contrario incrementan de manera proporcional a la distancia a la que se encuentren de la mitad de la escala el punto de equilibrio entre acidez y alcalinidad.

Los valores son multiplicados por 10 en cada unidad. Es por eso que el valor del pH de 6 es 10 veces más acídico que un pH con un valor de 7, pero un pH de 5 es 100 veces mas acídico que un pH de 7. De otra forma el valor del pH de 8 es 10 veces más alcalino que un pH con un valor de 7, pero un pH de 9 es 100 veces mas alcalino que un pH de 7.

Sustancias hidrófilas e hidrófobas

Al añadir sustancias orgánicas al agua, la interacción entre las moléculas de agua en el volumen de la solución es mayor que la interacción entre las moléculas de agua y las moléculas orgánicas, por lo que tienden a ser expulsadas del seno de la disolución hacia su superficie, disminuyendo la tensión superficial. En el caso de los iones provenientes de las sales inorgánicas, el proceso es el contrario. La interacción entre las moléculas de agua y los iones es mayor que entre las moléculas de agua entre sí, por lo que aumenta la tensión superficial de la solución. Este hecho como veremos más adelante es muy importante para que se produzca una buena separación de proteínas en el espumador. El agua de mar, al tener una elevada cantidad de sales minerales disueltas, presenta una tensión superficial mayor que el agua dulce, lo que hace que para una misma presión de salida de aire, las burbujas producidas sean de menor tamaño en agua salada que en agua dulce. El agua, cuya composición química es H 2 O como todos sabemos, tiene una particularidad que le hace ser tan especial: es polar. Esto significa que la carga eléctrica dentro de la molécula no es homogénea y se encuentra desplazada como se aprecia en la figura 1.
Las moléculas de agua van a tener una mayor afinidad hacia las sustancias polares, lo que facilita la disolución de las sales minerales, al disociarse éstas en iones positivos y negativos. Las diferentes moléculas presentes en el agua se pueden clasificar en hidrófilas e hidrófobas dependiendo de su polaridad. Las moléculas polares son hidrófilas como: los hidratos de carbono (azucares), etanol, etilénglicol, glicerina, algunas vitaminas (B6, B12, biotina, niacina) y la mayoría de compuestos inorgánicos. Las moléculas apolares son hidrófobas como las grasas, hidrocarburos y algunas vitaminas (A, D, E, K).
Sin embargo, las moléculas orgánicas más complejas como aminoácidos, proteínas, aldehídos, cetonas, ácidos grasos y detergentes presentan una parte hidrófoba y otra parte hidrófila como se aprecia en la figura 2.
En los aminoácidos y proteínas, el grupo ácido COOH es muy polar, mientras que los radicales alquilo R y R son apolares. La parte polar va tener una elevada afinidad hacia el agua y se denomina hidrófila y la parte apolar va a tener muy poca afinidad hacia el agua y se denomina hidrófoba. Este carácter mixto de estas moléculas hace muy útiles los espumadores de proteínas, pues la parte hidrófoba de la molécula se va a situar en la burbuja de aire y la parte hidrófila en el agua.

Presión osmótica

La presión osmótica es una propiedad coligativa y es una de las principales características que deben tener en cuenta en las relaciones de los líquidos intersticiales e intravasculares que constituyen el medio interno.un comportamiento que contiene soluciones de distinta concentración al medio extracelular que la rodea, creando una barrera de control de solutos.
Cuando una solución se pone en contacto con el solvente a través de una membrana semipermeable que deja pasar a las moléculas de solvente pero no las de soluto, las moléculas de solvente, que están en mayor concentración en el disolvente puro, difunden hacia la solución, donde su concentración es más pequeña. Se puede llegar a una situación de equilibrio contrarrestando esa tendencia mediante la aplicación de una cierta fuerza sobre la disolución, aumentando la presión (aplicación de fuerza en una determinada área, lo que se conoce como presión osmótica de la solución y representada con la letra griega Π.
Al aumentar la presión osmótica, es posible detener el flujo de solvente (en general agua) a través de la membrana semipermeable en incluso revertirlo (hacer pasar solvente desde la solución al solvente puro, por ejemplo, transformando agua con algún soluto en agua pura). Al considerar como semipermeable a la membrana plasmática, las células de los organismos pluricelulares deben permanecer en equilibrio osmótico con los líquidos tisulares.
Esta viene dada en osmoles. Para calcular la osmolaridad de una solución se debe multiplicar el peso molecular de ésta por la cantidad de elementos en los que la misma se disocia.

Fuerzas de van der Waals

En química física, la fuerza de van der Waals (o interacción de van der Waals), denominada así en honor al científico holandés Johannes Diderik van der Waals, es la fuerza atractiva o repulsiva entre molécula (o entre partes de una misma molécula) distinta a aquellas debidas al enlace covalente o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras. El término incluye:
fuerzas dipolo permanente-dipolo permanente
fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido
fuerzas dipolo inducido instantáneo-dipolo inducido (fuerzas de dispersión de London)
También se usa en ocasiones como un sinónimo para la totalidad de las fuerzas intermoleculares. Las fuerzas de van der Waals son relativamente débiles comparadas con los enlaces químicos normales, pero juegan un rol fundamental en campos tan diversos como química supramolecular, biología estructural, ciencia de polímeros, nanotecnología, ciencia de superficies, y física de materia condensada. Las fuerzas de van der Waals definen el carácter químico de muchos compuestos orgánicos. También definen la solubilidad de sustancias orgánicas en medios polares y no polares. En los alcoholes inferiores, las propiedades del grupo polar hidróxilo dominan a las débiles fuerzas intermoleculares de van der Waals. En los alcoholes superiores, las propiedades del radical alquílico apolar (R) dominan y definen la solubilidad. Las fuerzas de van der Waals crecen con la longitud de la parte no polar de la sustancia.

Las fuerzas de van der Waals incluyen a atracciones entre átomos, moléculas, y superficies. Difieren del enlace covalente y del enlace iónico en que están causados por correlaciones en las polarizaciones fluctuantes de partículas cercanas (una consecuencia de la dinámica cuántica). Las fuerzas intermoleculares tienen cuatro contribuciones importantes. En general, un potencial intermolecular tiene un componente repulsivo (que evita el colapso de las moléculas debido a que al acercarse las entidades unas a otras las repulsiones dominan). También tiene un componente atractivo que, a su vez, consiste de tres contribuciones distintas:
Las interacciones electrostáticas entre las cargas (en el caso de iones moleculares), dipolos (en el caso de moléculas sin centro de inversión), cuadrupolos (todas las moléculas con simetría menor a la cúbica), y en general entre multipolos permanentes) La interacción electrostática también es denominada interacción de Keesom o fuerza de Keesom, en honor a Willem Hendrik Keesom.
La segunda fuente de atracción es la inducción (también denominada polarización), que es la interacción entre un multipolo permanente en una molécula, con un multipolo inducido en otra. Esta interacción se mide algunas veces en debyes, en honor a Peter J.W. Debye.
La tercera atracción suele ser denominada en honor a Fritz London que la denominaba dispersión. Es la única atracción experimentada por átomos no polares, pero opera entre cualquier par de moléculas, sin importar su simetría.
Todas las fuerzas intermoleculares/de van der Waals presentan anisotropía (excepto aquellas entre átomos de dos gases nobles), lo que significa que dependen de la orientación relativa de las moléculas. Las interacciones de inducción y dispersión son siempre atractivas, sin importar su orientación, pero el signo de la interacción cambia con la rotación de las moléculas. Esto es, la fuerza electrostática puede ser atractiva o repulsiva, dependiendo de la orientación mutua de las moléculas. Cuando las moléculas tienen movimiento térmico, como cuando están en fase gaseosa o líquida, la fuerza electrostática se reduce significativamente, debido a que las moléculas rotan térmicamente y experimentan las partes repulsiva y atractiva de la fuerza electrostática. Algunas veces, este efecto se expresa indicando que el "movimiento térmico aleatorio cerca a la temperatura ambiente puede imponerse o distorsionarla" (refiriéndose al componente electrostático de la fuerza de van der Waals). Claramente, el efecto térmico promedio es mucho menos pronunciado para las fuerzas atractivas de inducción y dispersión.

AGUA

Agua.

El agua es una sustancia química esencial para la supervivencia de todas las formas conocidas de la vida.

Propiedades físicas y químicas básicas.

A temperatura ambiente es líquida, inodora, insípida e incolora, aunque adquiere una leve tonalidad azul en grandes volúmenes, debido a la refracción de la luz al atravesarla, ya que absorbe con mayor facilidad las longitudes de onda larga (rojo, naranja y amarillo) que las longitudes de onda corta (azul, violeta), desviando levemente estas últimas, provocando que en grandes cantidades de agua esas ondas cortas se hagan apreciables.

Considera fundamental para la existencia de la vida. No se conoce ninguna forma de vida que tenga lugar en su ausencia completa.

Es el único compuesto que puede estar en los tres estados (sólido, líquido y gaseoso) a las temperaturas que se dan en la Tierra. Se halla en forma líquida en los mares, ríos, lagos y océanos; en forma sólida, nieve o hielo, en los casquetes polares, en las cumbres de las montañas y en los lugares de la Tierra donde la temperatura es inferior a cero grados Celsius; y en forma gaseosa se encuentra formando parte de la atmósfera terrestre como vapor de agua.

Dipolo Electrico.

Un dipolo eléctrico es un sistema de dos cargas de signo opuesto e igual magnitud cercanas entre si. Los dipolos aparecen en cuerpos aislantes o dieléctricos. A diferencia de lo que ocurre en los materiales conductores, en los aislantes los electrones no son libres. Al aplicar un campo eléctrico a un material dieléctrico este se polariza dando lugar a que los dipolos eléctricos se reorienten en la dirección del campo disminuyendo la intensidad de éste.

Es el caso de la molécula de agua. Aunque tiene una carga total neutra (igual número de protones que de electrones), presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula polar, alrededor del oxígeno se concentra una densidad de carga negativa, mientras que los núcleos de hidrógeno quedan desnudos, desprovistos parcialmente de sus electrones y manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva. Por eso en la práctica, la molécula de agua se comporta como un dipolo.

Así se establecen interacciones dipolo-dipolo entre las propias moléculas de agua, formándose enlaces o puentes de hidrógeno. La carga parcial negativa del oxígeno de una molécula ejerce atracción electrostática sobre las cargas parciales positivas de los átomos de hidrógeno de otras moléculas adyacentes.

Puentes de hidrogeno.

Se produce un enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno (correctamente llamado enlace por puente de hidrógeno) cuando un átomo de hidrógeno se encuentra entre dos átomos más electronegativos, estableciendo un vínculo entre ellos. El átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva, por lo que atrae a la densidad electrónica de un átomo cercano en el espacio.

El enlace de hidrógeno es poco energético frente al enlace covalente corriente, pero su consideración es fundamental para la explicación de procesos como la solvatación o el plegamiento de proteínas.

Diferentes dadores de hidrógeno para formar enlaces de hidrógeno. Los dadores clásicos son:
El grupo hidroxilo (OH)
El grupo amino (NH)
El fluoruro de hidrógeno (HF).

Experimento 4

El cuarto experimento consta de los siguientes materiales:

• Globo
• Llave de agua

Procedimiento:
Inflar el globo, posteriormente frotar el globo contra el pelo para cargarlo electricamente y por ultimo abrir la llave de agua y acercar el globo.

Objetivo:
El objetivo de esta practica es observar como al acercar el globo que se encuentra previamente cargado se produce una transferencia de algunos electrones al chorro de agua provocando un desequilibrio de cargas electricas a este fenomeno se le conoce como cargas electrostaticas.

Cargas Elctrostaticas:

Cuando a un cuerpo se le dota de propiedades eléctricas se dice que ha sido electrizado. La electrización por frotamiento permitió, a través de unas cuantas experiencias fundamentales y de una interpretación de las mismas cada vez más completa, sentar las bases de lo que se entiende por electrostática.

Si una barra de ámbar (de caucho o de plástico) se frota con un paño de lana, se electriza. Lo mismo sucede si una varilla de vidrio se frota con un paño de seda. Aun cuando ambas varillas pueden atraer objetos ligeros, como hilos o trocitos de papel, la propiedad eléctrica adquirida por frotamiento no es equivalente en ambos casos. Así, puede observarse que dos barras de ámbar electrizadas se repelen entre sí, y lo mismo sucede en el caso de que ambas sean de vidrio. Sin embargo, la barra de ámbar es capaz de atraer a la de vidrio y viceversa.

Experimento 3

El tercer experimento consta de los siguientes materiales:

• 1 plato llenado con agua 3/4 partes del mismo
• 1 cotonete
• Talco o pimienta
• Agua con jabon

Procedimiento:

Al plato con agua se le agrega talco o pimienta de modo de que queden en la superficie del agua, el cotonete se sumerge muy bien en el agua con jabon y posteriormente se introduce en el plato con talco o pimienta.

Objetivo:

El objetivo de este experimento es observar que pasa con el talco o pimienta cuando se introduce el cotonete previamente mojado con agua y jabon.

Observaciones:

Al momento de introducir el cotonete mojado con agua y jabon, se puede observar como el talco se aleja hacia los lados y se observa una pequeña membrana en la superficie del agua; esto probablemente se debe a que existe una igualdad de cargas entre estos dos objetos.

Enlace Quimico:

Un enlace químico es la unión entre dos o más átomos para formar una entidad de orden superior, al igual que molécula o una estructura cristalina. Para formar un enlace dos reglas deben ser cumplidas regla del dueto y la regla del octeto. Generalmente, los enlaces se dividen en iónicos y covalentes. Las fuerzas de van der Waals son fuerzas de estabilización molecular; forman un enlace químico no covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o interacciones, las fuerzas de dispersión (que son fuerzas de atracción) y las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de dos átomos contiguos.

Experimento 2

El segundo experimento consta de los siguientes materiales:

• Recipiente con 3/4 de agua de su capacidad.
• 1 refresco de coca-cola normal.
• 1 refresco de coca-cola light

Objetivos:

El objetivo de este experimento es observar como una lata de refresco queda flotando y la otra no, debido a su diferentes densidades.

Procedimiento:
Introducir las dos latas al mismo tiempo al recipiente con agua, esperar 30 minutos.

Observaciones:

Despues de los 30 minutos podemos observar que la coca-cola light queda flotando sobre la superficie del recipiente con agua y la coca-cola normal se encuentra por debajo de la superficie del agua; esto se debe a que la densidad en la coca-cola light es menor que la del agua.

Densidad:

La densidad es una característica de cada sustancia. Nos vamos a referir a líquidos y sólidos homogéneos. Su densidad, prácticamente, no cambia con la presión y la temperatura; mientras que los gases son muy sensibles a las variaciones de estas magnitudes.

La densidad de un cuerpo está relacionada con su flotabilidad, una sustancia flotará sobre otra si su densidad es menor. Por eso la madera flota sobre el agua y el plomo se hunde en ella, porque el plomo posee mayor densidad que el agua mientras que la densidad de la madera es menor, pero ambas sustancias se hundirán en la gasolina, de densidad más baja

Experimento 1

El primer exerimento consta de los siguientes materiales:

• 1 papa cortada en rodajas
• 2 recipientes con 3/4 de agua
• sal

Objetivo:

Observar los cambios fisicos que le ocurre a la papa que esta sumergida en agua disuelta con sal y compararla con la papa sumergida en agua sin solventes.

Procedimiento:

• Disolver en un recipiente con agua bastante sal, hasta obtener una mezcla sobresaturada.
• Colocar la mitad de la papa en rodajas en el recipiente con agua sin solventes y la otra mitad en el recipiente con agua y sal.
• Dejar en reposo las papas durante 30 minutos y comparar.

Observaciones:

• Al momento de sacar la papa que se encontraba sumergida en el recipiente con agua y sal, pude observar que su textura habia cambiado es decir a comparacion de la otra esta estaba muy blanda pues habia perdido la pequeña cantidad de agua que contenia al querer realizar un equilibrio en el medio que se encontraba. Este fenomeno es conocido como OSMOSIS

Osmosis:

La ósmosis u osmosis es un fenómeno físico-químico relacionado con el comportamiento del agua como solvente de una solución ante una membrana semipermeable para el solvente (agua) pero no para los solutos. Tal comportamiento entraña una difusión simple a través de la membrana del agua, sin "gasto de energía".