1.2.2. Agua
Nombre común que se aplica al estado líquido del compuesto de hidrógeno y oxígeno H2O. Los antiguos filósofos consideraban el agua como un elemento básico que representaba a todas las sustancias líquidas. Los científicos no descartaron esta idea hasta la última mitad del siglo XVIII. En 1781 el químico británico Henry Cavendish sintetizó agua detonando una mezcla de hidrógeno y aire. Sin embargo, los resultados de este experimento no fueron interpretados claramente hasta dos años más tarde, cuando el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier propuso que el agua no era un elemento sino un compuesto de oxígeno e hidrógeno. En un documento científico presentado en 1804, el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac y el naturalista alemán Alexander von Humboldt demostraron conjuntamente que el agua consistía en dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno, tal como se expresa en la fórmula actual H2O.Propiedades Físicas Del Agua
Estado físico: sólida, liquida y gaseosaEl agua químicamente pura es un liquido inodoro e insípido; incoloro y transparente en capas de poco espesor, toma color azul cuando se mira a través de espesores de seis y ocho metros, porque absorbe las radiaciones rojas. Sus constantes físicas sirvieron para marcar los puntos de referencia de la escala termométrica Centígrada. A la presión atmosférica de 760 milímetros el agua hierve a temperatura de 100°C y el punto de ebullición se eleva a 374°, que es la temperatura critica a que corresponde la presión de 217,5 atmósferas; en todo caso el calor de vaporización del agua asciende a 539 calorías/gramo a 100°.
Color: incolora
Sabor: insípida
Olor: inodoro
Densidad: 1 g./c.c. a 4°C
Punto de congelación: 0°C
Punto de ebullición: 100°C
Presión critica: 217,5 atm.
Temperatura critica: 374°CPropiedades Químicas del Agua
- Reacciona con los óxidos ácidos
- Reacciona con los óxidos básicos
- Reacciona con los metales
- Reacciona con los no metales
- Se une en las sales formando hidratos
- Los anhídridos u óxidos ácidos reaccionan con el agua y forman ácidos oxácidos.
- Los óxidos de los metales u óxidos básicos reaccionan con el agua para formar hidróxidos. Muchos óxidos no se disuelven en el agua, pero los óxidos de los metales activos se combinan con gran facilidad.
- Algunos metales descomponen el agua en frío y otros lo hacían a temperatura elevada.
- El agua reacciona con los no metales, sobre todo con los halógenos, por ej: Haciendo pasar carbón al rojo sobre el agua se descompone y se forma una mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno (gas de agua).
- El agua forma combinaciones complejas con algunas sales, denominándose hidratos.
- En algunos casos los hidratos pierden agua de cristalización cambiando de aspecto, y se dice que son eflorescentes, como le sucede al sulfato cúprico, que cuando está hidratado es de color azul, pero por pérdida de agua se transforma en sulfato cúprico anhidro de color blanco.
La estructura molecular del agua es un dipolo: su constante dieléctrica es muy alta, mayor que para cualquier otro líquido, lo que le confiere la propiedad de disolver cualquier sustancia aunque sea en cantidades extremadamente pequeñas. Ello hace que el agua no sea nunca químicamente pura, llevando siempre diversas sustancias, como gases, sales o grasas, disueltas. El agua es débilmente ionizable, conteniendo siempre algunos iones hidrógeno, dando un pH próximo a 6. La concentración de iones en el agua es muy importante para los organismos.
El agua es el componente principal de la materia viva. Constituye del 50 al 90% de la masa de los organismos vivos. El protoplasma, que es la materia básica de las células vivas, consiste en una disolución de grasas, carbohidratos, proteínas, sales y otros compuestos químicos similares en agua. El agua actúa como disolvente transportando, combinando y descomponiendo químicamente esas sustancias. La sangre de los animales y la savia de las plantas contienen una gran cantidad de agua, que sirve para transportar los alimentos y desechar el material de desperdicio. El agua desempeña también un papel importante en la descomposición metabólica de moléculas tan esenciales como las proteínas y los carbohidratos. Este proceso, llamado hidrólisis, se produce continuamente en las células vivas.El agua esta clasificada de acuerdo a su disponibilidad en los seres vivos como: 1.2.2.1. Agua inmovilizada o constitucional.
Es el agua ligada más tenazmente y forma parte integral de sustancias no acuosas, esta situada en regiones intersticiales de proteínas y macromoléculas.1.2.2.2. Agua ligada
1.2.2.2.1. Agua vecinal
Agua que interactua fuertemente con los sitios hidrofílicos específicos de constituyentes no acuosos por asociaciones agua ion y agua-dipolo. En la figura se representa iones positivos y negativos, que se disocian en una solución acuosa, las aguas se acoplan alrededor de cada ión de acuerdo a su polaridad.
1.2.2.2.2. Agua multicapa
Agua que forma capas adicionales en torno a grupos hidrofílicos de constituyentes no acuosos, como por ejemplo aguas asociadas a las membranas.
1.2.2.3. Agua de la fase masiva
1.2.2.3.1. Agua atrapada
Constitute la principal fracción del agua de las células, su flujo macroscópico esta limitado por las membranas celulares.
1.2.2.3.2. Agua libre
Corresponde al agua que se mueve libremente entre las células.Funciones biológicas del agua
1. Soporte o medio donde ocurren las reacciones metabólicas
2. Amortiguador térmico
3. Transporte de sustancias
4. Lubricante, amortiguadora del roce entre órganos
5. Favorece la circulación y turgencia
6. Da flexibilidad y elasticidad a los tejidos
7. Puede intervenir como reactivo en reacciones del metabolismo, aportando hidrogeniones o hidroxilos al medio.
El comportamiento de electrolitos fuertes y electrolitos débiles se explica considerando la extensión de la disociación de las moléculas de soluto en iones. Para los electrolitos débiles, la disociación parcial puede tratarse como un equilibrio químico del siguiente tipo:
MX ------ M+ + X- La constante de equilibrio de ionización o disociación (Ki), para este equilibrio entre la molécula de MX y los iones M+ y X- es:Ki = [M+][X-] / [MX] En disolución acuosa casi todos los solutos participan directamente en equilibrios iónicos, o por lo menos influyen en los mismos. En el agua se establece un equilibrio iónico, incluso en ausencia de solutos. Este equilibrio se debe a la ligera disociación del agua, representada por la siguiente ecuación:La constante de equilibrio de ionización o disociación (Ki), para este equilibrio entre la molécula de H2O y los iones H+ y OH- es: 
H2O ----------- H+ + OH-Ki = [H+][OH-] / [H2O] Como la concentración de las moléculas de agua [H2O] es constante a una temperatura determinada, el denominador de esta expresión puede incorporarse a Ki en una nueva constante, la constante del producto iónico del agua (Kw):Ki [H2O]= Kw = [H+][OH-] Para el agua a 25°C, se encuentra experimentalmente que:[H+] = [OH-] = 10-7 moles/litro por lo que
Kw = [H+][OH-] = [10-7][10-7] = 10-14Para explicar [H+], [OH-] y Kw se utilizan expresiones alternativas que requieren el empleo del logaritmo negativo de la cantidad.
El pH de una solución acuosa se define como el logaritmo negativo de [H+] y es una medida de la concentración de iones hidrógeno. El pOH se define como el logaritmo negativo de [OH-] y es una medida de la concentración de iones hidroxilo. Con las constantes de equilibrio se relaciona una magnitud pK definida como la capacidad de aceptar o ceder protones de una sustancia.pH = -log [H+] = log(1/[H+])
[H+] = 10-pH = 1/10pH = antilog (-pH)
pOH = -log [OH-] = log(1/[OH-])
[OH-] = 10-pOH = 1/10pOH = antilog (-pOH)
pKw = -log [Kw] = log(1/[Kw])
Kw = 10-pKw = 1/10pKw = antilog (-pKw)
Se puede deducir que: pKw = pH + pOH = 14Cuando el pH de las soluciones es menor de 7 se llaman soluciones ácidas, cuando es mayor de 7 se denominan soluciones básicas y las que tienen pH igual a 7 son soluciones neutras.
Toda solución en agua posee pH. Con frecuencia es necesario medir el pH en la escala de 0 a 14 para establecer el grado de acidez o basicidad de una solución. El pH se puede medir de tres formas: 
Las mediciones de pH sirven para:
- Con el papel Universal que contiene una mezcla de indicadores.
- Con soluciones de indicadores.
- Con un potencíometro (pHmetro).
Los ácidos y bases fuertes están disociados por completo en soluciones acuosas, esto es que la cantidad de hidrogeniones (H+) o hidroxilos (OH-) están en forma libre.
- Determinar el punto final de reacciones ácido-base empleando una solución de un indicador adecuado cuyo color cambia al completarse la reacción.
- Seguir el curso de una reacción ácido-base y elaborar curvas de pH contra volumen del valorante.
- Preparar soluciones amortiguadoras de pH definido.
No es lo mismo en el caso de los ácidos o bases débiles, por que están disociados sólo parcialmente.
Cuando los equivalentes del ácido son iguales a los equivalentes de la base se habla de neutralización. Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base fuerte, el pH experimenta una brusca variación justamente en el punto de equivalencia. La medida exacta del cambio del pH en el punto de equivalencia se realiza por el método potenciométrico (pHmetro).
La normalidad (N), se define como el número de equivalentes de ácido o de base por litro de solución, conociendo los equivalentes de acido se puede expresar la acidez de una solución de acuerdo a un ácido preseleccionado.Indicadores de pH.
Los métodos corrientes, cuya exactitud basta para muchas necesidades del laboratorio práctico, tienen como fundamento el empleo de sustancias indicadoras que varían reversiblemente de color al variar el pH del medio en que están disueltas.
Los indicadores (In) suelen ser ácidos o bases débiles que se caracterizan porque su molécula neutra tiene un color diferente del que da la forma iónica. La fenolftaleina, por ejemplo, se comporta como un ácido débil (HIn) que puede disociarse de la forma siguiente:HIn + H2O ------------- In- + H+
(incoloro) (rosado)En medio ácido, el equilibrio está desplazado hacia la izquierda, el indicador tiende a consumir los hidrogeniones en exceso, predominando la forma molecular incolora. En medio alcalino, el equilibrio se desplaza hacia la derecha los hidroxilos libres consumen los hidrogeniones, apareciendo la forma coloreada del indicador.
Aplicando la ley de masas se obtiene que:Ki = [H+][In-] / [HIn] Tomando logaritmos y multiplicando a ambos lados de la ecuación por -1 obtenemos:
Ki = Constante de disociación aparente del indicador.
Despejando [H+] tenemos que: [H+] = Ki [HIn] / [In-]-log [H+] = -log Ki + (-log [HIn]/[In-]) Remplazando la anterior ecuación, se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbach.pH = pKi + (-log [HIn]/[In-]) El color producido por la solución indicadora depende de la proporción [HIn]/[In-]. Los diferentes indicadores de pH presentan cada uno pKi y coloraciones específicas.
A continuación se indican las zonas de viraje de pH y el cambio de color para algunos indicadores de uso común.
Indicador Zona de viraje Cambio de color
Acido Básico Azul de timol 1,2 - 2,8 rojo amarillo
8,0 - 9,6 amarillo azul Azul de bromo fenol 3,0 - 4,6 azul rojo violáceo Azul de bromo cresol 3,8 - 5,4 amarillo azul Rojo de fenol 6,4 - 8,2 amarillo rojo Fenolftaleina 8,2 - 9,2 incoloro rosado Tornasol 5,0 - 8,0 rojo azul Rojo de metilo 4,4 - 6,2 rojo anaranjado/amarillo http://www.monografias.com/trabajos14/propiedades-agua/propiedades-agua.shtml
