L’aigua té conductivitat elèctrica gràcies als ions tenen una part ionitzada, però l’aigua té molt poca conductivitat elèctrica. Tot i així és capaç d’autoionitzar-se: consisteix en la interacció d’una molècula d’aigua H2O amb una altre intercanviant protons i formant dos ions: 2H2O = H3O+(hidroni) i OH- (hidroxil).

La constat d’equilibri de la ionització reversible de l’aigua ens permet conèixer el grau d’ionització de l’aigua a una temperatura determinada; perquè relaciona els productes que s’obtenen en la reacció respecte els productes inicials, amb una formula:


Molaritat de l’aigua: 55,56M.

Com treballar amb aquesta números és més difícil treballarem amb els valors de pH.

És a dir:
a) Neutres: [H+] = [OH-]
b) Àcides: [H+] > [OH-]
c) Bàsiques: [H+] < [OH-]

Àcid és una molècula que en dissolució aquosa es dissocia produint ions hidrogen, H+. Substància capaç de cedir un protó (a una base), al solvent formant H3O+
Base és una substància que en dissolució es dissocia produint ions hiròxil, OH-. Substància capaç de captar un protó (d’un àcid), del solvent format OH-.
Les relacions àcid-base són reaccions de transferència de protons.
Exemples:
a) Àcids: AH + H2O → H3O+ + A CH3COOH (àcid) + H2O (actua com a base) → CO3COO- (actua com a base “base conjugada”) + H3O+
b) Base: B + H2O → BH + OH- NH3 (base) + H2O (actua com a àcid) → NH4+ (actua com a àcid “àcid conjugat") + OH-
És a dir que l’aigua té caràcter amfòter. Caràcter amfòter: molècules que es poden comport com un àcid i com una base en funció de les molècules amb els que interaccionen. Força relativa dels àcids i bases: certs àcids són millors donadors de protons que altres. De la mateixa manera, certes bases són millors acceptadores de protons que altres. Un àcid i una base són forts quan estan molt dissociats en dissolució aquosa pel que mostren una elevada conductivitat elèctrica i dèbils quan estan pocs dissociats en la mateixa dissolució i mostren baixa conductivitat elèctrica.

Relació entre: àcid, base i pH: les relacions d’àcid i bases dèbils en aigua tenen definides les seves constants d’quilibri com en qualsevol altre equilibri.

pka (en àcid) o pkb (en base) és el valor de pH al qual el 50% de l’àcid o la base es troba en dissociat.


pka ↑ àcids dèbils, àcid poc dissociat i menys ions
pka ↓ àcid fort, àcid dissociat i més ions
(contrari dels valors del ka i kb)

Punt d’equilibri pk: s’anomena així a la regió tamponant, els àcid/bases dèbils realitzen aquest fet.

Tampons: solucions que són capaces de mantenir el pH després d’afegir petites quantitats tant d’àcid com de base.


Equació de Henderson-Hasselbalch: una formula per calcular propietats. En una dissolució on la quantitat d’àcid amb la seva base conjugada és igual el pH = pka.

L’aigua
La molècula d’aigua és polar (electronegativitat diferent dels seus àtoms) i inorgànica (la seva estructura bàsica no estarà formada per carbonis).
Per què l’aigua és tant important per la vida? El 75% dels essers vius són aigua. Permet elevada estabilitat química. És líquid en un ampli rang de temperatura (0 – 100ºC). És reactiu bioquímic. Té funció dissolvent. Estabilitza macromolècules. Afavoreix l’absorció dels nutrients. Participa a la respiració.
L’aigua dins dels essers vius es troba de tres formes diferents: intracel•lular, intersticial (entre les cèl•lules) i circulat. Hi ha una continua renovació constantment. Obtenim aigua a traves de la ingesta amb agua o altres líquids i també per reaccions metabòliques però en poca quantitat. I la perdem a traves de: orina, suor, excrements i perdudes insensibles (evaporació pulmonar i difusió per la pell) i també segons la temperatura corporal i l’exercici físic variarà.

Eestructura de l'aigua
La molècula d’aigua està formada per dos àtoms d’hidrogen i un d’oxigen i té una geometria tetraèdrica.

L’àtom del oxigen comparteix un electró amb cada àtom d’hidrogen, és a dir, que a la última hèlix té 8 electrons. I cada hidrogen té dos electrons. Els electrons dels hidrogen estan més pròxims a l’oxigen, ja que, esta carregar parcialment negativament. L’oxigen amb els dos hidrogen estan units per enllaços covalents simples.
Els dos hidrogen està formant un angle de 104,5 º en canvi de 109 º que és el que fan les estructures tetraèdriques. Això permet que tingui les característiques peculiars que té. És a dir, si no tingues aquesta peculiaritat seria gas a temperatura ambient. És produeix perquè els electrons restants de l’oxigen es repelen entre ells i agafen més espai.

Pont d'hidrogen
Afavoreix que l’aigua sigui líquida a temperatura ambient.
Els ponts d’hidrogen entre les molècules d’aigua veïnes són responsables de les propietats físiques i químiques de l’aigua.

Propietats físiques:
- Elevant punt de fusió i ebullició: els ponts d’hidrogen afavoreix que l’aigua sigui líquida a temperatura ambient perquè cada molècula d’aigua esta unida amb quatre molècules d’aigua i s’ha de fer molts força per trencar aquests ponts d’hidrogen. Si els ponts d’hidrogen formen un angle de 180º són els més resistents com més petit sigui menys energia i com a mínim han de formar un angle de 90º.
- Elevat calor de vaporització: calor de vaporització: energia necessària perquè una molècula passi a estat gasos. En el cas de l’aigua és necessita molta energia perquè trenqui els ponts d’hidrogen i la molècula passi a estat gasos.
Evita la deshidratació de l’organisme.
- Elevada calor especifica: calor especifica és la quantitat d’energia que hem d’aplicar perquè 1 gram d’una substancia augmenti 1ºC. En el cas de l’aigua necessita molta energia per això esta elevada.
És necessari 1 cal/gºC o 4,182 J/gºC.
Evita que no hi hagi canvis bruscos de temperatura dins l’organisme.
- Alta tensió superficial: es genera a la superfície entre l’aigua i l’aire. Per trencar-la s’ha de fer molta força, ja que, les molècules de la superfície són atretes per les molècules de l’interior formant ponts d’hidrogen. Aquesta propietat afavoreix la formació de bombolles d’aigua (aigua de pluja sobre les fulles).
- Baixa viscositat: en estat sòlid l’aigua és gel, cada molècula d’aigua unida amb quatre molècules d’aigua amb ponts d’hidrogen lineals de 180º, permet que la molècula sigui menys densa perquè hi ha espais buits d’aire entre les molècules i augmenta el volum perquè estan més separades unes de les altres. En estat líquid els angles entre les molècules són diferents, estan més pròximes unes de les altres per tant menys volum i són més denses que en estat sòlid. S’uneixen amb 3,4 molècules d’aigua, ja que, hi ha vibració constantment i els ponts d’hidrogen es trenquen i es formen constantment. En estat gasos no hi ha ponts d’hidrogen les molècules estan lliures i estan en molta distancia unes de les altres.

- Elevada força de cohesió i adhesió:
a) Adhesió: unió de molècules d’aigua i la superfície per ponts d’hidrogen.
b) Cohesió: unions de l’aigua amb altres molècules o molècules d’aigua amb ponts d’hidrogen.
Fenomen de capil•laritat: l’aigua tendeix a pujar pels capil•lars gràcies a l’adhesió, cohesió i tensió superficial. Puja més o menys segons el diàmetre del capil•lar, é a dir, com més petit és més amunt pujarà.
- Elevada constat dielèctrica: capacitat que té l’aigua per atraure molècules positives i negatives (molècules iòniques). Capes de solvatació: capa d’aigua que s’ha format al voltant d’un element.


Propietats dissolvents
L’aigua actua com a dissolvent.
Classificació dels soluts segons la dissolució amb el dissolvent (aigua): hidrofíliques (components polars no carregats, components iònics i els gasos), hidrofòbiques (compostos lípidics, els gasos apolars – O2 i CO2 – i hidrocarburs) i anfipàtiques (formen micel•les, és a dir, tenen part polar i apolar).
a) Molècules polars (hidrofiliques): són dissoltes per interaccions de ponts d’hidrogen entre la molècula polar i l’aigua. Són molècules amb grups funcionals (poden dissoldre molt bé formant ponts d’hidrogen). Els aminoàcids de les proteïnes que són polars es dissolen amb l’aigua formant ponts d’hidrogen i això determina l’estructura de la proteïna. Les molècules iòniques que és la unió de diferents elements per enllaç iònic (normalment un element metàl•lic amb un que no metàl•lic), i podran dissoldre’s amb l’aigua; exemple: la sal Na+Cl- (estructura cristal•lina).
b) Molècules apolars (hidrofòbiques): s’uneixen entre elles per tenir menys contacte amb la molècula polar (aigua). Exemple: l’oli, dins les gotes d’oli es formen enllaços interaccions hidrofòbiques.
Depenent de la densitat de la molècula es situarà en un pla. S’anomena clatrat quan la molècula hidrofòbica en un medi aquos per aigua tenen la mateixa densitat i la molècula es situa al mig del dissolvent. També pot sura (menys dens que H2O) o precipitar (més dens que H2O).
c) Molècules anfipàtiques: hidratació del grup polar i exclusió del grup no polar. Exemple: fosfolípids, formen estructures especifiques, ja que, la part polar es situa en contacte amb l’aigua i les parts apolars s’allunen d’ella quedant enfrontades les dues cues apolars. De la mateixa manera es formen les micel•les i els lisosomes però en forma esfèrica.

Dissolucions col•loïdals.
Les grans molècules com les proteïnes formen dissolucions col•loïdals, ja que, poden trobar-se en dos estats:
a) Estat sol: predomina la fase dispersant, l’aigua, per exemple sobre la fase dispersa i la solució és més fluida.
b) Estat gel: predomina la fase dispersa, per exemple: la proteïna, sobre la fase dispersant, i la solució és més viscosa.
El pas d’un estat a l’altre es reversible i diversos factors físics i químics poden fer que una solució passi d’un estat a l’altre sense necessitat de variar la concentració de soluts. Aquests factors poden ser: el pH la temperatura o una alteració a la concentració de determinats ions presents al medi. Les solucions col•loïdals poden separar-se per diàlisis per mitja de membranes amb porus només permeten passar les molècules de mida petit i no les partícules col•loïdals.

Osmosi: pas espontani de molècules de dissolvent a través d’una membrana semipermeable que separa dissolució amb menor concentració de solut d’una dissolució amb major concentració.
Pressió osmòtica: pressió que es necessària per parar el flux net de l’aigua a través de la membrana semipermeable.
Com mesurar la pressió osmòtica?
π = M•R•T
π = Pressió osmòtica M = molaritat en la concentració (mols en 1l/dissolvent)
R = constat dels gasos: 0,082 atml/kmd T = temperatura en kelvins (ºC + 273 = K)
I mesurarem amb la formula:
π = i•M•R•T
quan la molècula és dissociada
i = número de molècules que són dissocien
Ex: NaCL (sal) → (no es dissocia) → Na + Cl (2 molècules)
En funció de la concertació de soluts trobem medis hipotònics, isotònics i hipertònics.

- Piel más sana, limpia y sin arrugas
- Ayuda a bajar de peso
- Elimina el apetito
- Mejor rendimiento físico
- El agua funciona de “anti-acné”
- Te mantiene despierto y lúcido
¿Te parece poco?