| Date post: | 30-Dec-2014 |
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PRINCIPIOS BÁSICOS DE
QUIMICA GENERAL
PROGRAMA DE MEDICINA
DECANATO DE CIENCIAS DE LA SALUD.
UNIVERSIDAD CENTROCCIDENTAL LISANDRO ALVARADO
SISTEMA DE EDUCACION A DISTANCIA DECANATO DE CIENCIAS DE LA SALUD
CURSO PREUNIVERSITARIO
1
Dr. Jham Papale
SOLUCIONES QUÍMICAS
PROGRAMA DE MEDICINA
DECANATO DE CIENCIAS DE LA SALUD.
UNIVERSIDAD CENTROCCIDENTAL LISANDRO ALVARADO
SISTEMA DE EDUCACION A DISTANCIA DECANATO DE CIENCIAS DE LA SALUD
CURSO PREUNIVERSITARIO
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TABLA DE CONTENIDO
Página
Introducción 4
Objetivo General 4
Objetivos Específicos 4
Mezclas 5
Clasificación de las mezclas 5
Mezclas Homogéneas 5
Mezclas Heterogéneas 6
Actividad Control 1 6
Soluciones químicas 7
Definición 7
Tipos de soluciones 7
Según el estado físico de sus componentes 7
Solubilidad 8
Factores que afectan la solubilidad 8
De acuerdo a la proporción soluto-solvente 11
Actividad Control 2 12
Propiedades Coligativas de las soluciones 13
Descenso de la presión de vapor 13
Descenso del punto de congelación 15
Ascenso del punto de ebullición 15
Presión osmótica 16
Osmolaridad 16
Actividad Control 3 20
Respuestas a las actividades controles 21
Bibliografía 25
4
INTRODUCCIÓN
Las soluciones químicas tienen gran importancia en los diferentes ámbitos de nuestra vida,
aunque en la mayoría de las ocasiones no nos percatemos de ello. Dentro de las soluciones
podemos señalar al aire, el cual está constituido por una mezcla homogénea de gases, el
agua salada, las soluciones hidratantes como la solución salina fisiológica entre otras.
Por otra parte, en las ciencias médicas las soluciones son relevantes ya que el 90% de las
reacciones en los seres humanos se dan en solución y de éstas el 95% ocurre en medio
acuoso. Además, el médico en el ejercicio de su profesión las utiliza con mucha frecuencia,
desde la indicación de un jarabe para la tos hasta la aplicación de soluciones intravenosas
para solventar situaciones específicas de salud.
En este tema estudiaremos las mezclas, haciendo hincapié en las soluciones, sus tipos, la
solubilidad de un soluto en un solvente y los factores que la afectan. También se abordarán
las propiedades coligativas de las soluciones.
OBJETIVO TERMINAL
Al finalizar el tema el estudiante estará en capacidad de aplicar los conocimientos sobre las
soluciones y sus propiedades fundamentales, a situaciones biológicas y de la vida cotidiana,
así como desarrollar valores de responsabilidad, respeto y solidaridad.
OBJETIVOS ESPECIFICOS
Conociendo la definición de mezclas y su clasificación, el estudiante podrá diferenciar
entre una mezcla homogénea y una heterogénea y dar ejemplos de las mismas.
Partiendo de la definición de una solución y su clasificación de acuerdo al estado físico
del solvente, el estudiante podrá diferenciar ente soluciones en fase líquida, fase sólida y
fase gaseosa.
Tomando en consideración la clasificación de las soluciones según la proporción soluto-
solvente, el estudiante establecerá diferencias entre soluciones no saturadas, saturadas,
sobresaturadas, diluidas y concentradas.
El estudiante explicará, aplicando el conocimiento relacionado con la solubilidad de
sustancias químicas y los factores que la afectan, situaciones de naturaleza biológica y
de la vida cotidiana.
El estudiante aplicará las propiedades coligativas de las soluciones para explicar
situaciones de índole biológico y de la vida diaria.
5
MEZCLAS
Antes de iniciar el estudio de las soluciones químicas, es importante definir las mezclas.
Desde el punto de vista químico, una mezcla presenta las siguientes características:
Es un sistema formado por dos o más sustancias
puras.
Las sustancias que forman una mezcla no reaccionan
entre sí y mantienen su identidad y sus
características químicas.
Las sustancias que conforman una mezcla pueden ser
separadas por medios físicos y mecánicos.
Entre los ejemplos de mezclas podemos citar al aire, el cual está constituido por los gases
Nitrógeno, Oxígeno, Argón, Vapor de agua y Dióxido de carbono entre otros. El bronce se
obtiene mezclando el cobre con el estaño y cuando unimos alcohol con agua también
obtenemos una mezcla (Fig. 1)
Clasificación de las mezclas
Las mezclas pueden clasificarse en:
Mezclas Homogéneas
Mezclas Heterogéneas
Mezclas Homogeneas
Son aquellas donde no pueden identificarse a simple vista, ni con la ayuda del microscopio,
los componentes que la forman. Cuando se habla de homogeneidad se refiere a que sus
propiedades físicas y químicas son iguales en todas las partes de la mezcla. Entre los
ejemplos de mezclas homogéneas podemos citar: Agua con sal, alcohol con agua y café con
leche. En los ejemplos señalados, se aprecia que una vez que unimos los componentes ya
no los podemos identificar a simple vista y que si tomamos una parte de ella, ésta
presentará la misma composición química que la mezcla original. Entre las mezclas
homogéneas pueden señalarse:
Figura 1: Mezclas
6
Coloides: Las partículas que lo forman son tan finas que dan apariencia
de homogeneidad, impidiendo que puedan visualizarse sus
componentes por separados. La gelatina y la cerveza son coloides.
Soluciones: también denominadas soluciones verdaderas. Los
componentes no pueden separarse mediante procedimientos mecánicos y
todas sus partes son idénticas. Ejemplos de soluciones son: el agua
salada y el aire entre otras.
Mezclas Heterogéneas
Son aquellas donde podemos diferenciar a simple vista cada uno de los componentes que la
constituyen. Entre ellas podemos citar:
Mezclas groseras: Son aquellas donde podemos observar claramente
cada uno de los componentes, los cuales pueden separarse mediante
procedimientos mecánicos. Una ensalada, una mezcla de diferentes
semillas, una mezcla de arena con piedra.
Suspensiones: Son aquellas donde sólo cuando estas partículas se
depositan con el tiempo, se observa la heterogeneidad de la mezcla. Los
jugos de frutas, las pinturas, la penicilina en suspensión y muchos otros
medicamentos.
ACTIVIDAD CONTROL 1: Llene los espacios vacíos:
Mezcla Características Ejemplos
Homogéneas
Heterogéneas
MMEEZZCCLLAASS
GGRROOSSEERRAASS
SSUUSSPPEENNSSIIÓÓNN
COLOIDE
SOLUCIONES
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SOLUCIONES QUÌMICAS
Definición
Como se indicó anteriormente, las soluciones son mezclas homogéneas formadas por dos o
más sustancias, que presentan características físicas y químicas iguales en todas sus partes.
Está constituida por el soluto y el solvente.
Soluto: Es la sustancia que se disuelve y que se encuentra en menor cantidad.
Solvente: Aquella sustancia que disuelve al soluto.
Una solución puede estar formada por varios solutos y varios solventes. En este curso
sólo estudiaremos aquellas formadas por un soluto y un solvente.
TIPOS DE SOLUCIONES
Según el estado físico de sus componentes pueden clasificarse en:
Tipo de solución Soluto Solvente Ejemplo
Gas-Líquido Gas Líquido Dióxido de carbono
en agua.
Líquido-Líquido Líquido Líquido Etanol en agua
Gas-Gas Gas Gas Oxígeno en
nitrógeno (aire)
Gas--Sólido Gas Sólido Aire en hielo
Sólido-Sólido Sólido Sólido Cobre en estaño
(bronce)
Sólido-Líquido Sólido Líquido Sal (NaCl) en agua
Muchas veces se hace referencia sólo a la fase del solvente y se denominan soluciones en
fase líquida (solvente líquido), soluciones en fase sólida (solvente sólido) y soluciones en
fase gaseosa (solvente gaseoso).
A pesar de la existencia de esta gran variedad de soluciones, aquí estudiaremos
solamente las soluciones en fase líquida.
8
SOLUBILIDAD
La solubilidad viene definida como la capacidad que tiene una sustancia de disolverse
en otra.
Cualitativamente, en las soluciones sólido-líquido, cuando la cantidad de soluto disuelto en
una cantidad determinada de solvente es apreciable se dice que el soluto es soluble, si la
cantidad de soluto disuelto es despreciable se dice que el soluto es insoluble.
Cuando las soluciones son del tipo líquido-líquido, la solubilidad está referida al término
“Miscibilidad”. Dos sustancias son miscibles, cuando pueden formar soluciones en
cualquier proporción. El soluto es aquel líquido que se encuentra en menor proporción, a
excepción del agua que siempre es considerado un solvente independientemente de la
cantidad presente. Cuando la solubilidad de dos líquidos es despreciable se dice que son
inmiscibles.
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
La solubilidad de un soluto en una cantidad dada de solvente depende de la naturaleza del
soluto y del solvente, la temperatura, la presión y el estado de subdivisión del soluto. A
continuación describiremos como afectan cada uno de estos parámetros la solubilidad de un
soluto:
Naturaleza del soluto y el solvente: Mientras mayor similitud exista entre las propiedades
eléctricas y estructurales del soluto y el solvente, mayor será la solubilidad de uno en otro.
Esto significa que si existen semejanzas en las propiedades eléctricas del soluto y el
solvente, las fuerzas intermoleculares que se establecen entre ellos son mayores,
permitiendo la disolución del soluto en el solvente. Por otra parte, si estructuralmente
ambas sustancias presentan el mismo grado de polaridad, el soluto se disolverá fácilmente
en el solvente, de lo contrario, si presentan grados de polaridades diferentes, la disolución
del soluto será en menor o mayor grado dependiendo de la diferencia existente entre ambos.
Un ejemplo que permite visualizar lo planteado es cuando
agregamos aceite en agua. Se observa que el aceite no se
disuelve en el agua, sino que se separa de ella formando
una fase en la parte superior. Esto se debe a que el agua es un
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solvente polar, mientras que el aceite es un sustancia apolar. La diferencia de polaridad
entre las dos sustancias impide que una se disuelva en la otra. Caso contrario ocurre cuando
agregamos metanol al agua. Se observa que el metanol se disuelve en agua, esto debido a
que el agua y el metanol son sustancias polares. Hay un dicho en química que reza “lo igual
disuelve lo igual”, es decir, los solventes polares disuelven las sustancias polares y los
solventes apolares disuelven las sustancias apolares.
Temperatura: En las soluciones sólido-líquido, al aumentar la temperatura aumenta la
solubilidad del soluto. Esto se explica porque el calor suministrado, por el aumento de la
temperatura, produce un debilitamiento de las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas
del solvente, permitiendo una mayor interacción entre las moléculas de éste y las del soluto,
aumentando la solubilidad de este último. Este fenómeno lo observamos cuando al agregar
azúcar al agua caliente, ésta se disuelva más fácilmente que cuando se agrega en agua fría.
Desde el punto de vista biológico podemos hacer referencia a una enfermedad denominada
la gota. Esta enfermedad se caracteriza por presentar un elevado nivel de ácido úrico en la
sangre (hiperuricemia). El ácido úrico como toda sustancia química presenta un límite de
saturación en medio acuoso, cuando se supera ese límite, este compuesto comienza a
precipitarse, específicamente a nivel de las articulaciones. La precipitación del ácido úrico
genera un proceso inflamatorio que produce dolor en los pacientes. Cuando las personas
sufren de estar enfermedad y la temperatura ambiental baja, se agudizan los dolores ya que
al disminuir la temperatura disminuye el grado de solubilidad del ácido úrico,
precipitándose en mayor cantidad. Para solventar este problema, las personas colocan
compresas calientes en las zonas afectadas, lo que produce un aumento de la temperatura,
un aumento en la solubilidad del ácido úrico y, por ende, una disminución del dolor.
Presión: La presión no afecta de manera significativa la solubilidad de los sólidos y
líquidos, pero si la solubilidad de los gases. La solubilidad de un soluto gaseoso, dependerá
de la presión que ejerza el gas sobre la superficie del líquido. Al aumentar la presión del gas
sobre el disolvente, aumenta la solubilidad del mismo. Esto se produce debido a que si
aumentamos la presión del gas sobre la superficie del solvente, mayor cantidad de
partículas del mismo se disolverán en la fase líquida. Por el contrario, si disminuimos la
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presión del gas, las partículas tienden a desprenderse con facilidad del líquido,
reduciéndose su número en la fase líquida y, por ende, su solubilidad.
De aquí se desprende que existe una relación directamente proporcional entre la presión
que ejerce un gas sobre la superficie de un solvente y su solubilidad. Al aumenta la presión
aumenta la solubilidad del gas, si disminuye la presión del gas disminuye su solubilidad.
También puede señalarse que un gas disuelto en un solvente líquido se desplazará desde la
región de mayor a menor presión, de manera de alcanzar un equilibrio dinámico de las
presiones.
Este principio es utilizado por las compañías embotelladoras de refresco. Estas bebidas son
embotelladas con una presión de dióxido de carbono superior a la atmosférica, lo que
produce un desplazamiento del dióxido de carbono hacia el líquido, aumentando su
solubilidad en la solución. Cuando destapamos el refresco, la presión de dióxido de carbono
disminuye, lo que produce un desplazamiento del dióxido de carbono fuera de la solución,
disminuyendo su solubilidad.
En el mundo biológico este principio se aplica al proceso de difusión de los gases de los
tejidos a la sangre y viceversa. El oxígeno (O2) y el anhídrido carbónico (CO2), viajan
disuelto en la sangre. Cada uno de estos gases ejerce una presión. El O2 que viaja en la
sangre difunde hacia los tejidos debido a una diferencia de presión, es decir, en los tejidos
la presión de oxígeno es menor que en la sangre, por lo tanto, el oxígeno pasa de la sangre a
los tejidos. En el caso del CO2 es todo lo contrario, a nivel sanguíneo la presión es menor
que a nivel tisular, por lo tanto, el CO2 difunde de los tejidos a la sangre.
En los pulmones, la presión parcial de oxígeno es mayor que en la sangre, de allí que el
oxígeno difunde desde los alveolos pulmonares hacia el torrente sanguíneo. En cuanto al
CO2, la presión a nivel alveolar es menor que la presión sanguínea, lo que produce una
difusión del CO2 de la sangre a los pulmones.
Estado de subdivisión: Este aspecto es característico de las soluciones sólido-líquido.
Mientras más finamente dividido se encuentre el soluto, mayor será la interacción que se
produzca entre las partículas de éste y las del solvente, aumentando su solubilidad. Este
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fenómeno se observa cuando en un recipiente con agua agregamos sal gruesa. Ésta tiende a
disolverse en un tiempo mayor que si le agregásemos sal fina.
La solubilidad de un soluto en un solvente determinado se expresa como gramos de soluto
disueltos en un determinado volumen de solvente. Por ejemplo: El acetato de sodio presenta
una solubilidad en medio acuoso de 125 gramos/100 mL de agua. Es decir, que la máxima
cantidad de acetato de sodio que se puede disolver en 100 mL de agua es 125 gramos.
De acuerdo a la proporción en que se encuentran el soluto y el solvente, las soluciones
pueden clasificar en:
Tipo de solución Definición
No saturadas
Contienen una cantidad de soluto mucho menor que la
cantidad máxima que pueda disolverse en una cantidad
determinada de solvente. Es el tipo más común.
Saturada Contienen la máxima cantidad de soluto que puede
disolverse en una cantidad de determinada de solvente.
Sobresaturada
Contienen mayor cantidad de soluto que la que se puede
disolver en una cantidad de solvente determinado. Para
lograr esto, al solvente se le agrega más soluto del puede
disolver y se calienta para que se disuelva. Luego se deja
enfriar. Este tipo de solución es inestable, basta que se le
agregue un cristal del soluto a la solución, para que
precipite el exceso de soluto disuelto. Este tipo de
solución es menos común.
Otros términos utilizados para definir la proporción soluto-solvente son: soluciones
diluidas y soluciones concentradas.
Soluciones diluidas: Son aquellas en donde la cantidad de soluto disuelto en el solvente es
muy pequeñas. Son equivalentes a las soluciones no saturadas. Una solución es considerada
diluida cuando la cantidad de soluto disuelto en un litro de solución es menor o igual a 1
mol.
Soluciones concentradas: Son aquellas en donde la cantidad de soluto disuelto es
considerablemente grande. Algunos las consideran equivalentes a las soluciones saturadas.
También son consideradas soluciones concentradas aquellas a partir de las cuales se pueden
preparar soluciones diluidas.
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ACTIVIDAD CONTROL 2:
1.- A continuación se le muestran 3 soluciones, coloque una X en el tipo de solución
que corresponda a cada una de ellas.
Solubilidad de cloruro de sodio: 36gr/100 mL de agua.
Solución
Tipo de solución
No saturada Saturada Sobresaturada
2 gramos de
cloruro de sodio
en 1 litro de agua
200 gramos de
cloruro de sodio
en 500 mililitros
de agua
36 gramos de
cloruro de sodio
disueltos en 100
mililitros de agua
2.- Subraye una de las palabras que se encuentran dentro del paréntesis, de acuerdo al
sentido de la oración de cada una de las alternativas:
a.- El metanol es (miscible, inmiscible) en agua.
b.- El cloruro de sodio o sal común es (soluble, insoluble, ligeramente soluble) en agua.
c.- El aceite es (miscible, inmiscible) en agua.
d.- La gasolina es (miscible, inmiscible) en agua.
e.- Al calentar una solución saturada la solubilidad del soluto (aumenta, disminuye, no
cambia).
f.- Si disminuyo la presión externa de una solución, su punto de ebullición (aumenta,
disminuye, no cambia).
g.- La sal gruesa o sal marina se disuelve (más fácilmente, menos fácilmente) que la sal
refinada.
13
Figura 1
3.- Subraye una de las palabras que se encuentran dentro del paréntesis, de acuerdo al tipo
de solución que corresponda cada una de las alternativas:
a.- Sal disuelta en agua (líquido-líquido, sólido-líquido, gas-líquido)
b.- Oxígeno disuelto en agua (líquido-líquido, sólido-líquido, gas-líquido)
c.- Metanol disuelto en agua (líquido-líquido, sólido-líquido, gas-líquido)
d.- Dióxido de carbono en agua (líquido-líquido, sólido-líquido, gas-líquido)
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES
Las propiedades que presenta una solución determinada van a ser diferentes a las que
presenta el solvente puro. Estas propiedades van a depender de la cantidad de soluto
disuelto en el solvente y no de su naturaleza; se les denominan propiedades coligativas.
Entre las propiedades coligativas de una solución se encuentran:
Descenso de la presión de vapor.
Descenso del punto de congelación.
Ascenso en el punto ebullición.
Presión osmótica.
Descenso de la presión de vapor
La presión de vapor de un líquido viene definida como la presión que ejercen las moléculas
que se evaporan del líquido sobre la superficie del mismo, a una temperatura determinada y
en la cual la fase líquida y la fase de vapor se encuentran en equilibrio dinámico.
Las moléculas presentes en un líquido poseen cierta energía
cinética. Cuando las moléculas, que se encuentran en la superficie
del líquido, presentan una energía cinética superior a la fuerza que
las mantiene unidas unas a otras, ellas se desprenden de la
superficie del líquido y pasan a la fase gaseosa. Estas moléculas
presentes en el vapor, chocan unas con otras y con la superficie
del líquido, en este último caso, si las moléculas poseen suficiente
energía para vencer las fuerzas atractivas, vuelven al estado gaseoso, en caso contrario las
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moléculas retornan al líquido. En este proceso se establece un equilibrio dinámico entre las
moléculas que quedan atrapadas en el líquido y las que pasan al estado gaseoso, y la
presión que se ejerce en la superficie del líquido se denomina presión de vapor. En la figura
1 se observa como las moléculas del solvente, cuando vencen las fuerzas atractivas pasan al
estado gaseoso, pero también las moléculas en el estado gaseoso chocan contra la superficie
del líquido, si tienen la suficiente energía cinética pueden vencer las fuerzas atractivas de
las moléculas del líquido y regresan al estado gaseoso.
Cuando en un solvente disolvemos un soluto no volátil (sólido), la presión de vapor de la
solución es menor que la del solvente puro, medidas a la misma temperatura. Este
fenómeno se produce por dos causas:
La disminución del número de
moléculas del disolvente en la
superficie libre: Las partículas del
soluto disueltas ocupan espacios en la
superficie del líquido que eran ocupadas
por moléculas del solvente. Esto
produce una disminución del número de
moléculas del solvente en la superficie
y, por ende, la cantidad de partículas
que puedan pasar al estado gaseoso.
La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las
moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor: Las partículas del soluto
disuelto establecen fuerza de cohesión con las moléculas del solvente. Esto ocasiona
que sea más difícil para las moléculas del solvente pasar al estado gaseoso, lo que
genera un descenso en la presión de vapor de la solución.
La figura 2 muestra que en el caso del solvente puro, la cantidad de moléculas presentes en
la superficie del mismo es mayor que cuando se disuelve un soluto no volátil en él. Esto
genera que el número de moléculas del solvente puro que pasan al estado gaseoso es mayor
Figura 2
15
que cuando forma una solución, produciéndose una disminución en la presión de vapor con
respecto al solvente puro.
A medida que la cantidad de soluto disuelto sea mayor, la cantidad de moléculas del
solvente en la superficie de la solución será menor y, por ende, su presión de vapor será
menor con respecto a la del solvente puro.
Cuando en un solvente se disuelve un soluto volátil (líquido), la presión de la solución
viene dada por la suma de las presiones parciales de vapor ejercidas por los dos líquidos.
Por lo tanto, mientras más volátil sea el soluto, menor será la presión de vapor de la
solución. Esto se explica porque el número de partículas del soluto volátil que pasan a la
fase gaseosa será mayor que las del solvente y, por ende, la presión de vapor ejercida por
éste último en la superficie de la solución será menor.
Descenso del punto de congelación
El punto de congelación de un líquido es aquella temperatura a la cual se solidifica, es
decir, es la temperatura a la cual se produce la transición del estado líquido al estado sólido.
La presencia de un soluto en una solución implica el establecimiento de fuerzas
intermoleculares con las moléculas del solvente, esto ocasiona una disminución de la
energía cinética de las mismas y, por ende, la temperatura a la cual se congelará la solución
es menor, disminuyendo así el punto de congelación.
Ascenso del punto de ebullición
El punto de ebullición es la temperatura a la cual se
produce el cambio del estado líquido al estado
gaseoso. Como se explicó en el apartado anterior, las
fuerzas intermoleculares que se establecen cuando un
soluto se disuelve en un solvente originan que las
moléculas de éste último se encuentren unidas con
mayor fuerza, por lo que es necesario un aumento en
la temperatura para vencer esas fuerzas y hacer que las moléculas del solvente pasen al
estado gaseoso. Esto genera un aumento en el punto de ebullición del solvente.
Gráfico 1
16
En el gráfico 1 se muestra que a la presión atmosférica (a 760 mmHg), el punto de
ebullición de la solución (T) es mayor que el punto de ebullición del solvente puro (To).
Presión osmótica
La ósmosis, puede definirse como la capacidad que tiene un solvente de pasar, a través de
una membrana semipermeable (membrana que deja pasar las moléculas de disolvente pero
no las de los solutos), desde un compartimento de menor concentración a uno de mayor
concentración. Es decir, es la capacidad que tiene un solvente de diluir.
En la figura 3 se observa como el agua
pasa de una solución con menor
concentración de soluto (B) a otra con
mayor concentración de soluto (A), hasta
que se alcanza un equilibrio de
concentración entre ambas soluciones. La presión osmótica (π), se define como la presión
requerida para evitar el flujo neto de solvente a través de una membrana semipermeable.
Osmolaridad:
En el mundo biológico, la membrana celular, actúa como una membrana semipermeable ya
que es permeable a las moléculas de agua y otras partículas más pequeñas, no ocurriendo lo
mismo con algunas partículas disueltas en ella. El agua se mueve desde el espacio
extracelular al intracelular o viceversa con la finalidad de equilibrar la relación soluto-
solvente, es decir equilibrar las concentraciones de los solutos dentro y fuera de la célula.
Cuando la concentración de un soluto es mayor en el espacio intracelular con respecto al
extracelular, el agua se mueve desde el exterior hacia el interior celular. Cuando ocurre lo
contrario, es decir, si la concentración de soluto es mayor en el espacio extracelular,
entonces el agua se mueve desde el interior al exterior celular.
Al espacio celular que presenta mayor concentración de solutos se le denomina
hiperosmolar o hipertónico y al que tiene menor concentración de solutos se le denomina
hipoosmolar o hipotónico. Cuando ambos lados están equilibrados, se dice que son
isoosmolares o isotónicos.
Figura 3
17
En la figura 4, se observa que cuando se colocan glóbulos rojos en una solución isotónica,
el agua sale y entra a la célula de manera equilibrada. La célula no sufre ninguna alteración
en su morfología. Si colocamos glóbulos rojos en una solución hipotónica, el agua
atravesará la membrana de la célula desde el exterior al interior, pudiendo llegar a explotar,
denominándose a este fenómeno hemólisis (rompimiento de células de la sangre). En caso
que colocásemos glóbulos rojos en una solución hipertónica, el agua viajará desde el
interior hacia el exterior celular, llegando a producir crenación o arrugamiento de las
células.
La unidad biológica usada para expresar actividad osmótica de las soluciones es el
OSMOL. Debido al hecho que el Osmol es una unidad poco práctica, por su elevado valor,
para ser usada en los procesos biológicos, se utiliza preferencialmente el miliosmol
(mosmol).
Para calcular la osmolaridad es necesario conocer si el soluto se ioniza o no. Si el soluto se
ioniza el número de partículas presentes en la solución aumenta tantas veces como
partículas del soluto se producen por la ionización.. Por ejemplo, si disolvemos 1 mol (180
gr) de glucosa en 1 litro de solución, tendremos una solución 1 Molar. Al transformar 1
Molar a milimolar se obtiene 1x103 milimolar. Como la glucosa no se ioniza en solución,
entonces 1x103 milimolar es equivalente a 1x10
3 miliosmolar.
Por otra parte, cuando disolvemos 58,5 gramos de cloruro de sodio en 1 litro de solución, se
obtiene una solución 1 Molar, la cual es equivalente a 1x103 milimolar. Como el cloruro de
sodio se ioniza formando ión sodio (Na+) e ión cloruro (Cl
-), es decir, se disocia en 2
Figura 4
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partículas, podemos decir que una solución de cloruro de sodio 1x103 milimolar es
equivalente a una solución 2x103 miliosmolar.
En conclusión podemos decir que cuando un soluto no se disocia, la molaridad de la
solución es equivalente a su Osmolaridad. Por otra parte, cuando la partícula se
disocia, la Osmolaridad es igual a la molaridad de la solución multiplicada por el
número de partículas en que se disocia el soluto.
Ejemplo 1:
1.- Se tiene una solución acuosa de fructosa 0,25 molar. Calcule la Osmolaridad de la
solución expresada en miliosmolar. La fructosa no se disocia en solución acuosa.
Respuesta:
Como la fructosa no se disocia, la molaridad es igual a la Osmolaridad. Por lo tanto, la
solución es 0,25 osmolar.
Para transformar 0,25 osmolar a miliosmolar, se multiplica por 103 = 0,25x10
3 miliosmolar
Conclusión: Una solución de fructosa 0,25 molar, es equivalente a una solución
0,25x103 miliosmolar.
Ejemplo 2:
Se tiene una solución acuosa de acetato de sodio 0,40 molar. Calcule la osmolaridad de la
solución expresada en miliosmolar. El acetato de sodio, es una sal que se disocia en ión
acetato e ión sodio.
Respuesta:
Como el acetato de sodio se disocia en 2 partículas (acetato y sodio), la osmolaridad de la
solución será el doble de la molaridad.
Osmolaridad de la solución = 2 x 0,40 = 0,80 osmolar.
Para transformar 0,80 osmolar en miliosmolar, se multiplica por 103 = 0,80x10
3
miliosmolar.
Conclusión: Una solución de acetato de sodio 0,40 Molar, equivale a una solución
0,80x103 miliosmolar.
19
Cuando una solución está constituida por una mezcla de electrolitos y moléculas neutras, la
Osmolaridad es igual a la suma de las concentraciones osmolares individuales de los
solutos que se encuentran en la solución.
Ejemplo 3
Calcule la Osmolaridad, expresada en miliosmolar, de una solución constituida por 2,5
milimolar de cloruro de sodio, 3 milimolar de glucosa y 2,5 milimolar de urea. La glucosa y
la urea no se disocian en solución acuosa. El cloruro de sodio se disocia en el ión sodio y el
ión cloruro.
Respuesta.
La solución está constituida por una mezcla de solutos: cloruro de sodio, glucosa y urea. La
osmoralidad de la solución viene dada por la suma de las osmolaridades individuales de
cada uno de los solutos.
Como el cloruro de sodio se disocia en dos partículas por lo tanto su Osmolaridad será:
Osmolaridad del cloruro de sodio: 2x 2,5 = 5 miliosmolar
La glucosa no se disocia, por lo tanto, su osmolaridad será:
Osmolaridad de la glucosa: 1x 3 = 3 miliosmolar
La urea no se disocia, por lo tanto, su osmolaridad será:
Osmolaridad de la urea: 1x2,5 = 2,5 miliosmolar
Osmolaridad de la solución= Osmolaridad del cloruro de sodio + Osmolaridad de la
glucosa + Osmolaridad de la urea
Osmolaridad de la solución= 5 + 3 + 2,5 = 10,5 miliosmolar.
Desde el punto de vista biológico, una solución es considerada isotónica cuando tiene
la misma osmolaridad del plasma sanguíneo (300 miliosmolar). Aquellas soluciones
con una osmolaridad menor a 300 miliosmolar se denominan hipotónicas y si es
mayor a 300 miliosmolar se consideran hipertónicas.
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ACTIVIDAD CONTROL 3:
1.- Explique por qué cuando usted le agrega sal común (cloruro de sodio) al agua, esta tarda
más en hervir.
2.- Explique por qué no se recomienda agregarle azúcar a un jugo cuando éste está frio
3.- Se tienen dos recipientes con agua, a las cuales se le aplica calor. Uno de ellos está
sometida a una presión externa de 0,75 atmosferas y el otro a 1 atmosfera. ¿Cuál de ellas
hervirá a una menor temperatura?. Explique su repuesta.
4.- Se tienen dos soluciones A y B, separadas por una membrana semipermeable. La
solución A es una solución de glucosa 0,35 molar y la solución B es una solución de
sacarosa 0,20 molar. Sabiendo que la glucosa no se disocia y que la sacarosa se disocia en
fructosa y glucosa.
Responda:
a.- Cuál es la solución hipertónica.
b.- Cuál es la solución hipotónica.
c.- Indique la dirección de migración del agua.
5.- En 1 litro de solución se encuentran disueltos 0,50 moles de bicarbonato de sodio, 0,75
moles de fructosa y 1,25 moles de cloruro de potasio. El bicarbonato de sodio y el cloruro
de potasio se disocian en dos partículas cada uno. La fructosa no se disocia.
Responda:
a.- Calcule la osmolaridad, expresada en miliosmolar, de cada uno de los solutos presentes
en la solución.
b.- Calcule la osmolaridad, expresada en miliosmolar, de la solución.
c.- La solución es isotónica con respecto al plasma. Explique su respuesta
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RESPUESTAS A LAS ACTIVIDADES CONTROLES
ACTIVIDAD CONTROL 1: Llene los espacios vacíos:
Mezcla Características Ejemplos
Homogéneas
1.- Los componentes que la
forman no pueden ser
diferenciados a simple
vista.
2.- Las propiedades físicas
y químicas son iguales en
todas partes.
1.- Agua con sal
2.- Alcohol con agua
3.- Gelatina
4.- Aire
Heterogéneas
Se pueden diferenciar a
simple vista los
componentes que la
forman.
1.- Ensaladas
2.- Suspensiones
3.- Mezcla de semillas
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ACTIVIDAD CONTROL 2:
1.- A continuación se le muestran 3 soluciones, coloque una X en el tipo de solución
que corresponda a cada una de ellas.
Solubilidad de cloruro de sodio: 36gr/100 mL de agua.
Solución
Tipo de solución
No saturada Saturada Sobresaturada
2 gramos de cloruro de
sodio en 1 litro de agua X
200 gramos de cloruro
de sodio en 500
mililitros de agua
X
36 gramos de cloruro
de sodio disueltos en
100 mililitros de agua
X
2.- Subraye una de las palabras que se encuentran dentro del paréntesis, de acuerdo al
sentido de la oración de cada una de las alternativas:
a.- El metanol es (miscible, inmiscible) en agua.
b.- El cloruro de sodio o sal común es (soluble, insoluble, ligeramente soluble) en agua.
c.- El aceite es (miscible, inmiscible) en agua.
d.- El azúcar es (soluble, insoluble, ligeramente soluble) en aceite.
e.- Al calentar una solución saturada la solubilidad del soluto (aumenta, disminuye, no
cambia).
f.- Si disminuyo la presión externa de una solución, su punto de ebullición (aumenta,
disminuye, no cambia).
g.- La sal gruesa o sal marina se disuelve (más fácilmente, menos fácilmente) que la sal
refinada.
3.- Subraye una de las palabras que se encuentran dentro del paréntesis, de acuerdo al tipo
de solución que corresponda cada una de las alternativas:
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a.- Sal disuelta en agua (líquido-líquido, sólido-líquido, gas-líquido)
b.- Oxígeno disuelto en agua (líquido-líquido, sólido-líquido, gas-líquido)
c.- Metanol disuelto en agua (líquido-líquido, sólido-líquido, gas-líquido)
d.- Dióxido de carbono en agua (líquido-líquido, sólido-líquido, gas-líquido)
ACTIVIDAD CONTROL 3:
1.- Explique por qué cuando usted le agrega sal común (cloruro de sodio) al agua, esta tarda
más en hervir.
Respuesta: Porque el punto de ebullición de una solución es mayor que el punto de
ebullición del solvente puro.
2.- Explique por qué no se recomienda agregarle azúcar a un jugo cuando éste está frió.
Respuesta: Porque la solubilidad de un soluto disminuye al disminuir la temperatura del
solvente.
3.- Se tienen dos recipientes con agua, a las cuales se le aplica calor. Uno de ellos está
sometido a una presión externa de 0,75 atmosferas y el otro a 1 atmosfera. ¿Cuál de ellas
hervirá a una menor temperatura? Explique su repuesta.
Respuesta: La solución que esta sometida a una presión externa de 0,75 atmósferas hervirá
más fácilmente ya que al disminuir la presión externa, la presión de vapor del líquido
disminuye y, por ende, disminuye su punto de ebullición.
4.- Se tienen dos soluciones A y B, separadas por una membrana semipermeable. La
solución A es una solución de glucosa 0,35 molar y la solución B es una solución de
sacarosa 0,20 molar. Sabiendo que la glucosa no se disocia y que la sacarosa se disocia en
fructosa y glucosa.
Responda:
a.- Cuál es la solución hipertónica.
Primero debemos calcular la osmolaridad de cada una de las soluciones, para lo cual
debemos tomar en cuenta la molaridad y multiplicarla por la cantidad de partículas en que
se disocia el soluto. Cuando el soluto no se disocia, la molaridad se multiplica por 1
Osmolaridad de la solución A: 1x0,35x103 = 0,35x10
3 miliosmolar
Osmolaridad de la solución B: 2x0,20x103 = 0,4x10
3 miliosmolar
La solución hipertónica es la solución B ya que tiene mayor osmolaridad.
b.- Cuál es la solución hipotónica.
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La solución hipotónica es la solución A ya que presenta la menor osmolaridad.
c.- Indique la dirección de migración del agua.
El agua migraría de la solución A a la solución B, es decir, de la solución hipotónica a la
hipertónica.
5.- En 1 litro de solución se encuentran disueltos 0,50 moles de bicarbonato de sodio, 0,75
moles de fructosa y 1,25 moles de cloruro de potasio. El bicarbonato de sodio y el cloruro
de potasio se disocian en dos partículas cada uno. La fructosa no se disocia.
Responda:
a.- Calcule la osmolaridad, expresada en miliosmolar, de cada uno de los solutos presentes
en la solución.
Calculamos la molaridad de la solución con respecto a cada uno de lo solutos:
Molaridad del bicarbonato de sodio: 0,50 moles / 1 litro = 0,50 molar
Molaridad de la Fructosa: 0,75 moles / 1 litro = 0,75 molar
Molaridad del cloruro de potasio: 1,25 moles / 1 litro= 1,25 molar
Calculamos la osmolaridad de cada uno de los solutos que conforman la solución:
Osmolaridad de Bicarbonato de sodio: 2 x 0,50 x 103 = 1x10
3 miliosmolar
Osmolaridad de la Fructosa: 1 x 0,75x103 = 0,75x10
3 miliosmolar
Osmolaridad del Cloruro de potasio: 2 x 1,25 = 2,5 x103 miliosmolar
b.- Calcule la osmolaridad, expresada en miliosmolar, de la solución.
La osmolaridad de la solución es igual a la suma de las osmolaridad de cada uno de los
solutos que la conforman:
Osmolaridad de la solución= 1x103 miliosmolar + 0,75x10
3 miliosmolar + 2,50x10
3
miliosmolar
Osmolaridad de la solución: 4,250x103 miliosmolar
c.- La solución es isotónica con respecto al plasma. Explique su respuesta
La solución no es isotónica con respecto al plasma porque tiene una osmolaridad superior a
300 miliosmolar. La solución es hipertónica con respecto al plasma.
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BIBLIOGRAFÍA
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Buenos Aires: Editorial Médica Panamericana.
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Interamericano,S.A.
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