Efecto Donnan

EQUILIBRIO DE GIBBS-DONNAN
 
Cuando existen moléculas cargadas de gran tamaño que no difunden a través de una membrana semipermeable (como las proteínas), su presencia cambia la distribución de las partículas íonicas. En efecto, la proteína intracelular, cargada negativamente, atráe iones K+ y repele iones Cl^-, produciéndose un gradiente eléctrico (simbolizado por las cargas + y - a ambos lados de la membrana) y sendos gradientes de concentración de K y Cl, iguales y de signo opuesto. En el equilibrio, se tiene: 

La concentración de partículas a ambos lados de la membrana es desigual (en el interior están además de los iones las proteínas) de forma que se produce un gradiente osmótico hacia el compartimento que contiene estas últimas. Debido a la naturaleza semi-permeable del endotelio capilar, las proteínas plasmáticas son retenidas en el compartimento vascular y su influencia sobre la actividad osmótica es capital para los movimientos de fluídos entre los compartimentos capilar e intersticial. El equilibrio de Gibbs-Donnan establecido a través del epitelio por la existencia de proteínas no difusibles añade un pequeño pero significativo incremento a esta actividad osmótica. Las proteínas del plasma originan una presión osmótica de unos 20 mm de Hg y la originada por las partículas cargadas producidas en el equilibrio de Gibbs-Donnan es de unos 6-7 mm de Hg. La suma de ambas es la presión oncótica o sea la atracción hacia el agua que ejercen las proteínas del plasma. 

Potencial de Membrana

 Potencial de membrana y potencial de acción

En este tema se exponen los principios electrofisiológicos básicos para el
funcionamiento de las células excitables: neuronas y fibras musculares.
La mayoría de las células mantienen una diferencia de potencial eléctrico a través de
su membrana plasmática y, en estado de reposo, el interior es negativo con relación
al exterior: potencial de membrana (Vm). En las células excitables, como las
neuronas y las fibras musculares, la diferencia de potencial eléctrico es de –70 a –90
mV. En las células no excitables es de –10 a –30 mV. El término potencial de
membrana (Vm) se refiere al potencial en cualquier momento. En las células
excitables la mayoría de las señales implican cambios en el potencial de membrana:
- hiperpolarización: aumenta el potencial de membrana.
- despolarización: disminuye el potencial de membrana.
En las células excitables ese potencial de reposo negativo muestra intensos
cambios transitorios durante la actividad: potencial de acción. Estos potenciales se
originan como consecuencia de la desigual distribución de iones a través de la
membrana junto con las características de permeabilidad para cada uno de los iones.
La hiperpolarización disminuye la habilidad de las células para generar potenciales
de acción (es una señal inhibidora), mientras que la despolarización aumenta la
posibilidad de generación de un potencial de acción (señal excitadora).
Potencial de reposo: VR
El potencial de membrana en reposo se determina por el flujo de iones a través de
los canales iónicos pasivos (canales que están siempre abiertos, no dependen de la
unión de un ligando o de cambios de voltaje).
Las concentraciones de los iones dentro y fuera de la célula se mantienen gracias al
equilibrio entre dos fuerzas:
- una química: el gradiente de concentración.
- una eléctrica: la diferencia de potencial eléctrico.
De tal manera que existe un potencial que engloba a ambas fuerzas denominado
potencial electroquímico.
Si una célula fuera totalmente permeable al K+ e impermeable a todos los demás
iones, el K+ se movería según su gradiente electroquímico hacia el exterior y la
célula tendría un Vm de unos –100 mV; o sea sería igual al potencial de equilibrio
para el K+. Es decir: Ek= -100 mV. Si, por el contrario, fuese permeable al Na+ e
impermeable a todos los demás, su potencial de membrana sería igual a ENa= +55
mV.
Existe una ecuación que permite calcular el potencial de equilibrio para cualquier
ión, que es la Ecuación de Nernst:
por ejemplo, para el K+
EK= RT ln [K+]e
ZF [K+]i
R: constante de los gases= 1,98 cal/mol.grado.
T: temperatura Kelvin.
Z: valencia del K+.
F: constante de Faraday: 23,061 cal/volt.
a 37 ºC ( unos 310 Kelvin) sería:
Fisiología general. Xurxo Mariño
EK= 61 log [K+]e
[K+]i
Las células reales son parcialmente permeables al Na+ y al K+, por lo que su
potencial de membrana tendrá un valor intermedio. Este valor depende de las
permeabilidades al Na+ y K+ (PNa y PK).
Si las permeabilidades para ambos iones fuesen iguales el Vm sería el punto
intermedio entre Ek y ENa. En las células excitables estas permeabilidades no son
iguales y en reposo la permeabilidad para el K+ excede en mucho a la
permeabilidad para el Na+ (PK > PNa), porque hay menos canales para el Na+,
entonces el potencial de membrana en reposo se encuentra próximo al potencial de
equilibrio para el K+: es lo que se denomina potencial de reposo (VR), y es de
alrededor de –70 mV.
Por lo tanto, cuando el Vm está determinado por dos o más iones, cada ión tiene
una influencia que viene determinada por su concentración dentro y fuera y por la
permeabilidad de la membrana a tal ión. Esto se refleja en la Ecuación de
Goldman:
Vm= 61 log PK[K+]e + PNa[Na+]e + PCl[Cl-]i
PK[K+]i + PNa[Na+]i + PCl[Cl-]e
(El Cl- difunde de manera pasiva, de modo que el ECl = VR. De los tres iones a los que
la membrana es permeable, sólo el Cl- está en equilibrio en reposo).
El K+ tiende a salir de la célula y el Na+ a entrar, debido a que sus gradientes
electroquímicos netos así lo determinan. Esto conduciría gradualmente a la disipación
de los gradientes iónicos si no fuera por la existencia de la bomba de Na-K. Gracias a
ella el flujo neto de Na+ y K+ es cero, en reposo. Así que en el VR la célula no está en
equilibrio, sino en un “estado estacionario” gracias a la energía del ATP.
Potencial de acción
El potencial de acción es una despolarización transitoria de la membrana, de
manera que el interior de la célula se hace + con respecto al exterior, que es -.
¿Cómo ocurre? Aparte de los canales de Na+ por los que difunde el Na+ siguiendo el
gradiente electroquímico, hay otros canales de Na+ voltaje-dependientes, que sólo se
abren cuando la célula se despolariza (debido a alguna señal externa: unión de un
neurotransmisor a un receptor de membrana, por ejemplo). Cuanto más se
despolarice la célula, mayor número de estos canales se abrirán: se produce una
retroalimentación positiva, lo que hace que el aumento de Na+ en el interior sea
“explosivo”. Al abrirse los canales de Na+ la célula se despolariza un poco (además
sigue saliendo K+ que lo contrarresta), pero despolarizaciónes pequeñas producen
grandes aumentos de PNa (o sea, se abren más canales) => cuando la
despolarización sobrepasa un valor umbral, la permeabilidad al Na+ aumenta lo
suficiente para permitir que los iones Na+ entren más deprisa de lo que salen los
iones K+ => la célula se despolariza más, se abren más canales, y el ciclo se repite.
La PNa aumenta múchísimo (unas mil veces) y se hace mayor que PK (PNa > PK). Esto
hace que el Vm pase a ser de unos + 50 mV en el pico del potencial de acción (se
acerca al ENa = + 55 mV, pero no llega a ese valor debido al flujo de K+ al exterior).
Pronto la PNa disminuye y se restablecen nuevamente los valores de reposo, la célula
se repolariza.
Hay dos procesos que repolarizan la membrana:
Fisiología general. Xurxo Mariño
- apertura de canales de K+ voltaje- dependientes. Se abren con la despolarización,
pero con un cierto retraso.
- Inactivación de los canales de Na+.
Existe un tiempo entre dos potenciales de acción en el que la célula es inexcitable:
período refractario. Que puede ser absoluto (excitación imposible) o relativo
(posible, pero se necesita una mayor despolarización, ya que la célula se encuentra
ligeramente hiperpolarizada).
Si la despolarización no es suficiente para que la célula alcance el nivel umbral, los
iones de Na+ no bastan para contrarrestar la salida de K+, de forma que la
despolarización no persiste y el potencial vuelve a su valor de reposo. Estos son los
denominados potenciales locales. Estos potenciales son debidos a las propiedades
de cable de las células, son pasivos, se disipan y admiten sumación. Por el contrario,
los pot. de acción son activos, no se disipan y tienen una amplitud constante (la
duración es también bastante constante, alrededor de 1 mseg).
En el mantenimiento de las propiedades eléctricas de las células excitables es
fundamental el funcionamiento de la bomba de Na-K. Gracias a ella se mantiene el
Vm y se produce la repolarización después de cada potencial de acción. La cantidad
de Na+ y K+ necesarios para producir un sólo potencial de acción es de 3pmoles/cm2
de membrana, lo que representa el movimiento de 2.000.000.000.000 de iones (2 x
1012). Cada canal puede transportar alrededor de 100.000.000 iones/seg. (1 x 108).
Por lo tanto, para mantener la capacidad de generar potenciales de acción, las
baterías iónicas deben de ser recargadas continuamente por la bomba de Na-K.
Cuando, por ejemplo, se presiona contra el borde de una silla, puede que se nos
“duerma” la pierna: ello parece que se debe a la disminución de los gradientes
iónicos, debido a la falta de riego sanguíneo.
Propagación del potencial de acción
Se ha descrito el mecanismo por el que se produce un potencial de acción en un
punto de una membrana de una célula muscular o nerviosa. Estos potenciales se
propagan activamente a lo largo de la membrana plasmática: la corriente se propaga
desde la región ocupada por el potencial de acción a la membrana adyacente, en
donde se produce un nuevo potencial de acción. El flujo de corriente en el interior y
exterior de la célula causa una despolarización de los puntos próximos de la
membrana y, cuando se alcanza el umbral, aparece un nuevo potencial de acción. En
los axones no mielinizados y en las fibras musculares este mecanismo hace que el
potencial de acción se propague en todas direcciones a lo largo de la membrana
plasmática desde el punto de origen. La velocidad de propagación, denominada
velocidad de conducción, está determinada, entre otras variables, por la
resistencia del citoplasma (resistencia axial: ra). En las neuronas, los axones gruesos
tienen un área de sección más grande y, por lo tanto, menos ra, por lo que la
velocidad de conducción es mayor. Los axones gruesos de los mamíferos están
cubiertos con mielina, que es una envoltura constituída por la membrana celular de
células gliales, interrumpida cada pocos milímetros por regiones que carecen de ella:
nodos de Ranvier. La mielina actúa como aislante, de manera que aumenta mucho
la resistencia de la membrana celular (y disminuye su capacitancia), impidiendo la
difusión de corriente: favorece la transmisión de la despolarización pasiva que viaja
por el axón. El potencial de acción sólo se produce en estos nodos, en donde hay una
alta densidad de canales de Na+ voltaje-dependientes, y se propaga de un nodo a
otro de manera pasiva.

Potencial Quimico

En quimica y específicamente termodinamica, potencial químico, cuyo símbolo es μ, es un término introducido en 1876 por el físicoquímico estadounidense Willard Gibbs, que él definió como sigue:

«Si suponemos que se añade una cantidad infinitesimal de cualquier sustancia a una masa homogénea cualquiera en un estado de tensión hidrostática, que la masa permanece homogénea y su entropía y volumen permanecen constantes, el incremento de la energía interna de la masa dividida por la cantidad de la sustancia añadida es el potencial para esa sustancia en la masa considerada.»

Gibbs apuntó también que para los propósitos de esta definición, cualquier elemento químico o combinación de elementos en unas proporciones dadas podrían ser considerados una sustancia, tanto si pudieran existir por sí mismos como un cuerpo homogéneo como si no pudieran hacerlo.

En su ensayo de 1873 Un método de representación geométrica de las propiedades termodinámicas de las sustancias por medio de superficies (en inglés A Method of Geometrical Representation of the Thermodynamic Properties of Substances by Means of Surfaces), Gibbs introdujo el esbozo preliminar de los principios de su nueva ecuación, capaz de predecir o estimar las tendencias que siguen diversos procesos naturales cuando cuerpos o sistemas son puestos en contacto. A través del estudio de las interacciones de sustancias homogéneas en contacto, es decir, cuerpos, siendo su composición en parte sólida, en parte líquida, y en parte vapor, y utilizando un gráfico volumen-entropía-energía interna en tres dimensiones, Gibbs pudo determinar tres estados de equilibrio, es decir, "necesariamente estable", "neutral", e "inestable", y si los cambios se producirán o no. En 1876 Gibbs desarrolló este sistema al introducir el concepto de potencial químico para tener en cuenta las reacciones químicas y los estados de los cuerpos que son químicamente diferentes entre ellos. En sus propias palabras, para resumir sus resultados en 1873, Gibbs declara:

«Si queremos expresar en una sola ecuación la condición necesaria y suficiente del equilibrio termodinámico para una sustancia cuando se encuentra en un medio a presión P y temperatura T constantes, esta ecuación podría ser escrita:

δ(ε − Tη + Pν) = 0

donde δ se refiere al cambio producido por cualquier variación en el estado de las partes del cuerpo, y (cuando diferentes partes del cuerpo están en diferentes estados) en la proporción en que el cuerpo está repartido entre los diferentes estados. La condición de equlibrio estable es que el valor de la expresión del paréntesis sea mínima.»

En esta descripción, usando la notación dada por Gibbs, ε se refiere a la energía interna del cuerpo, η se refiere a la entropía del cuerpo, y υ es el volumen del cuerpo.

Propiedades Coligativas

Los líquidos tienen propiedades fisicas características como: densidad, ebullición, congelación y evaporación, viscosidad, capacidad de conducir corriente, etc. Para estas propiedades cada líquido presenta valores característicos constantes. Cuando un soluto y un disolvente dan origen a una disolución, la presencia del soluto determina la modificación de estas propiedades con relación a las propiedades del solvente puro.

Propiedades de las disoluciones:
1. propiedades constitutivas: aquellas que dependan de la naturaleza de las partículas disueltas. Ej. viscosidad, densidad, conductividad electrica, etc.

2. Propiedades coligativas: dependen del número de particulas disueltas en una cantidad fija de disolvente y no de la naturaleza de estas particulas. Ej. Descenso de la presión de vapor, aumento del punto de ebullición, disminución del punto de congelación, presión osmótica.

Utilidades de las propiedades coligativas:
a. separar los componentes de una solución por destilación fraccionada
b. formular y crear mezclas frigorificas y anticongelantes
c. determinar masas molares de solutos desconocidos
d. formular sueros fisiológicos para animales
e. formular caldos de cultivos para microorganismos
f. formular soluciones de nutrientes especiales para regadios de vegetales

Las disoluciones deben ser relativamente diluidas (menores a 0,2 M), en donde las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.

Presión de Vapor

Evaporación es la tendencia de las partículas de la superficie del liquido, a salir de la fase liquida en forma de vapor. Es importante saber que no todas las partículas de liquido tienen la misma energía cinetica (no todas se mueven a la misma velocidad). Las particulas con mayor energía en la superficie pueden escaparse a la fase gaseosa. Las moleculas de la fase gaseosa que chocan contra la fase liquida ejercen una fuerza contra la superficie del líquido, a la que se le denomina presión de vapor, cuando ambas fases están en equilibrio dinámico. Esta presión de vapor depende de la temperatura y de la naturaleza del líquido.

Conclusiones:
1. Para un mismo líquido, la presión de vapor aumenta a medida que aumenta la temperatura
2. Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de vapor diferentes.

Propiedad Coligativa 1: Descenso de la presión de vapor

Los liquidos no volatiles presentan una gran interacción entre soluto y solvente, por lo tanto su presión de vapor es pequeña, mientras que los liquidos volatiles tienen interacciones moleculares más debiles, lo que aumenta la presión de vapor. Si el soluto que se agrega es no volatil, se producirá un descenso de la presión de vapor, ya que este reduce la capacidad del disolvente a pasar de la fase líquida a la fase vapor. El grado en que un soluto no volatil disminuye la presion de vapor es proporcional a su concentración.

Ley de Raoult = "A una temperatura constante, el descenso de la presión de vapor es proporcional a la concentración de soluto presente en la dispolución"
Pv = Po X

La Presión de vapor es proporcional a la Presión de vapor en estado puro y su fraccion molar (X)

Las diferencias entre las presiones de vapor se cuantifican segun las siguientes relaciones:
Pv = PoA - PB
PV= P0A XB
P0A- PA = P0A XB
tambien se debe considerar una solución formada por dos componentes A y B:
PA = XA P0A y PB = XB P0B
La presion total Pt es: PT = XA P0A + XB P0B

Ej. Consideremos una disolución formada por 1 mol de benceno y 2 moles de tolueno. El benceno presenta una presión de vapor P0 de 75 mmmHg y el Tolueno de 22mmHg a 20°C. ¿Cuál es la Presion total?

Respuesta: La fracción molar de benceno y Tolueno serán:

Xbenceno = 1 / 1+2 = 0,33 X Tolueno = 2 /1+2 = 0,67

Las presiones parciales serán:
Pbenceno = 0,33 x 75mmHg = 25 mmHg ; P Tolueno = 0,67 x 22 mmHg = 15 mmHg
y la PT será: PT = 25 mmHg + 15 mmHg = 40 mmHg.

Propiedad Coligativa 2: Aumento punto de Ebullición

Un disolvente tiene menor numero de particulas que se convierten en gas por la acción de las moleculas del soluto en la superficie. Esto provoca el descenso del punto de ebullición, pues la presión de vapor se igualará a la presión atmosferica a mayor temperatura.
Asi dTe = PeAB - P0B
El descenso del punto de ebullición dTe se obtiene por la diferencia entre el punto de ebullición de la disolución (PeAB) y el punto de ebullición del disolvente puro (PoB).
Además se sabe también que dTe = Ke m
donde Ke es la constante ebulloscopica que establece el descenso del punto de ebullición de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente y está tabulada. Para el caso del agua es 0,52°C/m. m es la molalidad.

Ej. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución de 100g de anticongelante etilenglicol C2H6O2 en 900 g de agua (Ke= 0,52°C/m). (datos: masa soluto 100g; peso molecular etilenglicol 62 g/mol; masa solvente agua 900g; peso molecular agua 18 g/mol; Ke = 0,52°C/m; T°e= 100°C)

Respuesta: Si dTe= Te - T°e (1) y dTe = Ke m (2), para obtener Te necesitamos dTe (ascenso de temperatura de ebullición), lo obtenemos de ecuación (2).
62g ----- 1 mol
100g ----X moles ; X = 1,613 moles de soluto

Molalidad = 1,613 moles/ 0,9 Kg solvente = 1,792 molal
Luego dTe = 0,52°C/m x 1,792 molal = 0,9319°C
Asi en la ecuación (1), dTe = 0,9319 = Te - T°e
0,9319 + 100 = Te
Te = 100,9319°C

Propiedad Coligativa 3: Descenso punto de congelación

En una solución, la solidificación del solvente se producirá cuando éste rompa sus interacciones con el soluto y se enlace nuevamente como si estuviera puro. Para ello la temperatura debe bajar más que el punto en el cual el disolvente se congelaría puro, por lo tanto, el punto de congelación es siempre más bajo que el disolvente puro y directamente proporcional a la concentración del soluto.

El descenso del punto de congelación dTc = T°cB - TAB
siendo T°cB el punto de congelación del solvente puro y TAB el punto de congelación de la disolución.
Experimentalmente, tambien se observa que dTc = Kc m
donde Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto de congelación de una solución 1 molal y es propia de cada disolvente y esta tabulada. Para el agua es 1,86°C/m; m es la molalidad.

El punto de congelación es la temperatura a la cual la presión de vapor del liquido y del sólido son iguales, provocando que el liquido se convierta en sólido.

Ej. Para el etilenglicol se debe calcular el punto de congelación de una solución de 100g de anticongelante, en 900 g de agua, sabiendo que Kc= 1,86°C/molal

Respuesta: Determinemos la molalidad de la disolucion:
62g ------ 1mol
100g -----X; X = 1,61 moles de soluto; molalidad = 1,61 moles/0,9 Kg solvente = 1,79 molal

Así dTc = 1,86°C/m x 1,79 molal = 3,33°C
despejando se obtendrá: 3,33°C = dTc = T°c - Tc ; si T°C = O°C, entonces: Tc = -3,33°C


Propiedad Coligativa 4: Presión osmótica

Al poner en contacto dos disoluciones de diferente concentración a través de una membrana semipermeable se producirá el paso del disolvente desde la disolución más diluida hacia la más concentrada, fenomeno conocido como osmosis.

La Presión osmótica es aquella que establece un equilibri dinámico entre el paso del disolvente desde la disolución diluida hacia la mas concentrada y viceversa.

Ecuación de Van´t Hoff: pi = nRT/V; donde pi es la presión osmotica; R = 0,082 Latm/K mol; T la temperatura en °K; V el volumen en L.

Si el volumen de la solución fuera 1L entonces n/V = Molaridad y la ecuación quedaría como:
pi = MRT

Ej. La presión osmotica promedio de la sangre es 7,7 atm a 25°C. ¿Qué concentración de glucosa será isotónica con la sangre?

Respuesta: M = pi/RT, reemplazando, M=7,7 atm /0,082L atm/°Kmol x 298°K
M = 0,31 M o 5,3%

Soluciones

INTRODUCCIÓN

Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.

La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.

Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :

1.	Su composición química es variable.
2.	Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.
3.	Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.

• PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES

SOLUCIÓN	DISOLVENTE	SOLUTO	EJEMPLOS
Gaseosa	Gas	Gas	Aire
Liquida	Liquido	Liquido	Alcohol en agua
Liquida	Liquido	Gas	O2 en H2O
Liquida	Liquido	Sólido	NaCl en H2O

• SOLUBILIDAD

La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.

        Factores que afectan la solubilidad:

Los factores que afectan la solubilidad son:

a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).

b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución

c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.

d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional 

• MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

 

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
 

 

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
 

d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.

X_sto + X_ste = 1
 

e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO₃ , se necesitan para preparar 100 cm³  de solución 1M?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es:	170 g	=	masa de 1 mol AgNO3	y que
100 de H20 cm3	equivalen	a	100 ml. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1M  hay 1 mol de  AgNO₃ por cada Litro (1000 ml ) de H₂O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

 Se necesitan 17 g de AgNO₃ para preparar una solución 1 M

f) Molalidad (m):  Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m)

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO₃ , se necesitan para preparar 100 cm³  de solución 1m?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es:	170 g	=	masa de 1 mol AgNO3	y que
100 de H20 cm3	equivalen	a	100 gr. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1m  hay 1 mol de  AgNO₃ por cada kg (1000 g ) de H₂O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

Se necesitan 17 g de AgNO₃ para preparar una solución 1 m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO₃ es la misma

g) Normalidad (N):  Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.
 

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO₃ , se necesitan para preparar 100 cm³  de solución 1N?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es:	170 g	=	masa de 1 mol AgNO3	y que
100 de H20 cm3	equivalen	a	100 gr. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1N  hay 1 mol de  AgNO₃ por cada kg (1000 g ) de H₂O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto por su carga total positiva o negativa.
 

h) Formalidad (F): Es el cociente entre el número de pesos fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular. La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular definido, ejemplo: en los sólidos iónicos.

• SOLUCIONES DE ELECTROLITOS

Electrolitos:

Son sustancias que confieren a una solución la capacidad de conducir la corriente eléctrica. Las sustancias buenas conductoras de la electricidad se llaman electrolitos fuertes y las que conducen la electricidad en mínima cantidad son electrolitos débiles.

Electrolisis:

Son las transformaciones químicas que producen la corriente eléctrica a su paso por las soluciones de electrolitos.

Al pasar la corriente eléctrica, las sales, los ácidos y las bases se ionizan.

EJEMPLOS:

NaCl	→	Na+	+	Cl-
CaSO4	→	Ca+2	+	SO4-2
HCl	→	H+	+	Cl-
AgNO3	→	Ag+	+	NO3-
NaOH	→	Na+	+	OH-

Los iones positivos van al polo negativo o cátodo y los negativos al polo positivo o ánodo.

• PRODUCTO IÓNICO DEL H₂O

El H₂O es un electrolito débil. Se disocia así:

H2O

H +

+

OH-

La constante de equilibrio para la disociación del H₂O es :

El símbolo [ ] indica la concentración molar

Keq [H2O]

=

[H + ]

+

[OH-].

La concentración del agua sin disociar es elevada y se puede considerar constante.

• Valor del producto iónico del H₂O( 10^-14 moles/litro).

En el agua pura el número de iones H⁺ y OH^- es igual. Experimentalmente se ha demostrado que un litro de agua contiene una diez millonésima del numero H⁺ e igual de OH^-; esto se expresa como 10^-7 por tanto, la concentración molar de H⁺ se expresa asi     

[H ⁺ ]= 10^-7 moles/litro y [OH^-] = 10-7; entonces;  [H₂O] = 10^-7 moles / litro  [H₂O] = 10^-14 moles/litro.

Si se conoce la concentración de uno de los iones del H₂O se puede calcular la del otro.

EJEMPLO:

• Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración del H⁺ sea de 1 x 10⁴ moles / litro, podemos determinar la concentración de los iones OH^-; la presencia del ácido no modifica el producto iónico de H₂O:

[H2O]

=

[H + ]

[OH-]       =

10-14 de donde

Si se añade una base (NaOH) al H₂O hasta que la concentración de iones OH^- sea 0.00001 moles/ litro ( 1 X 10^-5); se puede calcular la concentración de iones H⁺.

[H2O]

=

[H + ]

[OH-]       =

10-14 de donde;

[H + ]10-5	=	10-14; entonces;

• POTENCIAL DE HIDROGENACIÓN O pH

El pH de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo de la concentración de iones H⁺ expresado en moles por litro

Escala de pH;

El pOH es igual al logaritmo negativo de la concentración molar de iones OH. Calcular el pH del agua pura

Log 1.0 x 107

Log 1.0

+

log 107

=

0   +   7     =    7

el pH del agua es 7

EJEMPLO:

• Cuál es el pH de una solución de 0.0020 M de HCl?

Log 5   +   log 10²   =   0.7   +   2   =   2.7

Respuesta: el pH de la solución es de 2.7

• INDICADORES

Son sustancias que pueden utilizarse en formas de solución o impregnadas en papeles especiales y que cambian de color según el grado del pH 

INDICADOR	MEDIO ÁCIDO	MEDIO BÁSICO
Fenoftaleina	incoloro	rojo
Tornasol	rojo	azul
Rojo congo	azul	rojo
Alizarina	amarillo	rojo naranja

COLOIDES

los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas; sus partículas son de tamaño mayor que el de las soluciones ( 10 a 10.000 Aº se llaman micelas).

Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y medio dispersante. Según la afinidad de los coloides por la fase dispersante se clasifican en liófilos si tienen afinidad y liófobos si no hay afinidad entre la sustancia y el medio.
 

             Clase de coloides según el estado físico

NOMBRE	EJEMPLOS	FASE DISPERSA	MEDIO DISPERSANTE
Aerosol sólido	Polvo en el aire	Sólido	Gas
Geles	Gelatinas, tinta, clara de huevo	Sólido	Liquido
Aerosol liquido	Niebla	Liquido	Gas
Emulsión	leche, mayonesa	Liquido	Liquido
Emulsión sólida	Pinturas, queso	Liquido	Sólido
Espuma	Nubes, esquemas	Gas	Liquido
Espuma sólida	Piedra pómez	Gas	Sólido

• PROPIEDADES DE LOS COLOIDES

Las propiedades de los coloides son :

• Movimiento browniano: Se observa en un coloide al ultramicroscopio, y se caracteriza por un movimiento de partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al choque de las partículas dispersas con las del medio.
• Efecto de Tyndall  Es una propiedad óptica de los coloides y consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de un coloide. Esto no ocurre en otras sustancias.
• Adsorción : Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño pequeño de las partículas y a la superficie grande. EJEMPLO: el carbón activado tiene gran adsorción, por tanto, se usa en los extractores de olores; esta propiedad se usa también en cromatografía.
• Carga eléctrica : Las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si se trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo se denomina anaforesis; si ocurre el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis.