SOLUCIONES

Las soluciones son mezclas físicamente homogéneas de partículas de dos o mas

sustancias, que pueden ser gaseosas, líquidas o sólidas. Pueden existir todas las mezclas

posibles entre los tres estados de la materia. La sustancia que se disuelve se llama soluto

y el medio en que se disuelve se llama solvente o disolvente. Generalmente, las

sustancias que se encuentran en menos cantidad corresponden al soluto y las que se

encuentran en mayor cantidad al solvente. Las clases de soluciones más importantes son

las de sólidos en líquidos, que son las más comunes, las de líquidos en líquidos y las de

gases en líquidos. El solvente determina el estado físico de la solución. Al decir mezcla

homogénea queremos indicar que las soluciones tienen las mismas propiedades físicas y

químicas en todas sus partes.

Un ejemplo claro que ilustra los conceptos anteriores es el de disolver azúcar en agua

Las moléculas de azúcar dejan la estructura cristalina del sólido y se dispersan

uniformemente en el agua produciendo así una mezcla molecular completa de las dos

sustancias, en la que el azúcar es el soluto y el agua es el solvente.

Desde un punto de vista práctico, las soluciones más importantes son las líquidas. El

hombre vive entre dos soluciones: la atmósfera y los océanos.

Clasificación de las soluciones

Existen diversas formas de clasificar las soluciones, una de ellas es el número de

componentes según la cual, si son dos las sustancias que componen la solución se llama

solución binaria, si son tres se llama solución ternaria, y si son mas de tres se denomina

solución multicomponente o compleja. Cuando tratemos soluciones complejas

procuraremos reducirlas, para su estudio, a soluciones binarias de cada uno de los

solutos en el solvente; por ejemplo, al estudiar el suero sanguíneo complejo, hablaremos

de soluciones acuosas de sales, glucosa, urea, albúminas, globulinas, lípidos, etc.

Otro sistema de clasificación es de acuerdo al estado físico de los componentes. Según

el estado físico del soluto y del solvente existen nueve clases teóricamente posibles de

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soluciones. Hay tres tipos posibles con un líquido como solvente, ya que el soluto puede

ser gas, líquido o sólido; de la misma forma, hay otras tres clases posibles de soluciones

cuando el solvente es un gas y otras tres con un sólido como solvente.

No es posible tener una mezcla heterogénea de dos gases, debido a que los gases se

mezclan entre sí en todas proporciones (decimos que son completamente miscibles).

Una solución gaseosa tiene la estructura típica de un gas, pero las partículas no son

todas semejantes. Ejemplos de soluciones gaseosas, el aire (gas-gas), vapor de agua

condensado en aire (líquido-gas) y hielo seco disuelto o sublimado en nitrógeno (sólido-

gas).

En las soluciones líquidas tiene lugar el arreglo molecular que es típico de un líquido

puro, pero no todas las partículas son las mismas. Cuando la sustancia dispersante es el

agua la solución es llamada solución acuosa. Ejemplos de soluciones líquidas son:

dióxido de carbono disuelto en agua (gas-líquido), alcohol disuelto en agua (líquido-

líquido) y azúcar disuelta en agua (sólido-líquido).

Las soluciones sólidas tienen un retículo cristalino ordenado en la cual la estructura ha

sido hecha mas al azar, ya sea por la existencia de partículas diferentes que ocupan los

puntos reticulares (solución sólida substitucional) o por la presencia de partículas que

ocupan algunos de los espacios entre los puntos reticulares (solución sólida intersticial).

Para preparar una solución sólida donde los componentes son sólidos es mas práctico

fundir juntos los dos sólidos y luego enfriar la mezcla. Ejemplos de soluciones sólidas

son: hidrógeno disuelto en paladio (gas-sólido), mercurio disuelto en oro (líquido-

sólido) y cobre disuelto en níquel (sólido- sólido).

De acuerdo a la naturaleza de las partículas de soluto, las soluciones se clasifican en

moleculares, atómicas y iónicas, según que el soluto sea una molécula, un átomo o un

compuesto que en solución ioniza. Soluciones acuosas de azúcar, urea, alcohol y

muchos otros compuestos orgánicos son ejemplos de soluciones moleculares; las

aleaciones de dos metales son soluciones atómicas; y las soluciones acuosas de sales

(como el cloruro de sodio), ácidos (como el ácido clorhídrico) y bases (como el

hidróxido de sodio) son ejemplos de soluciones iónicas. Muchas soluciones son

agregados de partículas menores, es decir, conjunto de átomos, moléculas o iones

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disueltos, a su vez, en el disolvente. Un ejemplo de solución de agregados son los

grupos de moléculas de lípidos que forman las partículas de aceite que pueden

disolverse en el agua.

Uno de los sistemas de clasificación de soluciones más importante es el del tamaño de

las partículas de soluto, de las cuales se distinguen las partículas verdaderas que tienen

un tamaño menor que un micrómetro, las partículas coloidales que tienen un tamaño

entre uno y cien micrómetros y las partículas groseras cuyo tamaño es mayor que cien

micrómetros.

Las partículas verdaderas son estables a la gravedad y a la centrifugación, a menos que

sean sometidas a altas centrifugaciones, no son visibles con un microscopio óptico y

están en los límites de resolución del microscopio electrónico, pueden atravesar

membranas permeables y dialíticas, más no membranas semipermeables como el papel

pergamino, la membrana de ferrocianuro de cobre y ciertos tegumentos. Ejemplos

representativos de soluciones verdaderas son las soluciones de sales, glucosa, urea,

aminoácidos en la sangre o en la leche.

Las partículas coloidales son invisibles a simple vista y al microscopio óptico pero la

solución manifiesta cierta opalescencia con iluminación lateral sobre fondo oscuro, y

por eso se puede decir que las partículas disueltas resultan visibles al ultramicroscopio

que es el que dispone de iluminación lateral sobre fondo oscuro. También son estables a

la gravedad y a fuerzas centrífugas moderadas mas no a la ultracentrifugación (fuerzas

centrífugas muy elevadas), no son retenidas por las membranas permeables como papel

filtro, filtro de arcilla pero sí son retenidas por membranas dialíticas (celofán, endotelio

capilar, colodión) y por las semipermeables. Ejemplos de partículas coloidales se

encuentran en las proteínas de la sangre y de la leche.

Las partículas groseras son invisibles a la vista pero visibles al microscopio óptico, se

sedimentan espontáneamente, es decir, no son estables y se puede acelerar su

sedimentación por centrifugación, no atraviesan membranas permeables, dialíticas y

semipermeables. El papel de filtro húmedo o el filtro de arcilla (membranas permeables)

retienen las partículas de soluciones groseras. Son ejemplos de soluciones groseras, los

hematíes en la sangre, las gotitas de grasa en la leche o las partículas de arcilla en el

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agua del rio.

Solubilidad

La solubilidad se define como la cantidad máxima de un soluto que se disuelve en una

cantidad determinada de solvente para formar una solución estable a una temperatura

determinada. Esta temperatura generalmente es 25°C. En otras palabras, se da el nombre

de solubilidad a la proporción en que se disuelve una sustancia en un solvente. El grado

de solubilidad varía grandemente en las diferentes sustancias. Cuando no es posible o

no es necesario indicar la solubilidad exacta de las sustancias, se usa algún término que

describa su magnitud, como muy soluble (menos de una parte), bastante soluble (entre

uno y diez partes), soluble (entre diez y treinta partes), escasamente solubles (entre

treinta y cien partes), poco soluble (entre cien y mil partes), muy poco soluble (entre mil

y diez mil partes) y casi insoluble (mas de diez mil partes).

Una solución saturada es aquella en la cual están en equilibrio el soluto disuelto y el

soluto no disuelto, bajo las condiciones existentes. Es decir, es aquella que está o puede

estar en equilibrio con un exceso de soluto. Una solución saturada es la que no puede

disolver más soluto en las condiciones en las que se hace la solución, porque el solvente

ya ha disuelto la máxima cantidad de soluto. Si el solvente no contiene su máxima

cantidad de soluto disuelto se le denomina solución insaturada.

Por otra parte, se puede preparar una solución sobresaturada en la cual la concentración

es mayor que la de la solución saturada, es decir, contiene más soluto que el requerido

para el equilibrio bajo condiciones existentes. Sin embargo, una solución sobresaturada

es metaestable y si se le agrega una pequeña cantidad de soluto puro se precipita el

soluto en exceso del requerido para saturar la solución.

Los conceptos de solución diluida y solución concentrada varían de acuerdo al soluto,

ya que no es lo mismo hablar, por ejemplo, del ácido sulfúrico que del ácido

clorhídrico. En el primero la llamada solución saturada tiene, aproximadamente, el

noventa y ocho por ciento en peso y en el segundo la solución saturada tiene,

aproximadamente, treinta y siete por ciento en peso. Generalmente se denomina

solución diluida a la que tiene una concentración con un valor inferior al cincuenta por

59

ciento del valor de la solubilidad.

Factores que influyen en la solubilidad

En la solubilidad de una sustancia influyen cuatro factores que son: naturaleza del

solvente, naturaleza del soluto, temperatura y presión.

Naturaleza del solvente

En Química existe una regla muy útil que dice: "Lo semejante disuelve a lo semejante".

La solubilidad de una sustancia varia mucho con los diversos solventes. Una sustancia

tiende a disolverse en solventes que son químicamente análogos a ella. Un principio

general que se cumple la mayoría de las veces es que "cuanto mayor es la similitud

estructural entre el soluto y el solvente, tanto mayor es la solubilidad". Los solventes

mas comúnmente empleados son el agua, etanol, glicerina, propilenglicol, alcohol

isopropílico, éter etílico, éter de petróleo (bencina o varsol), cloroformo, acetona y

tetracloruro de carbono.

Naturaleza del soluto

Los solventes polares disuelven solutos polares y los solventes no polares disuelven

solutos no polares. Sin embargo, vemos que algunos compuestos orgánicos son

hidrosolubles, lo cual se puede atribuir a la formación de un complejo de asociación

entre el soluto y el solvente mediante la formación de enlaces de hidrógeno. Algunos

alcoholes, aldehídos, cetonas y otros compuestos orgánicos se disuelven parcialmente

en agua. La solubilidad de los compuestos iónicos en el agua resulta de la "solvatación"

de los iones para formar iones "hidratados". Se tienen algunos casos de sustancias que

son insolubles en un disolvente solo, pero se disuelven en una mezcla de dos de ellos,

por ejemplo, la nitrocelulosa es insoluble en alcohol y en éter, pero se disuelve en una

mezcla de ellos para formar lo que se conoce con el nombre de colodión.

Temperatura

Generalmente la solubilidad de una sustancia sólida en agua aumenta con la

60

temperatura, pero existen algunas excepciones. La solubilidad se relaciona íntimamente

con el calor de disolución de cada sustancia, es decir, con el calor desprendido o

liberado cuando ésta se disuelve hasta la saturación. Este calor de disolución puede ser

positivo o negativo. Es positivo cuando hay liberación de calor (aumenta la temperatura

de la solución) y es negativo cuando disminuye la temperatura de la solución. Si el calor

de disolución es positivo no debe calentarse la solución porque se reduce la solubilidad

y si es negativo, si necesita calentarse para aumentar la solubilidad. La mayoría de las

sustancias absorben calor cuando se disuelven, es decir, producen enfriamiento al

disolverse (son endotérmicas), por lo tanto, la solubilidad aumenta al aumentar la

temperatura como al disolver azúcar en agua. Algunas sustancias al disolverse producen

calor (son exotérmicas) y la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura como al

disolver hidróxido de sodio en agua.

De lo anterior se deduce que la solubilidad puede aumentar o disminuir con el aumento

de temperatura. Cuando una sustancia no absorbe ni desprende calor al disolverse, las

variaciones de temperatura no cambian su solubilidad, como por ejemplo al disolver

cloruro de sodio en agua.

Presión

El efecto de la presión sobre la solubilidad de los sólidos y líquidos en un solvente es

despreciable. La Ley de Henry establece que "la solubilidad de los gases en un líquido

es directamente proporcional a la presión que se ejerce sobre la solución" es decir que

y1 = H1P

siendo y1 la solubilidad del gas 1 en un líquido, H1 la constante de Henry y P, la presión

del gas. El ejemplo común lo tenemos en las bebidas gaseosas que tienen gas carbónico

disuelto a presión elevada; cuando se destapa un envase de bebidas carbohidratadas, la

presión disminuye y el gas se desprende porque disminuye su solubilidad.

Mecanismo de la disolución

En el proceso de disolución ocurren tres acciones importantes a saber:

61

• Las partículas de soluto se separan para lo cual requieren energía y, por lo tanto, es

un proceso endotérmico.

• Las partículas de solvente se separan para dejar que las partículas de soluto penetren

en su interior, para lo cual requieren energía y, por lo tanto, es un proceso

endotérmico.

• Las partículas de soluto son atraídas por las partículas de solvente, lo cual libera

energía y, por lo tanto, es un proceso exotérmico

El carácter exotérmico o endotérmico del proceso global de disolución depende de las

cantidades de calor implicadas en cada una de las tres acciones.

Concentración de una solución

Las propiedades de las soluciones dependen de la proporción relativa entre la cantidad

de soluto y la de solvente. Esta relación o concentración se expresa en unidades físicas o

en unidades químicas. En las concentraciones físicas no se utiliza la fórmula del soluto,

mientras que en las concentraciones químicas si se tienen en cuenta la fórmula del

soluto y su manera de reaccionar.

Concentraciones físicas

El porcentaje en peso (% p/p) expresa los gramos de soluto que hay disueltos en cien

gramos de solución. Una solución de cloruro de sodio al 0.9 % p/p (suero fisiológico)

contiene 0.9 gramos de cloruro de sodio en cada 100 gramos de solución. Una solución

de glucosa al 5 % p/p (dextrosa isotónica) contiene 5 gramos de glucosa en cada 100

gramos de solución. En términos matemáticos

100% / o

s

mp pm×

=

siendo mo la masa de soluto y ms la masa de solución

El porcentaje en volumen (% V/V) expresa el volumen de soluto disuelto en cien

62

volúmenes de solución. Una solución de alcohol al 20 % v/v contiene 20 ml de alcohol

en 80 ml de agua. En términos matemáticos

100% / o

s

VV VV×

=

siendo Vo el volumen de soluto y Vs el volumen de solución

El porcentaje peso a volumen (% p/v) expresa los gramos de soluto que hay disueltos en

100 ml de solución. Una solución de yoduro de potasio al 2 % p/v se prepara colocando

2 gramos de la sal en un balón volumétrico y se le agrega suficiente agua hasta

completar 100 ml de solución. En términos matemáticos

100% / o

s

mp VV×

=

siendo mo la masa de soluto en gramos y Vs el volumen de la solución en mililitros.

Se puede demostrar mediante un análisis dimensional la siguiente relación entre el %

pN, el p/p y la densidad de la solución

% / % / sp V p p ρ= ×

siendo ρs la densidad de la solución

Partes por millón (ppm) expresa los miligramos de soluto disueltos en un kilogramo de

solución. Cuando se trata de soluciones acuosas muy diluidas, un litro pesa

aproximadamente un kilogramo y, por consiguiente, ppm es equivalente a los

miligramos de soluto disueltos en un litro de solución. El talco para uso cosmético debe

ser muy puro para evitar reacciones secundarias sobre la piel o intoxicaciones y así

dentro de las especificaciones de pureza del talco encontramos que como máximo debe

contener 2 ppm de arsénico y 20 ppm de plomo. Esto significa que cada kilogramo de

talco debe contener máximo 2 mg de arsénico y 20 mg de plomo.

63

mg de solutoKilogramos de solución

ppm =

mg de solutoLitros de solución

ppm =

Partes por billón (ppb) expresa los microgramos de soluto disueltos en un kilogramo

de solución. En forma similar a lo supuesto con respecto a las ppm, para soluciones muy

diluidas las ppb equivalen a los microgramos de soluto disueltos en un litro de solucíon

g de solutoKilogramos de solución

ppb µ=

g de solutoLitros de solución

ppb µ=

Concentraciones químicas

La molalidad (m) expresa el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de

solvente. Una solución de glucosa 0.3 molal (dextrosa isotónica) contiene 0.3 moles de

glucosa (54 gramos de glucosa) en cada 1000 gramos de agua. En términos matemáticos

1000o

e

nmm×

=

1000o

o e

mmPM m

×=

×

siendo no las moles de soluto, mo la masa de soluto en gramos, PMo el peso mol del

soluto y me la masa de solvente en gramos.

La Molaridad (M) expresa el número de moles de soluto disueltos en un litro de

solución. Una solución 1 Molar de cloruro de sodio contiene 1 mol de cloruro de sodio

en cada litro de solución, y para prepararla se vierten 58.5 gramos de cloruro de sodio

64

en un balón volumétrico y se le agrega agua hasta completar un litro de solución. En

términos matemáticos, la molaridad se puede calcular con las siguientes ecuaciones.

o

s

nMV

=

o

o s

mMPM V

=×

no, mo, y PMo tienen los mismos significados anteriores y Vs, es el volumen de la

solución en litros.

Se pueden explicar mediante un análisis dimensional las siguientes relaciones entre

molaridad, % p/p, % pN y densidad de la solución

% / 10s

o

p pMPM

ρ× ×=

% / 10

o

p VMPM

×=

La Normalidad (N) expresa el número de equivalentes-gramos de soluto disueltos en un

litro de solución. Una solución 2 Normal de hidróxido de magnesio contiene 2

equivalentes-gramo de hidróxido de magnesio en cada litro de solución, y se prepararla

se vierten 58 gramos de hidróxido de magnesio en un balón volumétrico y se le agrega

agua hasta completar un litro de solución.

Un Equivalente-gramo (eq-g) de una sustancia es la masa en gramos que contiene,

reemplaza o reacciona directa o indirectamente con un gramo de hidrógeno. El

equivalente-gramo de un compuesto se determina, ordinariamente, dividiendo la masa

de un mol del compuesto positivo o negativo.

65

Peso mol de sustancia1 eq-g de una sustancia = Carga cationica total en la fórmula molecular de la sustancia

La carga total positiva corresponde al número de hidrógenos presentes en la fórmula

molecular si la sustancia es ácida, mientras que para una sustancia básica o salina

corresponde a la carga total de los iones metálicos. Para una sustancia básica la carga

total positiva es igual a la carga de los iones hidroxilos.

Una definición comparable al Peso mol de una sustancia es el Peso equivalente-gramo,

que expresa el número de gramos de una sustancia que corresponde a un equivalente-

gramo de la misma sustancia.

Las sustancias cuya carga catiónica total sea de uno, tienen pesos equivalentes-gramos

iguales en cantidad a su peso mol, como por ejemplos, el HCI (PM = 36.5 g, PE = 36.5

g), el NaOH (PM = 40 g, PE = 40 g) y el NaCI (PM = 58.5 g, PE= 58.5 g). Pero las

sustancias cuya carga catiónica total sea mayor que uno les corresponde un peso

equivalente-gramo que es menor que el peso mol en una fracción igual al número total

de su carga catiónica. Por ejemplo, el H2SO4 tiene un peso mol de 98 g y un peso

equivalente-gramo de 49 g; el Al(OH)3 tiene un peso mol de 78 g y un peso

equivalente-gramo de 26 g y la sal Na2SO4 tiene un peso mol de 142 g y un peso

equivalente-gramo de 71 g.

Las expresiones matemáticas para calcular la normalidad de una solución se resumen a

continuación

o

s

eNV

=

o

o s

mNPE V

=×

siendo eo el número de eq-g de soluto y PEo el peso equivalente-gramo del soluto en

gramos / eq-g

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Se pueden explicar mediante un análisis dimensional las siguientes relaciones entre

normalidad y molaridad, % p/p, % p/V y densidad de la solución

N x M= ×

% / 10s

o

p pNPE

ρ× ×=

% / 10

o

p VNPE

×=

En la primera de este grupo de ecuaciones, "x" es la carga catiónica total del soluto. Se

entiende de esta relación que la normalidad de una solución es igual a la molaridad para

solutos cuya carga catiónica es igual a uno, mientras que cuando la carga catiónica sea

mayor que uno la normalidad es de valor mayor que la molaridad en un múltiplo igual

al de la carga catiónica.

La normalidad de una solución se puede definir como el número de miliequivalentes-

gramo (meq-g) de soluto disueltos en un mililitro de solución. Las concentraciones de

los electrolitos de la sangre y de otros líquidos del organismo se expresan en

miliequivalentes. La industria farmacéutica prepara muchos medicamentos cuyas

concentraciones también se expresan en miliequivalentes.

Preparación de soluciones por dilución

Frecuentemente es necesario diluir una solución, es decir, agregar un solvente, para

disminuir su concentración. Al efectuar una dilución, aumenta el volumen de la

solución que se diluye y se conserva la misma cantidad de soluto, por consiguiente,

disminuye la concentración de la solución. Por ejemplo, al diluir 100 m1 de solución al

10% hasta 500 ml, si no hay contracción de volumen, debemos añadir 400 ml de agua.

Con respecto al nuevo volumen de solución, la concentración es ahora de 10 gramos de

soluto en 500 ml de solución, es decir, 2 %. La conclusión importante es que la

concentración disminuye en proporción inversa al aumento de volumen, ya que el

volumen aumentó cinco veces y la concentración disminuyó a la quinta parte de su valor

67

inicial.

Entre la solución concentrada y la solución diluida existe una cantidad igual de soluto

que permite escribir la siguiente ecuación que se utiliza para hacer los cálculos

necesarios para preparar una solución por dilución

VcCc = VdCd

siendo V y C, mayúsculas, el volumen y la concentración de las soluciones

concentradas y diluidas diferenciadas por los subíndices c y d, minúsculas.

Las diluciones son indispensables en muchos casos y se realizan en los laboratorios para

diluir soluciones reactivas; en la industria para diluir algunos productos o materias

primas (para facilitar su incorporación o mezcla a otros productos, etc.) y en las clínicas

u hospitales para diluir algunos medicamentos (generalmente con agua destilada,

desmineralizada o recién hervida).

Ejercicios Resueltos

Ejercicio 1. Preparar 500 mililitros de una solución de alcohol al 40% en volumen:

40 ml de alcohol500 ml de solución 200 ml de alcohol100 ml de solución

x = =

Se deben tomar 200 ml de alcohol y mezclarlos con 300 ml de agua para obtener 500 ml

de solución de 40 % V/V de concentración

Ejercicio 2. Preparar 250 ml de una solución de KOH al 10% PIV.

10 gramos de KOH250 ml de solución 25 gramos de KOH100 ml de solución

x = =

Se pesan los 25 ramos de KOH se vierten en un balón volumétrico de fondo plano de

250 ml de capacidad y se adiciona suficiente agua hasta que alcance el nivel del aforo.

68

Ejercicio 3. Preparar 500 ml de solución de NaC10,5 M

0.5 moles de NaCl 58.5 gramos de NaCl500 ml de solución 14.625 gramos de NaCl100 ml de solución 1 mol de NaCl

x = =

Se pesan los 14,625 g de NaCl, se vierten en un balón volumétrico de 500 ml y se

adiciona suficiente agua hasta que el nivel alcance el aforo

Ejercicio 4. Preparar 500 ml de una solución de ácido sulfúrico 1,5 N.

2 4 2 42 4

2 4

1.5 eq-g de H SO 49 gramos de H SO500 ml de solución 36.75 g de H SO100 ml de solución 1 eq-g de H SO

x = =

Se miden 36,75 g de H2SO4 se vierten en un balón volumétrico de 500 ml y se agrega

suficiente agua hasta que el nivel alcance el aforo

Ejercicio 5. Preparar 200 ml H2SO4 2N a partir de una solución del 98% p/p y 1,8

gr/mol Se calcula primero la normalidad de la solución de ácido sulfúrico concentrado

% / 10 98 1.8 10 3649

sp pN NPE

ρ× × × ×= = =

Se aplica a continuación la fórmula planteada para la preparación de una solución por

dilución

200 2 11.136

d dc

c

V C ml NV mlC N

×= = =

Preparación: en un balón de 200 ml se agregan 11,1 ml de H2SO4 36N y se agrega

suficiente agua hasta que el nivel alcance el aforo.

Ejercicio 6. Preparar 250 ml de una solución de NaOH 3M a partir de una solución del

20% p/v

Se calcula primero la molaridad de la solución de hidróxido de sodio concentrado

69

% / 10 20 10 540

p VM MPM

× ×= = =

Se aplica a continuación la fórmula planteada para la preparación de una solución por

dilución

250 3 1505

d dc

c

V C ml MV mlC M

×= = =

Preparación: en un balón de 250 ml se vierten 150 ml de NaOH 5 M y se agrega

suficiente agua hasta que el nivel alcance el aforo.

Ejercicio 7. Preparar 500 ml de una solución de ácido clorhídrico al 10% p/v a partir de

una solución del 36% y 1,2 gr/ml.

Se calcula primero el % p/v de la solución de ácido clorhídrico concentrado

% / 36 1.2 43.2% /cC p p d p v= × = × =

Se aplica a continuación la fórmula planteada para la preparación de una solución por

dilución

500 10% / 115.7443% /

d dc

c

V C ml p vV mlC p v

×= = =

Preparación: en un balón de 500 ml se vierten 115,74 ml de HC1 al 43.2 %p/v y se

agrega suficiente agua hasta que el nivel alcance el aforo.

Propiedades coligativas de las soluciones no electrolíticas.

Las propiedades coligativas son propiedades universales de las soluciones que dependen

únicamente de la naturaleza del solvente y del número de partículas disueltas. Estas

propiedades no guardan relación con cualquier otra propiedad del soluto. Las

propiedades coligativas de una solución son cuatro: El descenso relativo de la presión

de vapor, El Descenso criocópico, La Elevación ebulloscópica y La Presión osmótica.

70

Las cuatro son el resultado del efecto de las partículas de soluto sobre la presión de

vapor del solvente.

Descenso relativo de la presión de vapor.

La presión de vapor de un solvente disminuye cuando se le añade un soluto no volátil.

Siendo la presión de vapor de un líquido la tendencia a escapar que tienen las moléculas

del líquido, si el soluto no es volátil sus moléculas interfieren la evaporación de las

moléculas del solvente con la consiguiente disminución de su presión de vapor. Algunas

de las moléculas del solvente, aunque tienen energía cinética suficiente para escapar del

líquido, chocan con las moléculas del soluto en la superficie y vuelven de nuevo al

solvente.

Cuantitativamente, la presión de vapor de las soluciones que contienen solutos no

volátiles está dada por La Ley de Raoult que dice: "El descenso relativo de la presión de

vapor del solvente en una solución, es proporcional a la fracción molar del soluto", lo

equivale a expresar que "La presión de vapor de la solución es igual a la presión de

vapor del solvente puro, multiplicada por la fracción molar del solvente en la

solución". Las soluciones que cumplen esta ley se denominan Soluciones Ideales. Las

ecuaciones correspondientes a La Ley de Raoult son:

P - p = Xo x P

p = Xe x P

siendo p y P las presiones de vapor de la solución y del solvente puro, mientras que X es

la fracción molar de soluto y solvente, de acuerdo a su subíndice.

Para una solución acuosa se puede escribir la ecuación para La Ley de Raoult de la

siguiente manera:

0.018P mP∆

= ×

71

siendo m la molalidad de la solución.

Descenso del punto de congelación (Descenso crioscópico)

La temperatura de congelación de las soluciones es más baja que la temperatura de

congelación del solvente puro. La presión de vapor de una solución influye en su punto

de congelación. Cuando una solución diluida se enfría lo suficiente hasta que se

congele, los cristales que se separan son los del solvente puro y no los de la solución.

Existe una relación directa entre el descenso del punto de congelación de una solución y

la molalidad de la misma. Esta proporcionalidad introduce una constante característica

de cada solvente conocida como la constante crioscópica del solvente. La constante

crioscópica del agua es 1.86 °C/mol/Kg.

∆Tc = T - Tc = Kc x m

siendo T y Tc las temperaturas de congelación del solvente puro y de la solución

respectivamente, Kc la constante crioscópica del solvente y m, la molalidad de la

solución.

Elevación del punto de ebullición

Cualquier disminución en la presión de vapor (al añadir soluto no volátil) produce un

aumento en la temperatura de ebullición. La relación directa entre el aumento

ebulloscópico y la molalidad de una solución introduce la denominada constante

ebulloscópica del solvente. La constante ebulloscópica del agua es 0.52 °C/mol/Kg.

∆Tb = T – Tb = Kb x m

siendo T y Tb las temperaturas de ebullición del solvente puro y de la solución

respectivamente, Kb la constante ebulloscópica del solvente y m, la molalidad de la

solución.

72

Difusión a través de membranas

Es el tipo de difusión más importante a nivel biológico porque la presencia de

membranas de las más variadas características condiciona el paso de disolvente y

soluciones en todas las estructuras celulares.

Las membranas biológicas o artificiales han sido definidas como estructuras laminares

caracterizadas por poros de determinadas dimensiones. El comportamiento de la

membrana frente a determinadas circunstancias depende fundamentalmente de la

relación entre el diámetro de los poros y el de las partículas. La presencia de la

membrana separando dos medios diferentes determina ciertas restricciones en el proceso

de difusión de las sustancias.

Las membranas se clasifican esquemáticamente en impermeables, semipermeables,

dialíticas y permeables, según sus propiedades referentes a la filtración y ósmosis. En

fisiología, al hablar de solvente, prácticamente en todos los casos nos referimos al agua,

pero los solutos pueden ser coloidales como las proteínas y polisacáridos y verdaderos

tipo salino o molecular como el cloruro de sodio, el bicarbonato de potasio, la glucosa,

la urea, etc.

Membranas impermeables son aquellas que no las pueden atravesar ni el solvente ni los

solutos. Un ejemplo de membrana impermeable, aunque no en un sentido muy riguroso,

son los tegumentos.

A las membranas semipermeables las pueden atravesar libremente el agua, pero no

permiten el paso de solutos verdaderos o cristaloides de ninguna clase. Son ejemplos

conocidos de membranas semipermeables las membranas de pergamino o de

ferrocianuro cúprico.

Las membranas dialíticas son permeables al agua y solutos verdaderos, pero no las

atraviesan los solutos coloidales como por ejemplo, las membranas de colodión, celofán

o el endotelio capilar.

Las membranas permeables permiten el paso de agua y soluciones verdaderas y

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coloidales, solo son impermeables a las soluciones groseras. Son ejemplos típicos de

membranas permeables los filtros de arcilla y el papel de filtro húmedo.

Las membranas biológicas, en general, aunque pueden incluirse en algunos de estos

grupos para sistematizar conceptos, en realidad, no encajan estrictamente en ninguno de

ellos porque son de propiedades intermedias. Además, las membranas celulares, junto a

sus propiedades de permeabilidad comparables a las de membranas artificiales,

presentan otro fenómeno que es la variabilidad selectiva, es decir, el paso de sustancias

está condicionado, en parte, por los fenómenos metabólicos de la membrana o el

protoplasma que modifican el tipo de difusión que seria previsible, atendiendo sólo a

sus propiedades fisicoquímicas.

Osmosis

Osmosis es la difusión de líquidos a través de membranas. Si una membrana

semipermeable separa dos soluciones de glucosa 1 molal y 2 molal respectivamente, el

agua tiende a atravesar la membrana pasando de la solución mas diluida a la mas

concentrada, es decir, en el sentido de igualar las concentraciones. Y si los volúmenes

de las dos soluciones indicadas fuesen iguales, el equilibrio se alcanzaría cuando a los

lados de la membrana se llegase a la misma concentración de glucosa, 1.5 molal.

La tendencia a igualarse las concentraciones, que está en correspondencia con la presión

osmótica, se explica por la existencia de una diferencia de presión de vapor. Según la

Ley de Raoult, la más diluida ejerce mayor presión que la solución concentrada Esto es

lo que, en rigor, podemos considerar como esencial para el concepto de presión

osmótica, que no es en sí misma una presión mecánica ejercida por las partículas de

soluto sobre las paredes de la vasija, aún cuando la presión osmótica se valora por sus

efectos mecánicos. Por ejemplo, si un recipiente cerrado por un extremo con una

membrana elástica semipermeable en el otro extremo, conteniendo una solución de

glucosa, se introduce en agua destilada, la membrana elástica se distiende por el efecto

mecánico de la penetración del agua en la vasija, que es el resultado de la presión

osmótica.

Un soluto ejerce presión osmótica al enfrentarse con el solvente, solo cuando no es

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capaz de atravesar la membrana que los separa. Por ejemplo, frente a una membrana

impermeable al cloruro de sodio y permeable a la glucosa solo la sal ejercerá presión

osmótica. Y si además de estas sustancias hay un coloide no iónico y la membrana solo

es impermeable al coloide, lógicamente no ejercerán presión osmótica los cristaloides y

el único efecto mecánico que cuenta en este caso es el correspondiente a la

concentración de partículas coloidales. En las soluciones coloidales fónicas el fenómeno

es diferente.

Presión osmótica

Se puede definir presión osmótica como la medida de la tendencia a diluirse una

solución separada del solvente puro por una membrana semipermeable

Si consideramos un recipiente cerrado en su parte inferior por una membrana

semipermeable conteniendo una solución de sal o azúcar, por ejemplo, con un émbolo

controlado sobre la superficie de la solución y lo sumergimos en agua destilada, el agua

atraviesa la parte inferior de la vasija y ejerce una presión capaz de elevar el émbolo

hasta una determinada altura. Sometiendo el émbolo a una presión mecánica adecuada

se puede impedir que pase el agua del solvente a la solución, y el valor de esta presión

mecánica mide la presión osmótica Es decir, la presión osmótica de una solución se

puede medir por la presión justamente necesaria para evitar la entrada de agua, cuando

está separada del solvente por una membrana semipermeable. Con una presión aún mas

elevada se puede hacer pasar agua de la solución al solvente, concentrando la solución y

se habrá producido un efecto mecánico - filtración - por una fuerza que supera la

presión osmótica.

Las leyes que regulan los valores de la presión osmótica para soluciones muy diluidas

son análogas a las leyes de los gases ideales y se conocen con el nombre de Leyes de

Vant'Hoff, las cuales son:

1. Para una solución dada, la presión osmótica es proporcional a la temperatura

absoluta

2. A igualdad de temperatura, la presión osmótica es proporcional a la concentración

molal de soluto.

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3. La presión osmótica es independiente de la naturaleza del soluto y del solvente y

depende únicamente de la concentración de partículas de soluto por kilogramo de

solvente.

La Ley de Vant'Hoff escrita matemáticamente corresponde a la ecuación

mRTΠ =

siendo π la presión osmótica de la solución, m la molalidad de la solución, R es la

constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta de la solución

Soluciones isotónicas, hipotónicas e hipertónicas

Se llaman soluciones isotónicas aquellas que manifiestan la misma presión osmótica

frente a una determinada membrana, es decir, el solvente atraviesa la membrana en

igual proporción en ambos sentidos, por lo que no manifiesta efecto resultante alguno.

Son ejemplos de soluciones isotónicas el plasma sanguíneo y el protoplasma de los

hematíes. El hematíe es la célula de características especialmente favorables al estudio

de la presión osmótica y, por eso, suele representarse como ejemplo muy demostrativo.

Su membrana puede compararse a la membrana semipermeable ideal, aunque no es

rigurosamente comparable a una membrana artificial de este tipo. Si el glóbulo rojo se

introduce en agua destilada, el agua pasará la pared hacia el protoplasma aumentando el

volumen celular y distendiendo la membrana hasta la rotura Este fenómeno llamado

hemólisis, se produce tanto en agua destilada como en soluciones hipotónicas desde un

cierto limite de dilución (soluciones de menor presión osmótica). Si el hematíe se

coloca en un medio hipertónico (de mayor presión osmótica), el efecto será de sentido

contrario, saliendo agua del protoplasma a la solución extracelular. Como resultado se

retrae la membrana del glóbulo rojo debido a la concentración del protoplasma, y por

eso los hematíes en estas condiciones aparecen al microscopio con su característico

aspecto estrellado. En un medio de igual presión osmótica que el protoplasma

(isotónico) el hematíe permanece inalterable. Estos hechos, de fácil observación, ponen

de manifiesto la importancia que tiene la constante osmótica del medio intersticial para

la integridad celular.

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Las propiedades coligativas de las soluciones acuosas, como hemos dicho, dependen

únicamente del número de partículas de soluto (concentración molal), mientras que el

efecto osmótico de estas soluciones al enfrentarse con el solvente, depende también de

la naturaleza de la membrana que los separa. Las células rodeadas por un líquido

hipertónico pierden agua cuando el soluto de éste líquido no es capaz de atravesar la

membrana En cambio, cuando el soluto puede atravesar la membrana no se produce

deshidratación sino, por el contrario, hidratación y aumento de volumen.

Relaciones entre las propiedades coligativas

El planteamiento de las ecuaciones que permiten calcular cada una de las propiedades

coligativas de una solución nos permite observar que conocido el valor de una de ellas,

es posible calcular el valor de todas las demás.

/0.018 1.86 0.52 22.4

c b oT TP P mRT

∆ ∆ Π∆ Π= = = = =

Un ejemplo importante es el del plasma sanguíneo normal, que tiene un descenso

crioscópico de 0.56 °C, lo cual corresponde a una concentración de solutos 0.3 molal,

una elevación ebulloscópica de 0.16 °C, un descenso relativo de la presión de vapor del

0.54 y una presión osmótica a 0 °C de 6.72 atmósferas.

La tonicidad de los líquidos biológicos se ha venido expresando por el valor de su

presión osmótica, pero esto daba origen a impresiciones, sobre todo si no se matizaba si

la presión osmótica era la teórica o realmente medida, y si el valor correspondía a 0 °C

o 37 °C. En la actualidad se prefiere expresar las propiedades coligativas de los líquidos

biológicos indicando simplemente la molalidad de la solución. Así, se dice que el

plasma sanguíneo humano normal es 300 milimolal.