POTENCIAL QUIMICO Y DE MEMBRANA

POTENCIAL QUIMICO

El potencial químico de un sistema termodinámico es el cambio de energía que experimentaría el sistema si fuera introducida en éste una partícula adicional, con la entropía y el volumen mantenidos constantes. Si un sistema contiene más de una especie de partículas, hay un potencial químico diferente asociado a cada especie, definido como el cambio en energía cuando el número de partículas de esa especie se incrementa en una unidad. El potencial químico es un parametro fundamental en termodinámica y se asocia a la cantidad de materia.

El potencial químico es particularmente importante cuando se estudian sistemas de partículas que reaccionan. Consideremos el caso más simple de dos especies, donde una partícula de la especie 1 puede transformarse en una partícula de la especie 2 y viceversa. Un ejemplo de un sistema de esta clase sería una mezcla supersaturada de agua líquida (especie 1) y vapor de agua (especie 2). Si el sistema está en equilibrio, los potenciales químicos de las dos especies deben ser iguales. De lo contrario, cualquier incremento en un potencial químico produciría emisión neta e irreversible de energía del sistema en forma de calor[1] cuando esa especie con el potencial incrementado se transformara en la otra especie, o una ganancia neta de energía (de nuevo en forma de calor) si tuviera lugar la transformación reversible. En las reacciones químicas, las condiciones de equilibrio son generalmente más complicadas ya que intervienen más de dos especies. En este caso, la relación entre los potenciales químicos en el equilibrio viene dada por la ley de acción de las masas.

Puesto que el potencial químico es una cantidad termodinámica, es definido independientemente del comportamiento micróscopico del sistema, es decir, de las propiedades de las partículas que lo constituyen. Sin embargo, algunos sistemas contienen importantes variables que son equivalentes al potencial químico. En los gases y líquidos de Fermi, el potencial químico en el cero absoluto de temperatura es equivalente a la energía de Fermi. En los sistemas electrónicos, el potencial químico está relacionado con el potencial eléctrico eficaz.

POTENCIAL DE MEMBRANA

Hay potenciales eléctricos en todas las membranas de todas las células del cuerpo; algunas células como las nerviosas y las musculares, son excitables, es decir capaces de auto generar impulsos electroquímicos en sus membranas. En mayor parte de los casos estos impulsos sirven para transmitir señales a lo largo de la membrana. En otros tipos de células, como las glandulares, macrófagos y células ciliadas, es probable que ocurran alteraciones de otro tipo en el potencial de la membrana y esos cambios desempeñan una función significativa en el control de muchas funciones celulares.

Cuando la concentración de potasio es muy alta dentro de la célula y muy baja fuera de ella a esto se le llama permeabilidad selectiva los iones de potasio pero a ningunos más. A causa del enorme gradiente de concentración entre el potasio interior y el exterior, los iones de potasio muestran fuerte tendencia a difundirse hacia fuera. Al difundirse se llevan consigo cargas positivas hacia el exterior generando un estado de electropositividad fuera de la membrana y de electronegatividad en el interior debido a los aniones negativos que no se difunden al exterior junto con el potasio. Esta nueva diferencia de potencial rechaza los iones positivos de potasio en dirección retrograda desde el exterior hacia el interior.

En 1 mseg poco más o menos, el cambio de potencial alcanza la suficiente intensidad para bloquear además la difusión neta de iones de potasio al exterior a pesar de elevado gradiente de concentración. En los troncos nerviosos del mamífero normal la diferencia de potencial que se requiere se aproxima a 94 milivoltios (mV) y en el interior de la membrana es negativo.

Cuando hay una concentración muy baja de iones de sodio fuera de la membrana y una concertación muy baja de sodio en el interior. Estos iones también tienen carga positiva y la membrana es muy permeable al sodio e impermeable a otros iones. La difusión de los iones de sodio hacia el interior genera un potencial de membrana ahora de polaridad opuesta; el lado externo es negativo y el lado interno es positivo. Una vez más los milisegundos el potencial de membrana se eleva lo suficiente para bloquear la difusión neta de iones de sodio hacia el interior; sin embargo, en esta ocasión el potencial de los troncos nerviosos de mamíferos se aproxima a 61mV y el interior de la fibra es positivo.

Esta es la diferencia de concentración de iones a través de una membrana con permeabilidad selectiva puede generar un potencial de membrana en condiciones apropiadas.

El siguiente video es un resumen del potencial de Membrana:

Fuente:

http://www.elergonomista.com/biologia/biofisica64.html

http://neurociencias.udea.edu.co/neurokids/potencial%20accion.htm

http://hosting.udlap.mx/profesores/miguela.mendez/alephzero/archivo/historico/az07/termest.html

Resumen: Histéresis térmica anticongelante no proteica que producen escarabajos tolerantes a la congelación en Alaska. Upis ceramboides.

La diferencia entre los puntos de fusión y de congelación de una solución es indicativa de la presencia de anticongelantes de gran masa molecular (por ejemplo, proteínas anticongelantes), Se han descrito en animales, plantas, bacterias y hongos. Los sabido previamente de la producción de histéresis térmica (TH) son proteínas.

Un análisis de cromatografía de aminoácidos, electroforesis en gel de poliacrilamida UV-Vis, y la espectroscopia de RMN se indica que los factores térmicos de histéresis (THF) contenidos producen descensos de 3,7 + 0,3 ° C con 5 mg / ml.

La composición y análisis estructural indicó que contienen un anticongelante: mannopyranosyl -Xylopyranose y un componente de los ácidos grasos.

Las proteínas anticongelantes y glicoproteínas (AF(G)Ps) fueron las primeras, identificadas en la sangre de los peces antárticos, que les permite a estos peces para evitar la congelación disminuyendo el punto de fusión coligativas de los líquidos corporales.

Las AF(G)s se adsorben a la superficie del hielo y evitan que el agua se una a la red cristalina, lo que impide la congelación de una solución en la presencia de hielo hasta que un nuevo punto de congelación, más bajo (histéresis), se alcanza.

La histéresis térmica (TH), se define como la diferencia entre los puntos de congelación, es de diagnóstico para detectar la presencia de anticongelantes de gran masa molecular.

Este trabajo ha puesto de manifiesto la existencia de cinco diferentes clases estructurales de AF(G)s de peces y ha demostrado algunas funciones inesperadas de estas proteínas. Además de la producción de TH, todos los AF(G)s parecen impedir la recristalización
de hielo, y ciertas AF(G)s de peces puede proteger las membranas célula de las lesiones inducidas a baja temperatura.

Los THF comprenden un núcleo Xylopyranose-manopiranosa y posiblemente un componente lípido.

Artículo Original:

Walters K.R., Seriani A.S., Sformo T., Barnes B.M & Duman J.G. 2009. A nonprotein thermal hysteresis-producing xylomannan antifreeze in the freeze-tolerant Alaskan beetle Upis ceramboides. PNAS vol. 106 no. 48. 20210–20215

Resumen: Glicoproteínas "Anticongelantes" de los peces polares

Las glicoproteínas anticongelantes (AFGPs) constituyen las principales fracciones de las proteínas en el suero sanguíneo de nototenoideos de la Antártida y el bacalao en el ártico. Cada AFGP consiste en un número variable de unidades de repetición de (Ala-Ala-Thr)n, con menores variaciones en la secuencia y el disacárido beta-D-galactosil.

Estos compuestos permiten a los peces sobrevivir en los océanos polares bajo cero, poco se sabe acerca del mecanismo de inhibición del crecimiento de hielo por las AFGPs  y no hay un modelo definitivo que explique sus propiedades. Aquí se resumen  las propiedades estructurales y físicas de las AFGPs .

La degradación de los hidratos de carbono estándar confirma el papel de parte de los hidroxilos del azúcar de la actividad anticongelante.

El reciente éxito en la síntesis de smallAFGPs utilizando métodos de solución  y química de fase sólida proporciona la oportunidad de realizar estudios clave que clarifiquen la importancia de losresiduos y los grupos funcionales necesarios para esta actividad.

Los estudios genéticos han demostrado que  las AFGPs en las dos regiones geográfica y filogenéticamente distintas como la  Antártida y el Ártico se han desarrollado de forma independiente, en un raro ejemplo de la evolución molecular convergente.

La capacidad de modificar el tipo y la forma de crecimiento de cristales y proteger membranas celulares durante las transiciones de fase de lípidos han resultó en la identificación de un número de aplicaciones potenciales de AFGPs como aditivos alimentarios y en la crioconservación y almacenamiento hipotérmica de células y tejidos.

Las  proteínas "Anticongelante" (AFP) y las glicoproteínas (AFGPs) han sido identificados en los fluidos corporales de muchas especies de peces polares.  Se han clasificado en cuatro clases dependiendo de sus estructuras tipo I, II, III y IV.

En contraste con muchos solutos, estos compuestos pueden bajar la temperatura cinéticamente y de manera no coligativa  y por lo tanto, producen histéresis térmica, es decir, una diferencia positiva entre el punto de fusión de equilibrio y el crecimiento del hielo. Esta característica permite a los peces sobrevivir en las aguas bajo cero en las temperaturas más frías.

Estas propiedades versátiles han atraído importantes intereses para sus posibles aplicaciones en la medicina y la industria donde se requiere de almacenamiento a baja temperatura y la cristalización hielo del es perjudicial. Las aplicaciones incluyen mejorar la protección de las plaquetas de sangre y órganos humanos a bajas temperatura, el aumento de la eficacia de la destrucción de los tumores malignos en la criocirugía y mejorar la textura de los alimentos congelados.

"Glicoproteína anticongelante" es un nombre colectivo que se ha utilizado ampliamente en la literatura para referirse a un grupo de al menos ocho glicoproteínas estructuralmente relacionadas.

Estas ocho distintas clases de glicopéptidos, que varían en relación a su masa molecular que va de 33.7 kDa (n = 50) a 2.6 kDa (n = 4). Además de estas variaciones en el tamaño de masa molecular, existen algunas diferencias de menor importancia en la composición de aminoácidos.

Las AFGPs se acumulan en ciertas caras de la interfaz hielo y agua, modificando el ritmo y la forma de crecimiento de cristales. Una propiedad característica de las AFP y AFGPs es la histéresis térmica, que viene determinado por la medición del la cinetica del punto de crecimiento del hielo.

Artículo Original:

Harding M.M, Anderberg P.I. & Haymet A.D.J. 2003. ‘Antifreeze’ glycoproteins from polar fish. Eur. J. Biochem. 270, 1381–1392

Resumen: Osmolitos orgánicos como citoprotectores compatibles, metabólicos y de contrarresto de la osmolaridad alta y otros problemas

Los osmolitos orgánicos son pequeños solutos utilizado por las células de numerosos organismos y tejidos para mantener el volumen celular. Estos solutos son aminoácidos y derivados, polioles y azúcares, metilaminas, compuestos metilsulfonados y urea. A excepción de la urea, a menudo son llamados "solutos compatibles", un término que indica la falta de efectos perturbadores sobre macromoléculas celulares.

Sin embargo, estas características no siempre pueden existir, por tres razones. En primer lugar, algunos de estos solutos pueden tener protección singular en funciones metabólicas. En segundo lugar, algunos de estos solutos estabilizan las macromoléculas y contrarrestan perturbaciones. En tercer lugar, la estabilización de solutos parece ser utilizada en la naturaleza sólo para contrarrestar perturbaciones de macromoléculas. Algunos de estos solutos tienen aplicaciones en la biotecnología, la agricultura y
medicina.

Protección

Cada vez es más claro que algunos osmolitos y solutos no son metabólicamente inertes, sino más bien intervienen en reacciones que pueden proteger las células de varias formas. La taurina es quizás la más estudiada. La taurina es relativamente alta en el corazón de los mamíferos y las células del cerebro, donde puede servir como osmolito importante en graves estados de deshidratación. Es esencial para el desarrollo neuronal de mamíferos.

Aunque no es claro cómo la taurina ejerce sus efectos en el desarrollo se dice que es citoprotector al actuar como un antioxidante, modulador de calcio, neuromodulador sináptico y estabilizador de la membrana al parecer la mayoría de estos efectos pueden
ser indirectos.

En algunos casos, los osmolitos pueden ser compatibles, es decir, no perturban las estructuras de proteínas, mientras que al mismo actúan como antioxidantes. Por ejemplo, se ha encontrado que muchos polioles cíclicos como el manitol, que son utilizados por muchas plantas para la retención de agua, también puede eliminar los radicales libres generados durante la sequía y el frío.

El equilibrio redox  y la protección de la hipoxia

El glicerol se ha demostrado que en gran medida que es compatible con la función de las proteínas, pero su síntesis también requiere el uso de NADH. Esto puede ser esencial para mantener el equilibrio redox celular (por la regeneración de NAD) durante el metabolismo anaeróbico, de hecho,levaduras mutantes incapaces de hacer el glicerol no sólo son altamente sensibles al estrés osmótico, también se acumulan excesivamente NADH y por lo tanto no puede crecer.

El glicerol puede también ayudar a reducir la producción de radicales de oxígeno. La acumulación de prolina como osmolito en plantas que sufren estrés hídrico también pueden ser básica para el mantenimiento de los estados redox. Recientemente, altos niveles celulares de la trehalosa en las moscas de la fruta y en células transfectadas de mamíferos se ha encontrado que confieren una mayor resistencia a la hipoxia.

Muchos hidratos de carbono pequeños han sido seleccionados como anticongelantes coligativos. Además, ciertos ácidos aminoácidos como la prolina también se acumulan en algunos animales que son tolerantes a las heladas. También constituyen una fuente de energía listos para usarse después de la congelación. Un segundo grupo de crio-protectores pueden tener la función de estabilización que otros solutos no. En particular, la prolina y la trehalosa parece que se unen a la cabeza de los grupos fosfolípidos de la membrana, en efecto sustitución de las moléculas de agua. Por lo tanto, pueden estabilizar las membranas durante la contracción de la célula.

Aplicaciones prácticas de los osmolitos

Como se ha examinado, las propiedades de osmolitos son cada vez más útiles en biología molecular, la agricultura y la biotecnología. Por ejemplo, Welch y sus colegas han sugerido que los osmolitos de estabilización podría rescatar a las proteínas mal plegadas en las enfermedades humanas. También puede evitar un mal plegamiento de priones. Los cultivos también se están diseñado para acumular una gran variedad de los llamados solutos compatibles a condiciones de estrés. Algunos de estos solutos, especialmente la taurina y, a veces inositol y glicina-betaína, son los ingredientes principales de una serie de bebidas energéticas, sin embargo, se recomienda precaución en todos estos usos.  Ya que muchos de estos solutos son únicos en reacciones metabólicas con lo que podrían causar interferencias en las reacciones o agregados de proteínas si se utiliza cuando sus propiedades no osmóticas no son necesarias.

Aún queda mucho por aprender acerca de la evolución de los siatemas de osmolitos. Las interacciones del agua-soluto en proteínas aún no se entienden completamente. Las funciones de protección no osmótica de osmolitos han sido bien documentadas en algunos casos, pero en otros sólo son especulativas o no se conocen.

En conclusión, una variedad de tipos de estrés (oxidativo, perturbación proteica, etc) pueden ocurrir con la escasez de agua, y muchos osmolitos probablemente tiene propiedades únicas que protegen a las células de estos trastornos, ya sea a través de reacciones metabólicas como antioxidante o estabilización de macromoléculas a través de la relación agua-soluto o interacciones soluto-macromolécula. La comprensión de estas propiedades son de gran ayuda en la aclaración adaptaciones bioquímicas básicas.

Artículo Original:

Yancey P.H. 2005. Organic osmolytes as compatible, metabolic and counteracting cytoprotectants in high osmolarity and other stresses. The Journal of Experimental Biology 208, 2819-2830

Problemas de Propiedades Coligativas

PROBLEMAS PROPIEDADES COLIGATIVAS

1
PRESIÓN DE VAPOR DE UNA DISOLUCIÓN DE COMPONENTES VOLÁTILES
A 40/C, la presión de vapor del heptano puro es de 92.0 torr y la presión de vapor del octano puro es de 31.0 torr. Considera una disolución que contiene 1.00 mol de heptano y 4.00 moles de octano. Calcula la presión de vapor de cada componente y la presión de vapor total sobre la disolución.

Planteamiento
Primero calculamos la fracción molar de cada componente en la disolución líquida. Después aplicamos la Ley de Raoult a cada uno de los componentes volátiles. La presión de vapor total es la suma de las presiones de vapor de los componentes.

Solución
Primero calculamos la fracción molar de cada componente en la disolución líquida.

XA = X heptano = 1 mol heptano/(1 mol hepatano) + (4 mol octano)= 0.2

XB = X octano = 1-Xheptano =0.8

Aplicando la Ley de Raoult para los componentes volátiles en la solución:

P heptano = X heptano Pºheptano = (0.2) (92.0 torr) = 18.4 torr

P octano = X octano Pºoctano = (0.8)(31.0 torr) = 24.8 torr

Aplicando la Ley de Dalton para los componentes volátiles sobre la solución:

Ptotal = P heptano + P octano
Ptotal = (18.4 + 24.8) torr = 43.2 torr

2
COMPOSICIÓN DEL VAPOR
Calcula las fracciones molares de heptano y de octano en el vapor que están en equilibrio con la disolución en el ejemplo anterior.

Planteamiento
La fracción molar de un componente en una mezcla gaseosa es igual a la relación entre su presión parcial y la presión total. En el ejemplo anterior calculamos la presión parcial de cada componente en el vapor y el de la presión de vapor total.

Solución :
Usando la Ley de Dalton , en el vapor

X heptano = P heptano/ P total = 18.4 torr/43.2torr = 0.426
X octano = P octano/ P total = 24.8 torr/43.2 torr = 0.574

3
MASA MOLAR A PARTIR DE UNA PROPIEDAD COLIGATIVA
Una muestra de 1.20 gramos de un compuesto covalente desconocido se disuelve en 50.0
gramos de benceno. La disolución se congela a 4.92/C. Calcule la masa molar del compuesto.

Planteamiento
Para calcular la masa molar de un compuesto desconocido, hallamos el número de moles
representados por 1.20 gramos del compuesto desconocido. Usamos primero los datos de punto de congelación para determinar la molalidad de la disolución. La molalidad relaciona el número de moles de soluto y la masa de disolvente (conocida), de modo que esto nos permite calcular el número de moles del desconocido.

Solución
El punto de congelación del benceno puro es de 5.48/C y Kf vale 5.12/C/m.

Delta de temperatura de formación = 5.48/C - 4.92/C = 0.56/C
m = molal M = masa molar
m = delta de temperatura de formación/ kf = (0.56 ºC)/(512 ºC/m) = 0.11 m

M soluto = g soluto/ (m) (kg disolvente)
M soluto = 120 g / (0.11 m) (0.50 kg)
M soluto = 218 g/mol


4
Determinación de una fórmula molecular a partir de datos de puntos de congelación.

La nicotina, extraída a partir de las hojas de tabaco, es un líquido completamente miscible con agua a temperaturas inferiores a 60/C (a) ¿cuál es la molalidad de la disolución acuosa si comienza a congelarse a 0.450/C, (b) si la disolución se obtiene disolviendo 1.921 g de nicotina en 48.92 g de H2O, ¿cuál debe ser la masa molar de la nicotina? © los productos de la combustión indican que la nicotina contiene 74.03 por ciento de C; 8.70 por ciento de H; 17.27 por ciento de N, por masa. ¿Cuál es la fórmula molecular de la nicotina?

Solución:
a) Se puede calcular la molalidad de la nicotina. Observe que Tf = -0.450/ C y que
deltaTf = 0.00/C - [-(0.45/C) = 0.45/C]

m = (DeltaTf/ Kf)= ((0.450 ºC)/(186 ºC/m)) = 0.242 m

b) Ahora puede utilizarse la definición de molalidad, pero con una molalidad conocida
(0.242m) y una masa molar del soluto desconocida (M). El número de moles de soluto es
simplemente 1.921 g/M.

molalidad = (1.921 g/mol ) /(0.04892 Kg agua ) = 0.242 mol/Kg agua

M = 1.921 g /(0.04892 Kg )(0.242 mol / Kg)= 162 g / mol

c) Determine la fórmula empírica. El resultado que debe obtener es C5H7N. La masa de la fórmula empírica es de 82 u. La masa es exactamente dos veces este valor, 162 u.La
fórmula molecular es dos veces C5H7N , es decir C10H14N2. Puede determinar M (la masa
molar exacta utilizando una tabla de pesos atómicos).

5
Determinación de la masa molar a partir de medidas de presión osmótica

Se prepara una muestra de 50.00 mL de una solución acuosa que contiene 1.08 g de una
proteína del plasma sanguíneo, seroalbúmina humana. La disolución tiene una presión
osmótica de 5.85 mmHg a 298 K. ¿Cuál es la masa molar de la albúmina?

Solución
Primero es necesario expresar la presión osmótica en atmósferas

P = (5.85 mmHg) (1 atm/760 mmHg) = 7.70x10-3

Ahora se puede despejar la ecuación, esto es con el número de moles de soluto (n)
representado por la masa del soluto (m) dividida por la masa molar (M) y se obtiene M.
P = (m/M)RT / V y M = mRT/ PV
M = (1.08g) (0.082 atm/molK) /298K) / (7.70x10-3 atm) ((0.0500L) = 6.86x104 g/mol

FUENTE:
http://www1.uprh.edu/quimgen/4-Propied-Coliga.pdf

PROPIEDADES COLIGATIVAS

INTRODUCCIÓN

Los líquidos tienen propiedades físicas características como: densidad, ebullición, congelación y evaporación, viscosidad, capacidad de conducir corriente, etc. Para estas propiedades cada líquido presenta valores característicos constantes.

Muchas de las propiedades importantes de las disoluciones dependen del número de partículas de soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. Estas propiedades se denominan propiedades coligativas porque tienen un mismo origen; esto es, todas ellas dependen del número de partículas sean átomos, moléculas o iones.

Propiedades de las soluciones	Propiedades constitutivas: aquellas que dependan de la naturaleza de las partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc.
	Propiedades coligativas: dependen del número de partículas disueltas en una cantidad fija de disolvente y no de la naturaleza de estas partículas. Ej. Descenso de la presión de vapor, aumento del punto de ebullición, disminución del punto de congelación, presión osmótica.

Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos.

Son función sólo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente.

Utilidades de las propiedades coligativas:

a.     separar los componentes de una solución por destilación fraccionada

b.    formular y crear mezclas frigoríficas 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 regadíos de vegetales

PRESIÓN DE VAPOR

Evaporación es la tendencia de las partículas de la superficie del líquido, a salir de la fase liquida en forma de vapor. Es importante saber que no todas las partículas de liquido tienen la misma energía cinética (no todas se mueven a la misma velocidad). Las partículas con mayor energía en la superficie pueden escaparse a la fase gaseosa. Las moléculas 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.

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

DISMINUCION DE LA PRESIÓN DE VAPOR

Si un soluto es no volátil la presión de vapor de su disolución es menor que la del disolvente puro. Así que la relación entre la presión de vapor y presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución. Cuanto más soluto añadimos, menor es la presión de vapor observada. La formulación matemática de este hecho viene expresada por la observación de Raoult de que el descenso relativo de la presión de vapor del disolvente en una disolución es proporcional a la fracción molar del soluto.

Las diferencias entre las presiones de vapor se cuantifican según las siguientes relaciones:

P₁ = X₁P°₁

P₁ = (1 – X₂) P°₁

P°₁ – P₁ = ΔP = X₂ P°₁

Ejemplo. 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 Presión total?

Respuesta: La fracción molar de benceno y Tolueno serán:

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

Las presiones parciales serán:

P benceno = 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.

ELEVACION DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

El punto de ebullición de una sustancia es la temperatura a la cual su presión de vapor iguala a la presión atmosférica externa.

¿Cómo difieren los puntos de ebullición y de congelación de una solución hídrica de los del agua pura? La adición de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de la solución. Como se puede ver en una curva de presión de vapor de una solución. Cambiará hacia abajo relativo a la curva de presión de vapor del agua líquida pura; a cualquier temperatura dada, la presión de vapor de la solución es más baja que la del agua pura líquida. Teniendo en cuenta que el punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a 1 atm., al punto de ebullición normal del agua líquida, la presión de vapor de la solución será menor de 1 atm. Por consiguiente se necesitará una temperatura más alta para alcanzar una presión de vapor de 1 atm. Así el punto de ebullición es mayor que el del agua líquida.

Para incrementar el punto de ebullición relativo al del solvente puro, T, es directamente proporcional al número de partículas del soluto por mol de moléculas de solvente. Dado que la molalidad expresa el número de moles de soluto por 1000 g de solvente, lo cual representa un número fijo de moles del solvente. Así T es proporcional a la molalidad.

                                                                 ΔT_b = K_b m

Kb = constante de elevación del punto de ebullición normal, solo depende del solvente. Para el agua es 0.52 °C / m, por consiguiente una solución acuosa 1 m de sacarosa o cualquier otra solución acuosa que sea 1 m de partículas de soluto no volátil ebullirá a una temperatura 0.52 °C más alta que el agua pura.

Ejemplo. ¿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

REDUCCION EN EL PUNTO DE CONGELACIÓN

La presión de vapor más baja de una solución con relación al agua pura, también afecta el punto de congelamiento de la solución, esto se explica porque cuando una solución se congela, los cristales del solvente puro generalmente se separan; las moléculas de soluto normalmente no son solubles en la fase sólida del solvente. Por ejemplo cuando soluciones acuosas se congelan parcialmente, el sólido que se separa casí siempre es hielo puro, como resultado la parte del diagrama de fase en la figura anterior que representa la presión de vapor del sólido es la misma que para el agua líquida pura. En esta misma figura puede verse que el punto triple de la solución a una temperatura menor que el del agua pura líquida debido a que la presión de vapor más baja de la solución comparada con la del agua líquida pura.

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, también 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.

Ejemplo. 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 disolución:

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

PRESION OSMÓTICA Y OSMOSIS

Ciertos materiales, incluyendo muchas membranas de los sistemas biológicos y sustancias sintéticas como el celofán son semipermeables. Cuando se ponen en contacto con una solución, ellas permiten el paso de algunas moléculas pero no de otras. Generalmente permiten el paso de las moléculas pequeñas de solvente como el agua pero bloquean el paso de solutos más grandes o iones. El carácter semipermeable, se debe a la red de poros diminutos de la membrana.

La presión osmótica es la propiedad coligativa más importante por sus aplicaciones biológicas, pero antes de entrar de lleno en el estudio de esta propiedad es necesario revisar los conceptos de difusión y de ósmosis.

Difusión es el proceso mediante el cual las moléculas del soluto tienen a alcanzar una distribución homogénea en todo el espacio que les es accesible, lo que se alcanza al cabo de cierto tiempo.

En Biología es especialmente importante el fenómeno de difusión a través de membranas, ya que la presencia de las membranas biológicas condiciona el paso de disolvente y solutos en las estructuras celulares.

La presencia de una membrana separando dos medios diferentes impone ciertas restricciones al proceso de difusión de solutos, que dependerán fundamentalmente de la relación entre el diámetro de los poros de la membrana y el tamaño de las partículas disueltas. Las membranas se clasifican en cuatro grupos:

• Impermeables: no son atravesadas ni por solutos ni por el disolvente
• Semipermeables: no permiten el paso de solutos verdaderos, pero sí del agua
• Dialíticas: son permeables al agua y solutos verdaderos, pero no a los solutos coloidales
• Permeables: permiten el paso del disolvente y de solutos coloidales y verdaderos

Las leyes que regulan los valores de la presión osmótica para disoluciones muy diluidas (como las que se manejan en Biología) son análogas a las leyes de los gases. Se conocen con el nombre de su descubridor Jacobus H. Van t'Hoff, premio Nobel de Química en 1901, y se expresan mediante la siguiente fórmula:

                                                   π= m R T

donde π  representa la presión osmótica, m es la molalidad de la disolución, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta.

Y esta ecuación es derivada de la Ley general de los gases.

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

Respuesta: M = π/RT, reemplazando, M=7,7 atm /0,082L atm/°Kmol x 298°K

M = 0,31 M o 5,3%

Fuentes:

Castellan GW. (1998). Fisicoquímica. Segunda Edición. Pearson, Addison Wesley editores. México. 297-313.

http://www.ehu.es/biomoleculas/agua/coligativas.htm

http://quimica2medio.blogspot.com/p/propiedades-coligativas.html

http://labquimica.wordpress.com/2007/08/26/los-fundamentos-las-propiedades-coligativas/

Problemas de Concentracion de Soluciones

MOLARIDAD

Ejemplo:

Calcule la molaridad de una solución que contiene 32g de cloruro de sodio en 0.75L de solución. 

Solución:

Primero se debe calcular el número de moles de soluto, dividiendo los gramos de soluto por la masa molar del soluto.

Moles Soluto = gramos soluto / masa molar soluto

Moles NaCl   =  32g NaCl   / 58.4g NaCl = 0.55 mol NaCl

Ahora, sustituyendo la fórmula M = mol soluto / L solución:

M NaCl = 0.55 mol NaCl / 0.75 L solución = 0.73 M

 

La concentración de la solución de cloruro de sodio es 0.73 M.

MOLALIDAD

Ejemplo­:

Calcule la concentración molal de una solución que contiene 32g de cloruro de sodio en 10. kilogramos de solvente.

Solución:

En el ejemplo anterior se calculo que 32g de NaCl equivale a 0.55 moles de soluto.  Sustituimos la ecuación para molalidad, así:

m = 0.55 mol NaCl / 10. kg solvente = 0.055 m

La concentración de la solución de NaCl es de 0.055 m.

NORMALIDAD

Ejemplo:

Calcule la concentración normal de una solución que contiene 3.75 moles de ácido sulfúrico por litro de solución.

 Solución:

Como cada mol de ácido sulfúrico es capaz de donar dos moles de protones o iones hidrógeno, un mol de ácido es igual a 2 equivalentes de soluto.  Puesto que hay 3.75 moles de soluto en la solución, hay 3.72 x 2 ó 7.50 equivalentes de soluto.  Como el volumen de solución es de 1 L, la normalidad de la solución es 7.50 N.

Fuente:

http://www.amschool.edu.sv/Paes/science/concentracion.htm