[PORTADA]


TIPOS DE DISOLUCIONES EN FUNCIÓN DEL TAMAÑO DEL SOLUTO

La inmensa mayoría de las reacciones bioquímicas se desarrollan en el seno del agua y obedecen las leyes físico-químicas de las disoluciones acuosas. Las disoluciones constituyen un caso particular de las dispersiones. Se define una dispersión como la interposición mecánica de las partículas de una sustancia en el seno de otra. En toda dispersión se suele distinguir

  • una fase dispersante continua y, en general, la más abundante
  • una o varias fases dispersas, discontinuas y más escasas

Según el tamaño de las partículas dispersas, las dispersiones se dividen en (Ver tabla):

El tamaño del soluto afecta directamente a otros tres parámetros:

  • La visibilidad (el soluto se puede observar a simple vista, con un microscopio óptico, con un ultramiscroscopio o con un microscopio electrónico)
  • La estabilidad en disolución (el soluto precipita por gravedad, centrifugando a baja velocidad ocentrifugando a gran velocidad)
  • La difusión a través de membranas de distinto tamaño de poro (el soluto puede atravesar una membrana permeable, dialítica o semipermeable)

En la siguiente tabla se describen las características de cada tipo de disolución:

TIPOS DE DISOLUCIONES SEGÚN EL TAMAÑO DEL SOLUTO
Tipos
tamaño del soluto (Å)
Visibilidad
Estabilidad
Difusión a través de membranas
   
a simple vista
microscopio óptico
ultra microscopio
microscopio electrónico
gravedad
centrífuga
ultra centrífuga
permeable
dialítica
semi permeable
0 - 10
-
-
-
+ / -
+
+
+
+
+
-
10-1000
-
-
+
+
+
+
-
+
-
-
> 1000
-
+
+
+
-
-
-
-
-
-

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

DISPERSIONES GROSERAS


Las dispersiones groseras se componen de partículas con un diámetro de más de 1000 Å.

Son partículas invisibles a simple vista, pero visibles al microscopio óptico, y son las responsables de la turbidez u opacidad a la dispersión.

Estas dispersiones sedimentan espontáneamente y la velocidad de sedimentación puede acelerarse por centrifugación.

Por su considerable tamaño, las partículas groseras no atraviesan membranas permeables, dialíticas o semipermeables.

Sirven como ejemplos los glóbulos rojos de la sangre (Figura superior), las gotas de grasa en la leche o las partículas de arcilla en agua de río.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

DISOLUCIONES COLOIDALES


Las disoluciones coloidales están formadas por partículas de diámetro comprendido entre 10 y 1000 Å (Figura de la derecha).

Son partículas invisibles a simple vista o con microscopio óptico.

Son estables a la gravedad y sólo sedimentan mediante centrifugación a altas velocidades (ultracentrifugación).

Las partículas coloidales atraviesan membranas permeables (papel de filtro, filtro de arcilla), pero son retenidas por membranas dialíticas (celofán, colodión).

Un ejemplo son las proteínas de la leche.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

DISOLUCIONES VERDADERAS


En las disoluciones verdaderas el diámetro de la partícula dispersa es menor de 10 Å.

No son visibles al microscopio óptico, y están en el límite de resolución del microscopio electrónico.

Son estables a la gravedad y a la centrifugación. Mediante la ultracentrifugación a altas velocidades se pueden conseguir separaciones parciales.

Estas partículas atraviesan las membranas permeables y dialíticas, pero no las semipermeables (pergamino, membranas biológicas).

Un ejemplo es la disolución de sales, azúcares o aminoácidos en la sangre o en la leche. Pincha en el icono "Actualizar" del navegador y observa la figura.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

TIPOS DE DISOLUCIONES EN FUNCIÓN DE LA CAPACIDAD DE ASOCIACIÓN O DISOCIACIÓN DEL SOLUTO


A veces se forman asociaciones moleculares y el número real de partículas dispersas puede resultar menor que el de moléculas teóricas. En estos casos, las propiedades coligativas observadas arrojan concentraciones menores que las teóricamente predecibles.

Otras sustancias, al disolverse en agua, se disocian originando un número de partículas mayor que el número de moléculas teóricas. Como cada molécula se disocia en varias partículas, en general iones, las propiedades coligativas detectan una concentración de soluto aparentemente mayor que la previsible.

Por estos motivos es frecuente que en Medicina se utilice el concepto de osmolalidad. Un osmol es un mol de partículas, es decir, la cantidad de partículas que produce los mismos efectos osmóticos que un mol no disociado. Así, en las disoluciones moleculares habrá tantos osmoles como moles, y en los electrolitos fuertes la osmolalidad será igual a la molalidad multiplicada por n.

La Tabla siguiente describe los distintos tipos de disoluciones que podemos encontrar en función de la asociación o disociación del soluto.

TIPOS DE DISOLUCIONES SEGÚN EL GRADO DE ASOCIACIÓN - DISOCIACIÓN DEL SOLUTO
Tipos
Comportamiento en disolución
Ejemplos
Azúcares, alcoholes, urea
ácido acético concentrado, metanal
sales, ácidos fuertes, bases fuertes
ácidos orgánicos, amoniaco, aminas
molalidad (m)
m = 5
m = 5
m = 5
m = 5
grado de asociación o disociación (a)
a = 0 (0%)
a = 0,4 (40%)
a = 1 (100%)
a = 0,4 (40%)
coeficiente de van t´Hoff (i)
i = 1
i = 1-(a/2) = 0,8
i = n = 2
i = 1 + a = 1,4
osmolalidad (im)
im = 5
im = 4
im = 10
im = 7

Así, sabiendo qué tipo de soluto está presente en la disolución es posible utilizar la fórmula que relaciona las propiedades coligativas incluyendo el coeficiente de Van t´Hoff (i):

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

DISOLUCIONES MOLECULARES


Muchas sustancias químicas, al disolverse en agua se resuelven en tantas partículas como moléculas las integran (Figura de la derecha). Se dice que estas sustancias forman disoluciones moleculares y obedecen con cierto rigor las leyes de las propiedades coligativas, de forma que se cumple la expresión:

Sirven como ejemplo la mayoría de las sustancias orgánicas: alcoholes, aldehídos, cetonas, éteres, ésteres, amidas, aminoácidos neutros, azúcares, péptidos, etc.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ASOCIACIONES MOLECULARES


A veces se forman asociaciones moleculares y el número real de partículas dispersas puede resultar menor que el de moléculas teóricas. En estos casos, las propiedades coligativas observadas arrojan concentraciones menores que las teóricamente predecibles.

Las leyes de las propiedades coligativas siguen siendo válidas siempre que la molalidad se multiplique por un factor corrector: el coeficiente de Van t´Hoff (i). Cuando hay asociación molecular:

i = 1 - (a/2),

siendo a el grado de asociación (la fracción de moléculas asociadas). Así, la relación entre las propiedades coligativas es la siguiente:

Ejemplos de asociaciones moleculares son el ácido acético concentrado (Figura superior) y el metanal disuelto en agua.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

DISOLUCIONES TOTALMENTE DISOCIADAS


Otras sustancias, al disolverse en agua, se disocian originando un número de partículas mayor que el número de moléculas teóricas. Como cada molécula se disocia en varias partículas, en general iones, las propiedades coligativas detectan una concentración de soluto aparentemente mayor que la previsible. El caso más importante lo constituyen las sustancias electrolíticas. Electrolitos son sustancias no metálicas que conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa o fundidas. Son electrolitos las sales, los ácidos y las bases. Así, mientras que una disolución uno molal de urea congelará a -1,86 º C, una disolución molal de NaCl congelará a -3,72 º C.

Las leyes de las propiedades coligativas siguen siendo válidas siempre que la molalidad se multiplique por un factor corrector: el coeficiente de Van t´Hoff (i).

Este coeficiente informa del número de partículas en que se ha disociado la molécula de soluto. Si la disociación es completa, el electrolito se considera fuerte, y el coeficiente i es prácticamente igual a n, el número de iones en que se disocia cada molécula.

Son electrolitos fuertes la mayoría de las sales, los ácidos fuertes y las bases fuertes. Así, en el caso del NaCl n= 2, para el H2SO4 n= 3 y para el Ba(OH)2 n= 3. Por tanto, al estudiar las propiedades coligativas de los electrolitos fuertes se sustituye el valor de m por im o nm:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

DISOLUCIONES PARCIALMENTE DISOCIADAS


En los electrolitos débiles la disociación es parcial y se comportan de forma intermedia entre los solutos moleculares y los electrolitos fuertes. Por lo tanto, en una disolución de electrolitos débiles se encuentran además de los iones libres moléculas neutras sin disociar.

En las disoluciones de ácido acético, por ejemplo, se establece un equilibrio entre moléculas sin disociar, iones acetato y protones:

Se llama grado de disociación (a) a la fracción de mol disociada. El equilibrio que se establece se rige por la ley de acción de masas (LAM). Si los iones formados que figuran en el segundo miembro del equilibrio se ponen en el numerador, la constante de equilibrio se llama constante de disociación del electrolito. En el caso del acético (AcH) esta constante sería:

Llamando a al grado de disociación y c a la concentración molar, en el equilibrio tendríamos las siguientes concentraciones por litro:

con lo que la constante de disociación queda:

Las leyes de propiedades coligativas de los electrolitos débiles también requieren la corrección del factor de Van t´Hoff, siendo i = 1 + a:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN


FORMAS MÁS USUALES DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN
Nombre
Símbolo
Soluto
Disolvente
Disolución
% en peso
%
nº de gramos
-
100 g
g/100 ml
-
nº de gramos
-
100 ml
volumen/volumen
v/v
nº de ml
nº de ml
-
Fracción molar del soluto
Xs
nº de moles
-
1 mol
Fracción molar del disolvente
Xd
-
nº de moles
1 mol
Molalidad
m
nº de moles
1 Kg
-
Osmolalidad
im
nº de osmoles
1 Kg
-
Molaridad
c(M)
nº de moles
-
1 litro
Normalidad
N
nº de equivalentes
-
1 litro

ENLACES

Formas de expresar la concentración

Formas de expresar la concentración de una disolución (en inglés)

Concentration (wikipedia) Concentración (wikipedia, en español)

Expressing Concentration of Solutions