Propiedades Coligativas: Presión Osmótica

La importancia de la presión osmótica en los sistemas vivos es evidente. Sin embargo, antes de hablar de ésta propiedad, es importante aclarar un par de conceptos y que el tema pueda ser bien entendido.

La difusión es el proceso mediante el cual las moléculas del soluto tienden a alcanzar una distribución homogénea en todo el espacio que pueden ocupar después 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.

En la imagen anterior queda ejemplificado cómo es este proceso de difusión. Las moléculas del colorante al estar en contacto con el medio acuoso comienzan a distribuirse por todo el disolvente hasta que queda una sustancia de color homogeneo.

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; sólo son impermeables a las dispersiones groseras

El siguiente concepto de iportancia para explicar el fenómeno de la presión oesmótica es la ósmosis. La ósmosis es la difusión de líquidos a través de membranas. Supongamos una disolución de NaCl separada del disolvente por una membrana semipermeable que permite el paso del agua pero no de la sal. El agua tiende a atravesar la membrana, pasando de la disolución más diluída a la más concentrada, o sea, en el sentido de igualar las concentraciones. Esta tendencia obedece al segundo principio de la termodinámica y se debe a la existencia de una diferencia en la presión de vapor entre las dos disoluciones. El equilibrio se alcanza cuando a los dos lados de la membrana se igualan las concentraciones, ya que el flujo neto de agua se detiene.

Con los conceptos anteriores, es posible entonces definir a la presión osmotica.

Se define la presión osmótica como la tendencia de una disolución separada del disolvente puro por una membrana semipermeable a diluirse. Un soluto ejerce presión osmótica al enfrentarse con el disolvente sólo cuando no es capaz de atravesar la membrana que los separa. La presión osmótica de una disolución equivale a la presión mecánica necesaria para evitar la entrada de agua cuando está separada del disolvente por una membrana semipermeable.

Para medir la presión osmótica se utiliza el osmómetro, que consiste en un recipiente cerrado en su parte inferior por una membrana semipermeable y con un émbolo en la parte superior. Si introducimos una disolución en el recipiente y lo sumergimos en agua destilada, el agua atraviesa la membrana semipermeable y ejerce una presión capaz de elevar el émbolo hasta una altura determinada. Sometiendo el émbolo a una presión mecánica adecuada se puede impedir que pase el agua hacia la disolución, y el valor de esta presión mecánica mide la presión osmótica.

Las leyes que regulan los valores de la presión osmótica para disoluciones muy diluídas, 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 y se expresan mediante la siguiente fórmula:

p= m R T

donde p 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.

Si comparamos la presión osmótica de dos disoluciones podemos definir tres tipos de disoluciones: 

disoluciones isotónicas son aquéllas que manifiestan la misma presión osmótica que la disolución de referencia 

disoluciones hipotónicas son aquéllas que manifiestan menor presión osmótica que la disolución de referencia 

disoluciones hipertónicas son aquéllas que manifiestan mayor presión osmótica que la disolución de referencia

La membrana del eritrocito puede considerarse como una membrana semipermeable, que permite el paso del agua, pero no de las sales. En un medio isotónico (de igual presión osmótica), el eritrocito permanece inalterable. Si el eritrocito se introduce en agua destilada o en un medio hipotónico el agua atravesará la membrana hacia el citoplasma, con lo que aumenta el volumen celular, distendiendo la membrana hasta que llega un punto en que ésta se rompe. Este fenómeno se conoce con el nombre de hemolisis. Si el eritrocito se pone en un medio hipertónico (de mayor presión osmótica), el agua sale del eritrocito hacia el exterior, con lo cual su volumen disminuye, y la membrana se retrae, de forma que ofrece al microscopio un aspecto estrellad.

Resulta, por tanto, vital para la célula mantener constante la presión osmótica del medio intersticial. Cuando la célula se encuentra en un medio donde la osmolaridad es distinta a la de su medio interno, tanto su funcionamiento como su propia integridad se encontrarán amenazados.

Propiedades coligativas: Descenso del Punto de Congelacion (Resumen de "Antifreeze glycoproteins from polar fish")

Me parece pertinente agregar en este punto del blog el resumen sobre un artículo que habla precisamente sobre el descenso de el punto de congelación de la sangre en algunos peces del Antartico gracias a la ayuda de ciertas glucoproteínas denominadas "anticongelamiento".

Las glucoproteinas anticongelamiento constituyen la mayor parte de las proteínas en el suero de los peces nototenoideos y bacalao del antartico. Las proteínas anticongelamiento tienen diferentes repeticiones de las secuencias "Ala-Ala-Thr" y variaciones menores del disacarido Beta-D-Galactosil-Alfa-N-Acetil-D-Galactosamina. Dichas proteínas con éstas repeticiones en su estructura permiten que los animales puedan sobrevivir en oceanos con aguas de temperaturas por debajo del punto de congelación normal del agua. Sin embargo, se sabe muy poco acerca del mecanismo de el mecanismo de inhibición de la formación de hielo por las Glicoproteínas Anticongelamiento, y no es posible explicar en su todalidad sus propiedades.
Muchos estudios espectroscopicos y de dinámicas moleculares muestran en gran medida que las Glucoproteínas anticongelamiento pierden su estructura en solución. Mientras que los estudios de la degradación estándar de los carbohidratos confirman la participación de muchos de los hidroxilos de los azucares para la actividad anticongelamiento aunque aún no queda bien establecida la importancia que estos tienen. Recientemente se ha tenido exito para sintetizar pequeñas Glucoproteínas Anticongelamiento, y esto puede ser de gran utilidad para encontrar una relación entre la estructura y la actividad de las mismas. Con estos estudios se pretende aclarar la importancia de los residuos de grupos funcionales de mayor importancia para estas actividades.
La tendencia de éstas proteínas para conservar sus propiedades aún a temperaturas por debajo del punto de congelación del agua ha captado la atención en la industria alimenticia. especialmente, la habilidad para modificar la taza de congelamiento y formación de cristales, y con esto la protección de las  membranas celulares, ha resultado en la identificación de un gran número de aplicaciones como aditivos para alimentos y para la criopreservación.

Propiedades Coligativas: Descenso del Punto de Congelación

La temperatura de congelación de las disoluciones es más baja que la temperatura de congelación del disolvente puro. La congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido. Llamando T_c al descenso crioscópico y m a la concentración molal del soluto, se cumple que

DT_c = K_c m

siendo K_c la constante crioscópica del disolvente. Para el agua, este valor es 1,86 ºC/mol/Kg. Esto significa que las disoluciones molales (m=1) de cualquier soluto en agua congelan a -1,86 º C.

En el diagrama de fases se muestra cómo es que en las soluciones la temperatura de congelación baja en relación con la temperatura de congelación de la sustancia pura.

Propiedades Coligativas: Presión de Vapor y Punto de Ebullición

La mayor parte de las propiedades de las soluciones dependen de su soluto, sin embargo hay 4 propiedades físicas que se afectan igualmente con todos los solutos no volátiles: la disminución de la presión de vapor [Pvap], la elevación del punto de ebullición, la disminución del punto de congelación y la presión osmótica. Las propiedades coligativas de las soluciones solo dependerán de la cantidad de partículas disueltas. 

Todos los sólidos y líquidos producen vapores consistentes en átomos o moléculas que se han evaporado de sus formas condensadas. Si la sustancia, sólida o líquida, ocupa una parte de un recipiente cerrado, las moléculas que escapan no se pueden difundir ilimitadamente sino que se acumulan en el espacio libre por encima de la superficie del sólido o el líquido, y se establece un equilibrio dinámico entre los átomos y las moléculas que escapan del líquido o sólido y las que vuelven a él. La presión correspondiente a este equilibrio es la presión de vapor y depende sólo dela naturaleza del líquido o el sólido y de la temperatura, pero no depende del volumen del vapor.

 

Cuando se prepara una solución con un solvente y un soluto no volátil (que se transformará en gas) y se mide su presión, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura), se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil.

A su vez, cuando se comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio.

La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil. 

Este efecto es el resultado de dos factores:

  1. la disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre

  2. la aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor

  

Cuanto más soluto añadimos, menor es la presión de vapor observada. La formulación matemática de este hecho viene expresada por la observación de Raoult (foto de la izquierda) de que el descenso relativo de la presión de vapor del disolvente en una disolución es proporcional a la fraccion molar del soluto

Si representamos por P la presión de vapor del disolvente, P' la presión de vapor de la disolución y X_s la fracción molar del soluto, la ley de Raoult se expresa del siguiente modo:

de donde se obtiene que :

con lo que:

Esta fórmula nos permite enunciar la ley de Raoult: la presión de vapor de la disolución es igual a la presión de vapor del disolvente por la fracción molar del disolvente en la disolución. Esta fórmula tiene validez para todas las disoluciones verdaderas.

Cuando se trabaja con disoluciones diluidas como las biológicas, cuya molalidad oscila entre 0 y 0,4, se puede utilizar una fórmula aproximada. Si por ejemplo, la molalidad m = 0,4 hay 0,4 moles de soluto en 1000 g de agua, o lo que es lo mismo, 0,4 moles de soluto por cada 55,5 moles de agua, ya que 1000 g de agua (peso molecular =18) son 55,5 moles:

Por otro lado, la fracción molar del soluto (X_s) es:

y por lo tanto,

De acuerdo con esta fórmula, el descenso relativo de la presión de vapor es proporcional a la molalidad, si la disolución es diluída.

La presión de vapor en los líquidos crece rápidamente al aumentar la temperatura; así, cuando la presión de vapor es igual a 1 atmósfera, el líquido se encuentra en su punto de ebullición ya que el vapor, al vencer la presión exterior, se puede formar en toda la masa del líquido y no sólo en su superficie.

Cuando un soluto no volátil se disuelve en un líquido disminuye la presión de vapor del disolvente, pues las moléculas de soluto, al ser de mayor volumen, se comportan como una barrera que impide el paso de las moléculas de disolvente al estado de vapor.

De acuerdo a lo anterior es como podemos encontrar la relación que existe entre la presión de vapor y el punto de ebullición: La temperatura de ebullición de un líquido es aquella a la cual su presión de vapor iguala a la presión atmosférica.

Cualquier disminución en la presión de vapor (como lo que se sucede al añadir un soluto no volátil) producirá un aumento en la temperatura de ebullición.

La elevación de la temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del soluto. Este aumento en la temperatura de ebullición es proporcional a la concentración molal del soluto.

En la siguiente entrada trataré a mayor profundidad el tema de Aumento del Punto de Ebullicion

Soluciones 2 (Fracción Molar)

Para relacionar ciertas propiedades físicas (como la presión de vapor) con la concentración de la disolución, es necesario tener una expresión de la concentración en la que todos los componentes de la mezcla estén exresados en moles. Esto puede lograrse con la fracción molar. La fracción molar expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de disolución (moles de soluto más moles de disolvente). Podemos calcular la fracción molar de una mezcla homogénea con las siguientes expresiónes:

Donde nste es el número de moles del solvente y nsto es el número de moles del soluto.

En otras palabras, podemos decir que la fracción molar es igual a la cantidad de un componente expresada en moles entre la suma de todos los componentes de la disolución expresada en moles. si lo vemos de esta manera, entonces la suma de las fracciones molares de todos los componentes de una disolución será siempre igual a uno.

Por ejemplo, una mezcla binaria de 6 moles de etanol y 4 moles de agua dará un total de 10 moles, la fracción molar del etanol es de 6/10 = 0,6; mientras que la fracción molar del agua es 4/10 = 0,4. Todas las fracciones molares de una disolución serán siempre menores que 1, y la suma de éstas dará como resultado 1. Ésto queda expresado en la siguiente fórmula:

A continuación un problema en el que podemos practicar algunos de los cálculos sobre la concentración de soluciones:

Una disolución acuosa de sulfato ferroso desecado se preparó añadiendo 41,50 g de FeSO₄ a la cantidad de agua necesaria para completar un volumen de 1000 ml de disolución, a 18°C. La densidad de la disolución es 1,0375, y el peso molecular del FeSO₄ es 151,9. Calcúlese: a) la molaridad, b) la molalidad, c) la fracción molar del FeSO₄, la del agua y el número de moles por ciento de los dos constituyentes, d)el tanto por ciento en peso del FeSO₄ 

a) Molaridad

b) Molalidad

Gramos de disolución = volumen x densidad;

1000 x 1,0375 =1037,5 g

Gramos de disolvente= gramos de disolución- gramos de

FeSO₄ = 1037,5 - 41,5 = 996,0 g

c) Fracción molar y número de moles por ciento

Fracción molar de agua,

Nótese que

X₁ + X₂= 0,9951 + 0,0049 = 1,0000

Número de moles por ciento de FeSO₄ = 0,0049 x 100 = 0,49%

Número de moles por ciento de agua = 0,9951 x 10,0=99,51%

d) Tanto por ciento en peso

Con lo anterior doy por terminado el tema de soluciones