Soluciones y Concentraciones

 

1.1  Soluciones electrolíticas y no electrolíticas

Cuando una sustancia se disuelve en agua, no todas se comportan de la misma manera. Algunas sustancias se separan en iones, mientras que otras permanecen como moléculas neutras. Esta diferencia es la que determina si una solución será electrolítica o no electrolítica.

En una solución electrolítica, las partículas presentes son iones con carga eléctrica positiva y negativa. Estos iones son los responsables de la conducción de la corriente eléctrica. A diferencia de los metales, donde la corriente se transporta por electrones, en las soluciones la electricidad se transporta por el movimiento de iones. Por ejemplo:

NaCl(s) → Na⁺(ac) + Cl⁻(ac)

El agua, por ser una molécula polar, estabiliza estos iones mediante el proceso de hidratación, permitiendo que permanezcan libres y móviles (Figura 1). Cuantos más iones haya y mayor sea su movilidad, mayor será la conductividad de la solución.

Figura 1. Proceso de hidratación de los iones Na⁺ y Cl^-.

Características:

• Alta conductividad eléctrica.
• La mayoría de las sales solubles.
• Ácidos fuertes (HCl, HNO₃, H₂SO₄).
• Bases fuertes (NaOH, KOH).

En el caso de los electrolitos débiles, la disociación no es completa. Solo una pequeña fracción de las moléculas se ioniza, estableciéndose un equilibrio dinámico:

CH₃COOH(ac) ⇌ H⁺(ac) + CH₃COO⁻(ac)

Esto explica por qué estas soluciones conducen electricidad, pero de manera limitada.

Las soluciones no electrolíticas, como la glucosa o el etanol, se disuelven en agua sin formar iones:

C₆H₁₂O₆(s) → C₆H₁₂O₆(ac)

Aunque estén totalmente disueltas, no conducen electricidad porque no hay partículas cargadas.

Esto nos lleva a una conclusión fundamental: Disolver no es lo mismo que ionizar.

1.2 Solubilidad

La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una temperatura y presión determinadas, formando una solución saturada.

Tipos de soluciones según la solubilidad:

• Insaturada: puede disolver más soluto.
• Saturada: está en equilibrio, ya no disuelve más.
• Sobresaturada: contiene más soluto del permitido, es inestable.

Equilibrio de solubilidad:

Factores que afectan la solubilidad:

1. Naturaleza química
   “Lo semejante disuelve a lo semejante”:

• Sustancias polares → solventes polares.
• Sustancias apolares → solventes apolares.

2. Temperatura

• Para sólidos: normalmente aumenta la solubilidad al aumentar la temperatura.
• Para gases: disminuye la solubilidad al aumentar la temperatura.

3. Presión (solo importante en gases):

Ley de Henry.

Ejemplo biológico:

• Menor oxígeno disuelto en agua caliente → peces sufren.

1.3 Ósmosis y diálisis

La ósmosis es el movimiento espontáneo del solvente a través de una membrana semipermeable desde una solución menos concentrada hacia una más concentrada. Este proceso es vital para la vida celular y se describe cuantitativamente por la ecuación de Van’t Hoff:

Donde

• π = Presión osmótica. Presión que habría que aplicar sobre la solución más concentrada para detener el flujo de solvente a través de la membrana semipermeable.

No es una presión “teórica”; es una presión real, medible, que refleja cuán fuerte es la tendencia del agua a entrar en una solución.

Mientras mayor sea π:

• Mayor será la fuerza con la que el solvente quiere entrar.
• Mayor será el efecto osmótico.

• M = Molaridad de la solución. Es la concentración del soluto:

Cuanto mayor sea la concentración:

• Mayor será la presión osmótica.
• Más fuerte será la tendencia a atraer solvente.

Esto explica por qué:

• Las soluciones concentradas “chupan” agua con más fuerza.

• R = Constante de los gases.

• T = Temperatura absoluta. Se mide en Kelvin (K):

Cuanto mayor sea la temperatura:

• Mayor es la energía cinética de las moléculas.
• Mayor es la presión osmótica.

En conjunto, la ecuación significa:

La presión osmótica aumenta cuando:

• Aumenta la concentración del soluto.
• Aumenta la temperatura.

Y disminuye cuando:

• La solución es más diluida.
• La temperatura es menor.

En resumen, podemos decir que: π es como una “fuerza de succión” del agua, M dice cuántas partículas hay tirando del agua y T dice qué tan energéticamente se mueven esas partículas.

Por eso la ósmosis no es solo un fenómeno biológico, sino una consecuencia directa de las leyes físicas que gobiernan las soluciones.

Tipos de medios:

Medio	Comparación	Efecto en la célula
Hipotónico	Menos concentrado	La célula se hincha
Isotónico	Igual concentración	No hay cambio
Hipertónico	Más concentrado	La célula se encoge

 

Ejemplo

• Suero fisiológico: 0.9 % NaCl → isotónico con la sangre.

La vida celular depende del equilibrio osmótico.

La diálisis, por su parte, es una técnica de separación basada en el tamaño de las partículas. Las moléculas pequeñas atraviesan la membrana, mientras que las grandes quedan retenidas. Es un proceso tecnológico basado en principios de difusión.

No es un fenómeno espontáneo como la ósmosis, sino una técnica de separación.

Aplicaciones:

• Hemodiálisis.
• Purificación de proteínas.
• Eliminación de sales pequeñas de macromoléculas.

Comparación entre la ósmosis y la diálisis

Ósmosis	Diálisis
Se mueve el solvente	Se mueven solutos pequeños
Fenómeno natural	Técnica de separación
Equilibrio osmótico	Purificación

 

1.4 Preparación de soluciones

Preparar una solución es un procedimiento científico que exige exactitud y control. Para preparar una solución a partir de un sólido se utiliza:

En la preparación por dilución se aplica:

En ambos casos, el rigor experimental es fundamental para garantizar resultados confiables.