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:
- Naturaleza
química
“Lo semejante disuelve a lo semejante”:
- Sustancias polares → solventes polares.
- Sustancias apolares → solventes apolares.
- Temperatura
- Para
sólidos: normalmente aumenta la solubilidad al aumentar la temperatura.
- Para
gases: disminuye la solubilidad al aumentar la temperatura.
- 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.
