AGUA Y DISOLUCIONES
EL AGUA
El agua es la biomolécula mas abundante, y también la
mas importante (Figura 1). La vida, tal como se la conoce en el
planeta Tierra, se desarrolla siempre en un medio acuoso. Incluso
en los seres no acuaticos el medio interno es esencialmente
hídrico. De ahí que la búsqueda
de vida en otros planetas esté siempre supeditada a la presencia de
agua. El agua reúne una serie de características que la
convierten en un disolvente único e
insustituible en la biosfera. En cuanto a las propiedades físicas del
agua, hay que destacar: • El diagrama de fases muestra que el agua
permanece en estado líquido en un amplio rango de temperaturas (entre 0
ºC y 100 ºC) (Figura 2). Surgen así formas de vida muy
variadas, desde los organismos psicrófilos, que pueden vivir a
temperaturas próximas a 0º C hasta los termófilos, que viven
en aguas termales a 70-80º C (Figura 3) o en las chimeneas hidrotermales
submarinas. La anómala variación de la densidad con la
temperatura (densidad maxima a 4º C) determina que el hielo flote
en el agua, actúe como aislante térmico y en consecuencia, posibilite
el mantenimiento de la gran masa de agua de los océanos, que alberga la
mayor parte de la biosfera, en fase líquida, a 4º C (Figuras 4 y
5). Su elevada constante dieléctrica permite la
disociación de la mayoría de las sales inorganicas en su
seno (Figura 6). Su caracter dipolar hace que las
moléculas deagua se orienten en torno a las partículas polares o
iónicas, formando una envoltura de solvatación, lo que se traduce
en una modificación de las propiedades de estas partículas
(Figura 7). Su calor específico y calor de vaporización elevados
permiten que el calor liberado en reacciones bioquímicas
exotérmicas sea facilmente absorbido y/o eliminado con
pequeña variación de la temperatura del individuo
(Figuras 8 y 9).
•
• •
•
Con respecto a las propiedades químicas del agua, hay que
señalar: • Su gran capacidad de formación de enlaces de
hidrógeno (4 por molécula). Cada
molécula de agua tiene dos atomos de H susceptibles de ser
cedidos y dos dobletes electrónicos capaces de aceptar otros tantos
atomos de H (Figura 10). Por lo tanto, el agua líquida, al
igual que el hielo puede establecer enlaces en cualquier dirección del
espacio, formando una malla tridimensional, que determina, ademas de
alguna de las propiedades físicas enumeradas (su maxima densidad
a 4 ºC y sus elevados puntos de fusión y de ebullición)
(Figura 11), su Pagina 1 de 11
Agua y disoluciones
capacidad para solubilizar moléculas con grupos polares y los mecanismos
de muchas reacciones hidrolíticas. • Su capacidad de
disociación y la rapida emigración de los iones
resultantes (H+ y OH-), lo que determina la importancia crítica del
pH en muchos procesos biológicos (Figura 12).
DISOLUCIONES
La inmensa mayoría delas reacciones bioquímicas se desarrollan en
el seno del
agua y se rigen por las leyes físico-químicas de las disoluciones
acuosas. Las disoluciones constituyen un caso
particular de las dispersiones. Se define una
dispersión como
la interposición mecanica de las partículas de una
sustancia en el seno de otra. En toda dispersión se
suele distinguir entre una fase continua, en general la mas abundante,
que se llama fase dispersante, y otra u otras discontinuas, mas escasas,
llamadas fases dispersas (Figura 13). En función del
tamaño de las partículas dispersas, las dispersiones pueden ser
(Figura 14): • Dispersiones groseras: se componen de partículas
con un diametro de mas de 1000 Å. Son partículas
invisibles a simple vista, pero visibles al microscopio, que dan turbidez u
opacidad a la dispersión. Sirven como ejemplos los glóbulos
rojos de la sangre, las gotas de grasa en la leche o las partículas de
arcilla en agua de río. Estas dispersiones sedimentan
espontaneamente y la velocidad de sedimentación puede acelerarse
por centrifugación. Por su considerable
tamaño, las partículas groseras no atraviesan membranas
permeables, dialíticas o semipermeables. Disoluciones coloidales:
estan formadas por partículas de diametro comprendido
entre 10 y 1000 Å. 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 (celofan, colodión). Un ejemplo son las proteínas de la leche.
Disoluciones verdaderas: el diametro de la partícula dispersa es
menor de 10 Å. No son visibles al microscopio óptico, y
estan 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 aminoacidos en la sangre o en la leche.
•
•
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FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN
Al hablar de disoluciones verdaderas nos referiremos a la fase continua
(dispersante) como disolvente, y a la fase discontinua (dispersa) como soluto. Hay multitud de formas para expresar la concentración de
soluto y disolvente (Figura 15). Entre las mas usadas se
encuentran: • • • • • • • •
• % en peso (%) es el número de gramos de soluto en 100 g de disolución.
g/100 ml es el número de gramos de soluto en 100 ml de
disolución. Volumen/Volumen (v/v) es el número
de ml de soluto por ml de disolvente. Fracción molar del
soluto (Xs) es el número demoles de soluto por mol de disolución.
Fracción molar del
disolvente (Xd) es el número de moles del disolvente por mol de disolución.
Molalidad (m) es el número de moles de soluto por Kg
de disolvente. Osmolalidad (im) es el número de
osmoles de soluto por Kg de disolvente. Molaridad (c,
M) es el número de moles de soluto por litro de disolución.
Normalidad (N) es el número de equivalentes de soluto
por litro de disolución.
Veamos un ejemplo. Supongamos que disponemos de una
disolución de glicerol (peso molecular = 92 g) en agua (peso molecular =
18 g) cuya concentración en glicerol es del 64% (en peso) y cuya
densidad es 1,165 g/ml. Las densidades del glicerol y del agua son,
respectivamente 1,261 g/ml y 1 g/ml. Tratemos de
expresar esta concentración de todas las formas que hemos citado. El
tanto por ciento en peso (%) significa que en 100 g de la mezcla hay 64 g de
glicerol. El resto (36 g) sera de agua. Para
expresar la concentración del glicerol en g/100 ml de disolución,
hay que utilizar el valor de la densidad para calcular el peso de 100 ml de la
disolución. Como la densidad de la disolución es 1,165 g/ml, 100
ml de disolución pesaran 116,5 g. El 64% de es peso
correspondera al glicerol, de manera que en 100 ml de disolución
habra 74,56 g de glicerol. Para
expresar la concentración en forma v/v hay que calcular el volumen que
ocupa cada uno de los componentes de la mezcla. Para ello, debemosutilizar los
datos de la densidad del
glicerol y del
agua. Así, Vagua = 36 g / 1 g/ml = 36 ml y Vglicerol = 64 g / 1,261 g/ml
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= 50,75 ml. Según esto, la concentración del glicerol expresada
en volumen/volumen sera 50,75:36 o, simplificando: 1,41:1 (v/v). La
fracción molar del soluto (Xs) se obtiene
dividiendo el número de moles de soluto entre el número de moles
totales (soluto + disolvente) que hay en la disolución. En 100 g de
disolución hay 64 g de glicerol (PM = 92). Hay, por lo tanto, 64/92 = 0 moles de glicerol. Analogamente, en 100 g de
disolución hay 36 g de agua (PM = 18). Por lo tanto,
36 g de agua corresponden a 2 moles de agua. El número total de
moles de la disolución es 2 moles de agua + 0
moles de glicerol = 2,7 moles. La fracción molar del soluto sera 0
/ 2,7 = 0,26. La fracción molar del
disolvente (Xd) es 2 / 2 = 0,74. Se comprueba
facilmente que Xs + Xd = 1. La molalidad (m) es
el número de moles de soluto por Kg de disolvente puro. En este caso sabemos que hay 64 g de soluto en 36 g de
disolvente. Por regla de tres se calcula que en 1000 g de disolvente
habra 1777 g de glicerol. Dividiendo esta
cantidad por el peso molecular del
glicerol (92) se obtiene que el valor de la molalidad m = 19 .
En este caso, la molaridad es equivalente a la
osmolalidad porque el glicerol no es una molécula disociable. La
molaridad (M) indica elnúmero de moles de soluto por litro de
disolución. Como ya hemos calculado antes, en 100 ml de
disolución hay 74,56 g de glicerol, lo que equivale a 745,6 g/l.
Dividiendo 745,6 g por el peso molecular (92) se obtiene el número de
moles por litro M = 8,1. Este valor coincide con el valor de normalidad, ya que
en el caso del
glicerol un mol es lo mismo que un equivalente. NORMALIDAD Y PESO EQUIVALENTE
Algunos acidos y bases pueden liberar o captar mas de un H+ por molécula. Así, el H2SO4 puede
liberar 2 H+ y el Ca(OH)2 puede liberar 2 OH-. Se denomina peso
equivalente a la cantidad de sustancia que puede liberar, captar o sustituir un mol de H+. Un mol puede tener
varios equivalentes, nunca al revés. El acido
sulfúrico tiene dos equivalentes, y el acido fosfórico
(H3PO4) tiene tres. Para determinar el peso equivalente de una sustancia
se divide el peso molecular entre la valencia
Peq = Peso molecular Valencia Se define la normalidad de una disolución
al nº de equivalentes de soluto por litro de disolución. Por lo
tanto, el número de equivalentes de una disolución sera
igual a: nº de equivalentes = Normalidad × Volumen En una
reacción acido-base se llega al punto de neutralización
cuando acido y base han reaccionado estequiométricamente, es
decir, cuando el nº de equivalentes de acido
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que han reaccionado es igual al nº de equivalentes de base que
hanreaccionado. Se cumple por tanto que: N · V = N' · V' donde N
y N' son las normalidades de la disolución de acido y base
respectivamente, y V y V' son los volúmenes de acido y base que han reaccionado, respectivamente.
PROPIEDADES DE LAS DISOLUCIONES VERDADERAS
En general, forman disoluciones verdaderas las sustancias con un peso molecular inferior a 104 dalton. Algunas de las
propiedades de las disoluciones verdaderas dependen de la naturaleza del
soluto (color, sabor, densidad, viscosidad, conductividad eléctrica,
etc.). Otras propiedades dependen de la naturaleza del disolvente,
aunque pueden ser modificadas por el soluto (tensión superficial,
índice de refracción, viscosidad, etc.). Sin embargo, hay otras
propiedades que sólo dependen de la concentración del
soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. Estas
son las llamadas propiedades coligativas.
PROPIEDADES COLIGATIVAS
Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el
tamaño ni con cualquier otra propiedad de los
solutos. Sólo dependen del
número de partículas que se encuentran en la disolución y
son consecuencia del efecto que provocan las
partículas del soluto sobre la
presión de vapor del
disolvente. Las propiedades coligativas son cuatro
• • • •
descenso de la presión de vapor del
disolvente puro elevación ebulloscópica descenso
crioscópico presión osmótica.
1.- DESCENSO RELATIVO DE LA PRESIÓN DE VAPOR DELDISOLVENTE
Se define la presión de vapor de una sustancia (sólida o
líquida) como la presión que ejerce su vapor cuando esta
en equilibrio con esa misma sustancia (en estado líquido o
sólido). La presión de vapor depende de la temperatura y
esta relacionada con la tendencia que muestran las moléculas a abandonar el estado líquido y es un índice
de la velocidad de evaporación (Figuras 16a, b, c y d).
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La presión de vapor de un disolvente desciende
cuando se le añade un soluto no volatil (Figura 17). Este efecto
es el resultado de dos factores: • •
la disminución del número de
moléculas del disolvente en la
superficie libre la aparición de fuerzas atractivas entre las
moléculas del soluto y las
moléculas del
disolvente, que dificulta su paso a vapor
Cuanto mas soluto añadimos, menor es la presión de vapor
observada. La formulación matematica 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 (Figura 18). Si representamos por P la
presión de vapor del disolvente, P' la presión de vapor de la
disolución y Xs la fracción molar del soluto, la ley de Raoult se
expresa:
ΔP = P-P' = Xs P P
de donde se obtiene que :
1- P' = Xs 1-
P' = 1- Xd P P con lo que: P' = Xd P Esta fórmula nos permite enunciar
la ley de Raoult: lapresión 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 ,
se puede utilizar una fórmula aproximada. Si por ejemplo, la molalidad
(m) es de 0,4 tenemos 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:
m = 0,4
0,4 moles soluto 0,4 = 1 Kg disolvente 55,5 moles de agua
Por otro lado, la fracción molar del soluto (Xs) es:
Xs = y por lo tanto, 0,4 m = ≈ m = 0,018 m 0,4 + 55,5 m + 55,5 55,5
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ΔP = Xs ≈ 0,018 m P De acuerdo con esta fórmula, el descenso
relativo de la presión de vapor es proporcional a la molalidad, si la disolución
es diluída.
2.- ELEVACIÓN EBULLOSCÓPICA
La temperatura de ebullición de un líquido es aquélla a la
cual su presión de vapor iguala a la atmosférica (Figura 19).
Cualquier disminución en la presión de vapor (como al
añadir un soluto no volatil) producira un aumento en la
temperatura de ebullición (Figura 20). La elevación de la
temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del
soluto. Este aumento en la temperatura de ebullición (ΔTe) es
proporcional ala concentración del
soluto: ΔTe = Ke m La constante ebulloscópica Ke es
característica de cada disolvente (no depende de la naturaleza del soluto) y para el
agua su valor es 0 ºC/mol/Kg (Figura 21). Esto
significa que una disolución molal de cualquier soluto no volatil
en agua manifiesta una elevación ebulloscópica de 0 º C.
DESCENSO CRIOSCÓPICO
La congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido. La
temperatura de congelación de las disoluciones es mas baja que la
temperatura de congelación del disolvente puro (Figuras 22,
23 y 24). Llamando ΔTc al descenso crioscópico y m a la
concentración molal del
soluto, se cumple que: ΔTc = Kc m siendo Kc la constante
crioscópica del
disolvente. Para el agua, este valor es 1 ºC/mol/Kg (Figura 25). Esto significa que las
disoluciones molales (m = 1) de cualquier soluto en agua congelan a -1 º C.
PRESIÓN OSMÓTICA
La presión osmótica es la propiedad coligativa mas
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
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•
consigue al cabo de cierto tiempo. Así, alponer en contacto dos
disoluciones acuosas, por ejemplo, de NaCl y KNO3, los solutos difunden por
todo el volumen de la disolución hasta alcanzar la homogeneidad. Ósmosis es la difusión de líquidos a
través de membranas. Supongamos dos disoluciones de NaCl de
distinta concentración, separadas por una membrana semipermeable que
permite el paso del
agua pero no de la sal (Figura 26). El agua atraviesa la
membrana, pasando de la disolución mas diluida a la mas
concentrada. El equilibrio se alcanza cuando la presión
hidrostatica de la columna de líquido que se forma iguala a la
tendencia del
agua a atravesar la membrana. Es un equilibrio
dinamico, es decir, que no cesa el flujo de agua. Lo que ocurre es que
el flujo de agua en un sentido es igual al flujo de
agua en sentido contrario, con lo que el sistema esta en equilibrio.
Se define la presión osmótica como la presión
mecanica que hay que aplicar para evitar la entrada de agua cuando dos
disoluciones de distinta concentración estan separadas por una
membrana semipermeable. También es una medida de la tendencia a diluirse
que presenta una disolución separada del disolvente puro
por una membrana semipermeable (Figura 27). Esta tendencia se
debe a la existencia de una diferencia en la presión de vapor entre las
dos disoluciones. No es una presión mecanica ejercida por
el soluto sobre las paredes de la vasija, sino un
efecto de la entrada deldisolvente.
Un soluto ejerce presión osmótica al
enfrentarse con el disolvente sólo cuando es incapaz de atravesar la
membrana que los separa. Por ejemplo, frente a una membrana
impermeable al NaCl y permeable a la glucosa, sólo la sal
ejercera presión osmótica. En Biología, al
hablar de disolvente nos referimos al agua, pero los solutos pueden ser muy
variados: coloidales (proteínas, polisacaridos) y verdaderos (de
tipo molecular: glucosa, urea; o de tipo salino: NaCl, KHCO3). Las membranas se
clasifican en cuatro grupos fundamentales (Figura 28):
• • • •
impermeables: no son atravesadas ni por solutos ni por el disolvente
semipermeables no permiten el paso de ningún tipo de solutos, pero
sí del agua dialíticas son permeables al agua y a los solutos
verdaderos, pero no a los solutos coloidales permeables permiten el paso del
disolvente, de solutos verdaderos y de solutos coloidales; sólo impiden
el paso a las dispersiones groseras
Las leyes que regulan los valores de la presión osmótica para
disoluciones muy diluídas (como las que se manejan en Biología)
son analogas a las leyes de los gases. Se conocen con el nombre de su
descubridor Van t'Hoff, y se expresan mediante la siguiente fórmula:
π = m R T, donde π representa la presión osmótica, R es
la constante universal de los gases y T la temperatura absoluta. Según
esta fórmula
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• •
Para unadisolución dada, la
presión osmótica es proporcional a la temperatura absoluta. A
igualdad de temperatura, la presión osmótica es proporcional a la
concentración molal del soluto. La presión
osmótica es independiente de la naturaleza del soluto y del disolvente y depende únicamente
de la concentración de partículas de soluto (moléculas,
iones o atomos) por Kg de disolvente.
El fenómeno de difusión a través de membranas es
especialmente importante en Biología, ya que las membranas
biológicas condicionan el paso de solutos y/o disolvente
hacia el interior o el exterior de las células. La membrana del
eritrocito puede considerarse como una membrana semipermeable, que permite el
paso del agua, pero no de las sales (Figura 29): • Si el eritrocito se
introduce en agua destilada, el agua atravesara 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, y se produce tanto en agua como en disoluciones hipotónicas (de
menor presión osmótica que el medio interno del eritrocito). Si el eritrocito se
encuentra en un medio hipertónico (de mayor
presión osmótica que el medio interno del
eritrocito), 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 estrellado. El plasma
sanguíneo esun medio isotónico (de igual presión
osmótica que el medio interno del eritrocito) en el que el
eritrocito permanece inalterable, ya que el disolvente atraviesa la membrana en
igual proporción en ambos sentidos.
•
•
Este es un ejemplo clasico del
efecto de las variaciones de presión osmótica del
medio sobre el volumen celular y la concentración del citoplasma. Es por tanto vital para la
integridad de la célula que la presión osmótica del
medio intersticial sea constante.
RELACIONES ENTRE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS
La presión osmótica y las demas propiedades coligativas de
las disoluciones diluídas guardan una relación de
proporcionalidad con la molalidad de la disolución. Por lo tanto,
si despejamos el valor de m en cada fórmula podemos relacionar todas las
propiedades coligativas de las disoluciones entre sí: m = Xs = ΔP/P
= ΔTe = ΔTc = π 0,018 0,018 0 1,86 R
T De esta forma, basta conocer un sólo dato para deducir inmediatamente
todos los demas. Esta fórmula sólo es
aplicable en el caso de que el disolvente sea el agua. Cuando se trata de otro disolvente, los descensos de la
presión de vapor y los valores de las constantes crioscópicas y
ebulloscópicas seran distintos.
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DISOLUCIONES MOLECULARES Y DISOLUCIONES IÓNICAS
Muchas sustancias químicas, al disolverse en agua dan lugar a tantas
partículas como
moléculas las integran. Se dice queestas sustancias forman disoluciones
moleculares y obedecen con cierto rigor las leyes de las propiedades
coligativas. Sirven como
ejemplo la mayoría de las sustancias organicas: alcoholes,
aldehídos, cetonas, éteres, ésteres, amidas,
azúcares, etc. A veces se forman asociaciones
moleculares y el número real de partículas dispersas puede
resultar menor que el de moléculas teóricas. Así
ocurre con el acido acético concentrado y con el metanal disuelto
en agua. 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. El
caso mas importante lo constituyen las sustancias electrolíticas
(las sales, los acidos y las bases). Como cada molécula se disocia en varias partículas
(generalmente, iones), las propiedades coligativas detectan una
concentración de soluto aparentemente mayor que la previsible.
Así, mientras que una disolución uno molal de urea
congelara a -1,86 º C, una disolución molal de NaCl
congelara a -3,72 º C. Las leyes de las propiedades coligativas
siguen siendo validas 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, elelectrolito
se considera fuerte, y el coeficiente i es practicamente igual a ν,
el número de iones en que se disocia cada molécula. Son
electrolitos fuertes la mayoría de las sales y
los acidos y bases fuertes. Así, en el caso del NaCl ν = 2,
para el H2SO4 ν = 3 y para el Ba(OH)2 ν = 3.
Por tanto, al estudiar las propiedades coligativas de los electrolitos fuertes
se sustituye el valor de m por im (o νm)
im =ν m = Xs = Δ P/P = Δ Te = Δ Tc = π 0,018 0,018
0,52 1,86 R T En Medicina se utiliza frecuentemente 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
habra tantos osmoles como
moles, y en los electrolitos fuertes la osmolalidad sera igual a la
molalidad multiplicada por ν
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 ademas de los iones libres moléculas
neutras sin disociar. En disoluciones de acido acético,
por ejemplos, se establece un equilibrio entre moléculas sin disociar,
iones acetato y protones:
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CH3COOH
CH3COO- + H+
Se llama grado de disociación α a la fracción de mol
disociada. El equilibrio que se establece se rige por laley 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:
K=
Ac- H+ AcH
Llamando α al grado de disociación y c a la concentración
molar, en el equilibrio tendríamos las siguientes concentraciones por
litro: CH3COOH c (1-α) CH3COO- + H+ αc αc
con lo que la constante de disociación queda: K=
2 (α c)2 =c α (1-α) c 1-α
Las leyes de propiedades coligativas de los electrolitos débiles
también requieren la corrección del factor de Van t´Hoff,
siendo i = 1 + α. Por tanto, en este caso, la osmolalidad sería: m
(1 + α):
im = m (1+α) = ΔP/P = ΔTc = ΔTe = π 0,018 0,52 1,86 R
T
Resumiendo todo lo anterior, podemos utilizar la fórmula de las
propiedades coligativas incluyendo el coeficiente de Van t´Hoff i en
todos los casos, sin mas que recordar que este coeficiente representa el
número de partículas originadas por cada molécula de
soluto. Como se observa en la tabla de la Figura 30: • • •
• si el soluto esta formado por moléculas independientes
(α = 0), i = 1 si el soluto es un electrolito fuerte (α = 1), i =
ν si el soluto es un electrolito débil, i depende de α, i = 1+
(ν - 1) α si la sustancia forma asociaciones de moléculas, i
< 1
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