lunes, 15 de noviembre de 2010

Reacciones quiomicas

Reacción química

De Wikipedia, la enciclopedia libre

Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.

A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.

Los tipos de reacciones inorgánicas son: Ácido-base (Neutralización), combustión, solubilización, reacciones redox y precipitación.

Desde un punto de vista de la física se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas: reacciones ácido-base (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones Redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos estudiarlas teniendo en cuenta que ellas pueden ser:

Nombre	Descripción	Representación
Reacción de síntesis	Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo.	A+B → AB
Reacción de descomposición	Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos.En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos.	AB → A+B
Reacción de desplazamiento o simple sustitución	Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.	A + BC → AC + B
Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución	Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.	AB + CD → AD + BC

Grado de avance de la reacción y afinidad

Desde el punto de vista de la física, representamos a la reacción como:

$\sum_{i=1}^{N}{\nu_i[C_i]}=0$

tal que $ν i$ son los coeficientes estequiométricos de la reacción, que pueden ser positivos (productos) o negativos (reactivos). La ecuación presenta dos formas posibles de estar químicamente la naturaleza (como suma de productos o como suma de reactivos).

Si $d m i$ es la masa del producto que aparece, o del reactivo que desaparece, resulta que:

$\left\{\frac{1}{M_i}\frac{dm_i}{\nu_i}\right\}_{i=1}^N=d\xi,$

constante $\forall i$ . $M i$ sería la masa molecular del compuesto correspondiente y $ξ$ se denomina grado de avance. Este concepto es importante pues es el único grado de libertad en la reacción.

Cuando existe un equilibrio en la reacción, la entalpía libre es un mínimo, por lo que:

$\delta G=\sum_{k}{\mu_k\nu_k}d\xi=-\mathcal{A}d\xi=0,$

nos lleva a que la afinidad química es nula.

Rendimiento de una reacción

La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar,es posible que no todos los productos reaccionen,la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible .

El rendimiento de una reacción se calcula mediante la siguiente fórmula:

$\mathrm{rendimiento(%) = \frac {\;cantidad \;real \;de \;producto} {\;cantidad \;ideal \;de \;producto} \cdot 100}$

Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitante. Y el rendimiento depende del calor que expone la reacción.

miércoles, 15 de septiembre de 2010

Cálculos estequiométricos

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/35_las_reacciones_quimicas/curso/lrq_est_01.html

LAS REACCIONES QUÍMICAS

1.- LOS CAMBIOS EN LA MATERIA

La materia puede sufrir cambios mediante diversos procesos. No obstante, todos esos cambios se pueden agrupar en dos tipos: cambios físicos y cambios químicos.

1.1- CAMBIOS FÍSICOS

En estos cambios no se producen modificaciones en la naturaleza de las sustancia o sustancias que intervienen. Ejemplos de este tipo de cambios son:

Cambios de estado.
Mezclas.
Disoluciones.
Separación de sustancias en mezclas o disoluciones.

1.2- CAMBIOS QUÍMICOS

En este caso, los cambios si alteran la naturaleza de las sustancias: desaparecen unas y aparecen otras con propiedades muy distintas. No es posible volver atrás por un procedimiento físico (como calentamiento o enfriamiento, filtrado, evaporación, etc.)

Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos.

En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales.

2.- CARACTERÍSTICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

La o las sustancias nuevas que se forman suelen presentar un aspecto totalmente diferente del que tenían las sustancias de partida.
Durante la reacción se desprende o se absorbe energía:
- Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la reacción.
- Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de la reacción.
Se cumple la ley de conservación de la masa: la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto es así porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se reordenan en una disposición distinta.

3.- ECUACIONES QUÍMICAS

Una reacción química se representa mediante una ecuación química. Para leer o escribir una ecuación química, se deben seguir las siguientes reglas:

Las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda, y las de los productos a la derecha, separadas ambas por una flecha que indica el sentido de la reacción.
A cada lado de la reacción, es decir, a derecha y a izquierda de la flecha, debe existir el mismo número de átomos de cada elemento.

Cuando una ecuación química cumple esta segunda regla, se dice que está ajustada o equilibrada. Para equilibrar reacciones químicas, se ponen delante de las fórmulas unos números llamados coeficientes, que indican el número relativo de átomos y moléculas que intervienen en la reacción.

Nota: estos coeficientes situados delante de las fórmulas, son los únicos números en la ecuación que se pueden cambiar, mientras que los números que aparecendentro de las fórmulas son intocables, pues un cambio en ellos significa un cambio de sustancia que reacciona y, por tanto, se trataría de una reacción distinta.

Si se quiere o necesita indicar el estado en que se encuentran las sustancias que intervienen o si se encuentran en disolución, se puede hacer añadiendo los siguientes símbolos detrás de la fórmula química correspondiente:

(s) = sólido.
(metal) = elemento metálico.
(l) = líquido.
(g) = gas.
(aq) = disolución acuosa (en agua).

Aquí tienes dos enlaces para ver cómo se ajustan las ecuaciones químicas:

Ajustar reacciones químicas 1 (con ejercicios)
Ajustar reacciones químicas 2

4.- CÁLCULO DE LA MASA Y EL VOLUMEN A PARTIR DE ECUACIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas permiten calcular, a partir de una cantidad determinada de alguno de los reactivos y productos que intervienen en una reacción, la cantidad necesaria del resto de los componentes de la misma.

4.1- Cálculos masa - masa

En este caso nos aprovechamos de la relación que hay entre cantidad de sustancia (en mol), masa de sustancia y masa molar, tal como indica la relación:

cantidad de sustancia =	masa en gramos	; n (mol) =	m(g)
	masa molar		M (g/mol)

Para ver cómo se hace, lee el enunciado del problema siguiente y, a continuación pulsa sobre el gráfico:

Se quiere calcular la cantidad de cloruro de calcio que se obtiene cuando 50 gde carbonato de calcio se hacen reaccionar con la cantidad suficiente de ácido clorhídrico, en una reacción en la que se obtienen, además, agua y dióxido de carbono

4.2- Cálculos volumen - volumen
La ley de Avogadro dice lo siguiente:
Volumenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas
Esta ley implica que números iguales (por ejemplo, un mol) de partículas , átomos o moléculas, ocupan el mismo volumen, lo cual es muy útil para realizar cálculos de volúmenes en aquellas reacciones en las que intervengan gases.
Al igual que en el caso anterior, pulsa sobre el gráfico para ver cómo se plantea y soluciona un problema de este tipo:
5.- VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

Para saber si una reacción es rápida o lenta, hay que conocer la velocidad a la que transcurre. Podemos definir velocidad de reacción como la variación de cantidad de sustancia formada o transformada por unidad de tiempo.
En general, para determinar la velocidad de una reacción, hay que medir la cantidad de reactivo que desaparece o la cantidad de producto que se forma por unidad de tiempo.

5.1- Factores que afectan a la velocidad de reacción
la velocidad de una reacción se ve influida por una serie de factores; entre ellos se pueden destacar:
Naturaleza de los reactivos
Se ha observado que según los reactivos que intervengan, las reacciones tienen distinta velocidad, pero no se ha podido establecer aún unas reglas generales.

Concentración de los reactivos
La velocidad de reacción aumenta con la concentración de los reactivos. Para aumentar la concentración de un reactivo:
Si es un gas, se consigue elevando su presión.
Si se encuentra en disolución, se consigue cambiando la relación entre el soluto y el disolvente.

Superficie de contacto de los reactivos
Cuanto más divididos están los reactivos, más rápida es la reacción. Esto es así porque se aumenta la superficie expuesta a la misma.

Temperatura
En general, la velocidad de una reacción química aumenta conforme se eleva la temperatura.

Presencia de catalizadores
Un catalizador es una sustancia, distinta a los reactivos o los productos, que modifican la velocidad de una reacción. Al final de la misma, el catalizador se recupera por completo e inalterado. En general, hace falta muy poca cantidad de catalizador.
Los catalizadores aumentan la velocidad de la reacción, pero no la cantidad de producto que se forma.
6.- IMPORTANCIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Estamos rodeados por reacciones químicas; tienen lugar en laboratorios, pero también en fábricas, automóviles, centrales térmicas, cocinas, atmósfera, interior de la Tierra... Incluso en nuestro cuerpo ocurren miles de reacciones químicas en cada instante, que determinan lo que hacemos y pensamos.
De toda la variedad de reacciones posibles, vamos a ver dos: las de neutralización y las de combustión. Pero antes de verlas, es necesario conocer y dominar el concepto de ácido y base.

6.1- Ácidos y bases
Las características de los ácidos y las bases se resumen en el siguiente cuadro:
Ácidos Bases
▪Tienen sabor agrio (ácido). ▪Tienen sabor amargo.
▪Reaccionan con ciertos metales, como Zn, Mg o Fe, para dar hidrógeno ▪Reaccionan con las grasas para dar jabones.
▪Reaccionan con las bases para dar sales ▪Reaccionan con los ácidos para dar sales.
Son sustancias ácidas: el ácido clorhídrico (HCl); el ácido bromhídrico (HBr); el ácido nítrico (HNO₃); el ácido carbónico (H₂CO₃) y el ácido sulfúrico (H₂SO₄), entre otros Son sustancias básicas el hidróxido de amonio o amoniaco disuelto en agua (NH₄OH); y los hidróxidos de los metales alcalinos (LiOH, NaOH, KOH,...) y alcalinotérreos, como el Ca(OH)₂, y Mg(OH)₂, entre otros
Para distinguir si una sustancia es ácida o básica, se utiliza la escala de pH, comprendida entre el 1 y el 14:
Si una sustancia tiene un pH igual a 7, se dice que es neutra, ni ácida ni básica (por ejemplo, el agua pura).
Si una sustancia tiene un pH menor que 7, tiene carácter ácido.
Si una sustanica tien un pH mayor que 7, tiene carácter básico.
En los laboratorios y aquellos otros lugares donde es necesario determinan esta propiedad (como en un análisis de agua potable, por ejemplo), se utiliza unindicador ácido-base, que es una sustancia que presenta un color distinto según sea el pH del medio. Algunos ejemplos se muestran en las dos tablas siguientes:

lunes, 2 de agosto de 2010

determinacion de la masa molar

http://www.youtube.com/watch?v=-d7QO681mOI

Masa molecular.
La masa molecular es la suma de las masas atómicas (en 'uma' o simplemente 'u') en una molécula. En algunos textos todavía se denomina como 'peso molecular' a la 'masa molecular'.
Para calcularla debemos saber las masas atómicas de cada uno de los elementos que intervienen en el compuesto.
Empezaremos por uno de los lados de la fórmula, por ejemplo el izquierdo.
Multiplicaremos el subíndice del elemento (cuando no existe se asume que es 1) por la masa atómica del mismo.
Procederemos de la misma forma con todos los elementos.
Sumaremos los resultados de todas las multiplicaciones y de esta forma tendremos la masa molecular expresada en unidades de masa atómica ('uma' o 'u').
Ejemplo de cálculo de masas moleculares en formato flash (puede tardar un poco en abrirse)

Otros ejemplos:
Si la fórmula tiene un paréntesis, multiplicaremos cada uno de los subíndices que se encuentren dentro del paréntesis por el número que viene como subíndice del paréntesis.

Composición porcentual a partir de la fórmula.

El porcentaje en peso de cada uno de los elementos en un compuesto siempre debe ser el mismo, independientemente de la cantidad de compuesto que tengamos; es decir, si un compuesto orgánico tiene un 40% en peso del elemento carbono (C), lo tendrá tengamos un gramo o una tonelada de dicho compuesto: el 40% de esa cantidad será carbono.
¿Cómo se calcula la composición porcentual? Para contestar la pregunta utilizaremos un ejemplo. Calculemos el porcentaje en peso de los elementos que hay en el SO3 (MS = 32 u ; MO = 16 u).
Calcularemos la masa molecular del compuesto:
Calculamos el número de unidades de masa atómica del primer elemento de la fórmula (masa atómica multiplicada por el número de átomos que hay de dicho elemento en la fórmula. Dicho número lo dividimos por la masa molecular (masa de todo el compuesto en unidades de masa atómica) y el resultado se multiplica por cien. Fíjate que el cociente debe ser inferior a la unidad dado que la masa de cada elemento en la fórmula debe ser inferior al total (hay otros elementos). Al multiplicar un cociente inferior a la unidad por cien el resultado será inferior a cien. Si es necesario se suele redondear el porcentaje a un decimal.
donde nS es el número de átomos de S (azufre) que hay en el compuesto.
Repetimos el proceso con cada uno de los otros elementos.
donde nO es el número de átomos de O (oxígeno) que hay en el compuesto.
Para comprobar si los cálculos son correctos debemos sumar todos los porcentajes. La suma debe ser el 100% (admitimos ±0,1% por errores de decimales al dividir). En nuestro ejemplo, si sumamos los dos porcentajes nos da el 100%.
Importante. Conviene calcular todos los porcentajes, incluido el último; o sea, no calcules el último restando a 100% la suma de los otros. ¿Por qué? Para comprobar si cometes errores, si lo haces restando nuca sabrás si has cometido errores al calcular alguno de los porcentajes dado que la suma siempre saldría el cien por cien.

Determinación de la fórmula empírica.

Para determinar la fórmula empírica debemos conocer el porcentaje en peso de cada elemento en el compuesto y las masas atómicas de cada uno de ellos. Por ejemplo, supongamos que tenemos 40,00% de C, 6,67% de H y 53,33% de O. Las masas atómicas son MC=12u, MH=1u, MO=16u.
Seguiremos los siguientes pasos:
Consideramos 100 g de compuesto: el porcentaje de cada uno serán los gramos de cada elemento que hay en 100 g de compuesto. Siguiendo el ejemplo, tendremos 40,00 g de C, 6,67 g de H y 53,33 g de O.
Dividimos cada masa por la masa atómica del elemento correspondiente:
C: 40,00 / 12 = 3,33
H: 6,67 / 1 = 6,67
O: 53,33 / 16 = 3,33
Ahora dividimos cada uno de los resultados anteriores por el más pequeño de ellos, en este caso por 3,33:
C: 3,33 / 3,33 = 1
H: 6,67 / 3,33 = 2
O: 3,33 / 3,33 = 1
El resultado debe ser un número entero, los números enteros más pequeños, y la fórmula empírica sería C1H2O1, quitando los unos quedaría CH2O como fórmula empírica.

Determinación de la fórmula molecular.

Para conocer la fórmula molecular, debemos tener los mismos datos de partida que para la fórmula empírica (porcentajes y masas atómica) y, además, la masa molecular del compuesto (en nuestro ejemplo sería 180 u).
Seguiríamos los mismos cuatro pasos del caso anterior para determinar la fórmula empírica y continuaríamos de la siguiente forma:
Calculamos la masa molecular con la fórmula empírica. En nuestro ejemplo sería sobre el compuesto de fórmula empírica CH2O:
Ahora dividimos la masa molecular real que nos han dado, entre la masa calculada con la fórmula empírica:
masa molecular / masa fórmula empírica = 180 / 30 = 6
El resultado nos indica el número de veces que la fórmula molecular será la fórmula empírica. Para escribir la fórmula molecular multiplicaremos cada subíndice de la fórmula empírica por el número obtenido de la división:
C1·6 H2·6 O1·6 > C6H12O6

Por tanto, la fórmula molecular será en nuestro caso C6H12O6

Nota: Diferencia entre fórmula empírica y fórmula molecular

Laboratorio virtual, Extracción de cafeina

http://rabfis15.uco.es/labquimica/Simulaciones/Principal.htm

Determinación de la masa molar, Práctica

DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR DEL OXÍGENO

OBJETIVO

Mediante experimentación en la que se obtiene oxígeno por calentamiento del permanganato de potasio determinar de forma aproximada la masa molar del oxígeno

MATERIAL

Cristalizador-Probeta de 500 mL.Tubo de ensayo de boca ancha .Goma- Balanza. Base y pinza de bureta. Base , aro y nuez para sostener el tubo. Tapón con un agujero- Tubo acodado de vidrio.Termómetro - Acceso a un barómetro.Regla graduada en milímetros. Mechero de alcohol.

PRODUCTOS QUÍMICOS

Permanganato de potasio. Lana de vidrio

FOTO DEL MONTAJE Y REALIZACIÓN

La probeta , con el aro puesto, se llena completamente de agua . Es necesario que no queden burbujas de aire en la probeta.Para ello suele llenarse la probeta hasta rebosar, taparla con cuidado con un poco de papel de filtro. Invertirla rápidamente sobre el cristalizador con agua hasta la mitad (deberá tener aproximadamente doble capacidad que la probeta). Una vez invertido en el cristalizador y fijado el aro al soporte, se extrae el papel de filtro y se introduce la goma dentro de la probeta.

PROCEDIMIENTO

1) Añada sobre el fondo del tubo de ensayo el permanganato. Luego coloque la lana de vidrio y el tapón con el codo de vidrio. Pese todo el conjunto y anote el resultado M₁=

2) Haga el montaje de la figura y caliente suavemente el permanganato. No caliente sobre el mismo lugar del tubo de ensayo. Hágalo por todo el fondo y paredes cercanas al permanganato. Llegará un momento en que cesa el desprendimiento gaseoso. Retire la llama y sin esperar más retire la conexión con la probeta. De no hacerlo así puede ocurrir un retroceso del agua del cristalizador hacia el tubo de ensayo. Espere a que el tubo adquiera la temperatura ambiente y luego pese lo mismo que pesó antes, esto es, tubo, producto, lana de vidrio y tapón con tubo de vidrio. Anote este resultado. M₂. Calcule la masa de oxígeno

3) Se mide el volumen de gas recogido. Se mide la temperatura del agua. Se mide la altura de agua que queda en la probeta respecto del agua del cristalizador. Se mide la presión atmosférica en el barómetro.

4) Se realizan los siguientes cálculos:

presión del oxígeno = Presión atmosférica – Presión de vapor del agua a la temperatura que indica el termómetro – presión de la columna de agua

5) Se aplica la ecuación de los gases y se calcula la masa molar del oxígeno

OBSERVACIONES

1) Este experimento debe hacerse siempre con gafas de seguridad

2) Debe calentarse el permanganato con suavidad y de forma constante, de manera que el desprendimiento gaseoso también sea constante. Hay veces que sin saber por qué la reacción se detiene. De nada sirve calentar con más intensidad se necesita empezar de nuevo el experimento

3) La descomposición del permanganato por la acción del calor es un proceso complejo aun cuando algunos autores escriban la reacción siguiente:

Lo que si es cierto que en la descomposición aparece manganato de potasio, lo cual se comprueba tomando un poco del producto que queda en el tubo después de la reacción y añadiéndolo en agua se verá una disolución de color verde característico del manganato

4) Los alumnos pueden encontrar errores en la medida superiores al 5%, pero si han operado correctamente no deben superar el 8%

En caso de que el alumno no realice el experimento puede realizar los cálculos para ello le suministramos los siguientes datos reales de un experimento

M₁= 41,315 g M₂=40,980 g temperatura del agua 15ºC, Presión de vapor del Agua a 15ºC = 12,7 mm de mercurio Presión atmosférica 706 mm de mercurio

Altura del agua en la probeta 3 cm . Volumen de oxígeno 0,262 L

Resultado experimental con los datos anteriores

Masa de oxígeno 41,315-40,980 = 0,335 g

Presión del oxigeno = 706-12,7-(30/13,6)= 691 mm de mercurio =0,909 atm

error relativo en la medida =

miércoles, 9 de junio de 2010

Molaridad

http://www.youtube.com/watch?v=Y-9-ar7dpYM

http://www.youtube.com/watch#!v=tm4588hXyH4

Presión Osmótica

Presión osmótica

Esquema de una membrana semipermeable. Las moléculas grandes de la sangre no pueden atravesar la membrana, mientras que las pequeñas de disolvente sí.

La presión osmótica puede definirse como la presión que se debe aplicar a una solución para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable.¹ La presión osmótica es una de las cuatro propiedades coligativas de las soluciones (dependen del número de partículas en disolución, sin importar su naturaleza). Se trata de una de las características principales a tener en cuenta en las relaciones de los líquidos que constituyen el medio interno de los seres vivos, ya que la membrana plasmática regula la entrada y salida de soluto al medio extracelular que la rodea, ejerciendo de barrera de control.

Cuando dos soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable (membrana que deja pasar las moléculas de disolvente pero no las de los solutos), las moléculas de disolvente se difunden, pasando habitualmente desde la solución con menor concentración de solutos a la de mayor concentración. Este fenómeno recibe el nombre deósmosis, palabra que deriva del griego osmos, que significa "impulso".² Al suceder la ósmosis, se crea una diferencia de presión en ambos lados de la membrana semipermeable: la presión osmótica.

Presión osmótica de equilibrio

Esquema del modo de acción de la presión osmótica. En azul se representan las moléculas dedisolvente y en rojo las de soluto. La disolución más concentrada se denomina hipertónica y la diluida hipotónica. Como consecuencia de la diferencia inicial de concentraciones se produce una presión osmótica, apareciendo una diferencia de altura h, hasta que las concentraciones se igualan.

Se considera que una disolución está en equilibrio cuando no existe intercambio neto de soluto entre las diferentes partes de la misma. Si la disolución se encuentra rodeada por una membrana, el equilibrio se alcanza cuando la presión exterior (generalmente la presión atmosférica) se iguala a la presión que el disolvente ejerce sobre la membrana. Ésta última es la presión osmótica, que se representa habitualmente mediante la letra griega $Π$ .

Cuando se tiene una membrana semipermeable separando dos soluciones de distinta concentración (llamada hipertónica a la de mayor concentración e hipotónica la de menor), las moléculas de disolvente (agua por lo general) la atraviesan, pasando de la disolución menos concentrada a la más concentrada, diluyéndose ésta última cada vez más, hasta que las concentraciones se igualen. Si el volumen era inicialmente idéntico en las dos soluciones, ocurre que en la solución hipertónica el volumen aumenta, hasta que la presión hidrostática (que aumenta debido al incremento de altura h) iguale las presiones a ambos lados de la membrana. Esta presión hidrostática que detiene el flujo neto de disolvente es equivalente a la presión osmótica, y es el fundamento del osmómetro utilizado para su medición.

Teorías

Teoría de van 't Hoff

Las partículas de un gas se mueven en todas direcciones y chocan entre ellas mismas y con las paredes del recipiente. Los choques contra las paredes representan la presión del gas. En esta animación el disolvente se representa con bolas azules y el soluto con bolas rojas.

Se han propuesto diversas teorías para explicar la causa de la ósmosis. La primera teoría fue la del bombardeo de van 't Hoff, que está basada en la analogía entre la ecuación de la presión osmótica y laley de los gases ideales. Van 't Hoff describió la presión osmótica como el resultado de las colisiones de las moléculas de soluto contra la membrana semipermeable, y supuso que las moléculas dedisolvente no contribuían de ninguna manera. Con este modelo, la presión osmótica de una disolución es la misma presión que un gas ideal ejercería si ocupase el mismo volumen de la disolución.

Otras teorías

La suposición en la teoría de van 't Hoff de que las moléculas del disolvente no ejercen ningún efecto sobre la presión osmótica constituye un interrogante, ya que estas partículas se encuentran golpeando continuamente la membrana semipermeable. De este problema surge otra teoría, que considera el bombardeo de las moléculas de disolvente; según esta teoría las moléculas de disolvente bombardean la membrana semipermeable de manera desigual y provocan la ósmosis y la presión osmótica, aunque la diferencia de presiones aumente con la cantidad de soluto.

Una tercera teoría explica la ósmosis en base al descenso de la presión de vapor, el cual da lugar a que el disolvente se difunda a través de la membrana hasta que se igualan las dos presiones. Si se aplica una presión igual a la presión osmótica de la disolución se saturará la destilación, y se necesitaría una presión mayor para invertir la dirección.⁶ ⁹ El flujo de disolvente a través de una membrana semipermeable es análogo al flujo de disolvente en la fase vapor que se produce si se dejan, dentro de un recipiente cerrado, muestras del disolvente y de una disolución. Como la presión de vapor del disolvente es mayor, se produce una transferencia neta de disolvente hacia la disolución. El flujo de disolvente continúa hasta que todo el disolvente ha pasado a la disolución.¹⁰

Magnitud de la presión osmótica

La presión osmótica, como su nombre indica, es una presión, y por tanto tiene las mismas unidades que el resto de presiones, es decir,Pascales (Pa) en el Sistema Internacional, aunque tradicionalmente también se utilizan las atmósferas (atm).

La molaridad mide la cantidad de masa del soluto por volumen de disolución. La molaridad y la presión osmótica son dos magnitudes relacionadas proporcionalmente; el aumento o disminución de una de ellas produce el mismo efecto en la otra, aunque en distinta proporción. Del mismo modo, la temperatura (medida en kelvin, K) también posee la misma relación con la presión osmótica.

A continuación se muestra una tabla con los valores de la presión osmótica correspondientes a diferentes concentraciones de sacarosa a una temperatura constante de 293 K (20 °C). La concentración se expresa en molalidad y no en molaridad, según la ecuación de Morse, pero las diferencias son mínimas.

Presión osmótica experimental de disoluciones de sacarosa a 20 °C¹¹
Molalidad (g sacarosa/kg agua)	0,1	1,0	2,0	3,0	4,0	6,0
Presión osmótica (atm)	2,47	27,2	58,4	95,2	139,0	232,3

Comparación entre presión osmótica y presión hidrostática

Al tratarse ambas de presiones, se puede comparar el valor de la presión osmótica con el de la presión hidrostática en determinadas situaciones. La presión hidrostática viene dada por:

$P_h = \rho \cdot g \cdot h$

donde ρ es la densidad del líquido (para agua: ρ_agua = 1 000 kg/m³), g es la aceleración de la gravedad (en la superficie terrestre: g = 9,81 m/s²), y h es la profundidad, expresada en metros.

Con esta fórmula, se puede comparar a qué profundidad de agua correspondería cualquier valor de la presión osmótica de la tabla anterior. Por ejemplo, a molalidad 1 g_sac/kg_agua corresponde una presión de 27,2 atm. De este modo, despejando h:

$h = \frac{27,2 \ atm}{1 000 \ kg/m^3 \cdot 9,81 \ m/s^2}$

Y convirtiendo atmósferas a pascales (27,2 atm $\simeq$ 2 750 000 Pa), obtenemos finalmente la altura:

$h = 281 \ m \,$

Así, la presión osmótica sobre la membrana semipermeable que ejerce la disolución de un gramo de sacarosa en un kilogramo de agua equivale a la presión a 281 m bajo el agua, un valor realmente elevado.

Relación entre presión osmótica y entropía

Desde el punto de vista de la termodinámica, se puede relacionar la presión osmótica con la entropía para explicar el sentido de flujo del disolvente. El paso de disolvente hacia la disolución representa un aumento de entropía del sistema. Las moléculas de soluto aumentan su desorden al diluir la disolución mezclándose con el disolvente que atraviesa la membrana, ya que las moléculas de soluto tienen más espacio para moverse, lo que representa un mayor número de posiciones disponibles (mayor desorden), y, por tanto, una mayor entropía. También las moléculas de disolvente tienen mayor desorden en una disolución que en estado puro. Si el disolvente pasase desde la disolución al disolvente puro el orden aumentaría, lo cual disminuiría la entropía y no se cumpliría el segundo principio de la termodinámica. Todo esto demostrable matemáticamente.¹⁰

Relaciones con otras magnitudes físicas y químicas

Disoluciones diluidas de no electrolitos

En el caso de disoluciones diluidas de no electrolitos se aplica directamente la ecuación de van 't Hoff. Si la presión osmótica se produce entre dos disoluciones, en lugar de entre una disolución y el disolvente puro, en la ecuación figura la diferencia de concentraciones, $Δ C$ :

$\Pi = R \cdot T \cdot \Delta c$

Sin embargo, la ecuación obtenida por el químico norteamericano Harmon Northrop Morse se ajusta mejor a las observaciones experimentales. Morse sustituyó la concentración expresada en molaridad de la ecuación de van 't Hoff, por la expresada en molalidad, m.¹² Así, la ecuación de Morse queda como sigue:

$\Pi = R \cdot T \cdot \Delta m$

Realmente, la ecuación de Morse expresada en molalidad solamente es correcta si el disolvente es agua, ya que el volumen de agua expresado en litros coincide con su masa expresada en kilogramos.

[mostrar]Deducción termodinámica de las ecuaciones de Morse y van 't Hoff ¹³

Disoluciones diluidas de electrolitos

Jacobus Henricus van 't Hoff descubrió que las disoluciones de electrolitos no cumplían la ecuación de la presión osmótica para disoluciones de no electrolitos, e introdujo el llamado factor de van 't Hoff, un factor determinado empíricamente simbolizado por la letra $i \,$ , y definido como el cociente entre el valor experimental de la presión osmótica media y el valor teórico que se deduce con la ecuación para disoluciones de no electrolitos:

$i = \frac {\Pi_{exp}}{\Pi_{teorico}}$

De esta manera la nueva ecuación para la presión osmótica queda de la siguiente forma:

$\Pi = i \cdot R \cdot T \cdot \Delta c$

Este factor de corrección fue explicado por el químico sueco Svante August Arrhenius, quien entre 1883 y 1887 desarrolló la teoría de la disociación electrolítica,¹⁴ según la cual las moléculas de los electrolitos se disocian en mayor o menor medida en iones cargados eléctricamente, capaces de transportar la corriente eléctrica, y existiendo un equilibrio entre las moléculas no disociadas y los iones. Por tanto, en disolución hay más partículas que las que se han disuelto ya que estas se rompen, se disocian, en partes más pequeñas. La presión osmótica, como las otras propiedades coligativas, depende del número total de partículas en disolución, de manera que en una disolución de electrolitos se tendrán más partículas que las disueltas, las cuales se han de tener en cuenta para calcular la concentración total. A modo de ejemplo, podemos suponer un electrolito binario como el cloruro de calcio, CaCl₂, el cual alcanza el equilibrio de disociación en agua según la siguiente ecuación:

$CaCl_2 \rightleftharpoons Ca^{2+}_{(aq)} + 2 Cl^{-}_{(aq)}$

Por tanto, en disolución, hay más partículas que las disueltas inicialmente porque parte de estas partículas se han disociado en iones.¹³

Disoluciones reales

Para disoluciones concentradas, se ha de utilizar la actividad (más concretamente su logaritmo, $\ln{a} \,$ ) en lugar de las fracciones molares, y se debe tener en cuenta la influencia de la presión en el volumen molar del disolvente (en la deducción termodinámica se considera el volumen de disolvente constante). De esta manera se obtiene una expresión más precisa, aplicable a las disoluciones concentradas que contienen un término añadido donde aparece la presión osmótica al cuadrado:

$\ln a_1 = - \frac{V_{m,1}^{*,P}}{R \cdot T} \cdot \Pi + \frac{\kappa_{T,1} \cdot V_{m,1}^{*,P}}{2 \cdot R \cdot T} \cdot \Pi^2$

donde $\kappa_{T,1} \,$ es el coeficiente de compresibilidad isotermo del disolvente.¹³

[mostrar]Deducción termodinámica de la ley de la presión osmótica para disoluciones reales ¹³

En el caso de electrolitos, el coeficiente de actividad del disolvente permanece cercano a la unidad, aunque la concentración de electrolitos sea alta, y por tanto, con coeficientes de actividad del electrolito alejados de la unidad. Por este motivo, el coeficiente de actividad del disolvente no resulta adecuado para caracterizar las propiedades reales de la disolución electrolítica concentrada y se define el coeficiente osmótico ( $φ x$ ), por parte del químico danés Niels J. Bjerrum, de la siguiente manera:

$\phi_x = \frac{\ln a_1}{\ln x_1}$

Así, la expresión de la presión osmótica para electrolitos queda corregida con el coeficiente osmótico:¹³

$\Pi = \phi_x \cdot i \cdot R \cdot T \cdot \Delta c$

La presión osmótica en la naturaleza

La presión osmótica en el medio interno

Difusión de agua en las células vegetales por efecto de la presión osmótica.

Eritrocitos dentro de disoluciones con distinta concentración.

La ósmosis tiene una gran importancia en los seres vivos. Las células de los organismos están rodeadas por fluidos acuosos, como la sangre, la linfa, o la savia, que contienen concentraciones de diferentes solutos. Las membranas celulares son permeables al agua, al oxígeno, al nitrógeno, al dióxido de carbono, y a otras moléculas orgánicas de pequeño tamaño, como glucosa o aminoácidos, mientras que son impermeables a las moléculas poliméricas, como proteínas y polisacáridos. En cambio, los iones inorgánicos y los disacáridos, como la sacarosa, pasan muy lentamente a través de las membranas celulares.

Las células también tienen la capacidad de transportar especies químicas a través de su membrana desde una región de baja concentración de la especie a una región de concentración más elevada, en sentido contrario al del flujo espontáneo. Los mecanismos que originan este tipo de transporte, denominado transporte activo, son complejos y todavía no se conocen totalmente. Un ejemplo típico de transporte activo es el de cationes potasio, K⁺, hacia el interior de las células desde los líquidos circundantes, que tienen menor concentración de cationes potasio.

En ausencia de transporte activo, la membrana celular permite el paso de moléculas de agua y de todos los solutos permeables hasta que se igualen sus respectivospotenciales químicos a ambos lados de la membrana. No obstante, existe un gran número de especies, tanto en el fluido que rodea la célula como en el fluido celular ocitoplasma, que no pueden atravesar la membrana. Si la concentración total de este soluto es más grande en el fluido que rodea la célula, esta perderá agua por ósmosis, y se dice que el fluido circundante es hipertónico respecto al fluido celular (tiene mayor presión osmótica). En caso contrario, cuando la concentración total del soluto que no puede atravesar la membrana es mayor en el fluido de la célula, esta ganará agua del líquido hipotónicocircundante (de menor presión osmótica). Cuando no se produce transferencia neta de agua entre el fluido celular y el que rodea la célula, se dice que los dos fluidos son isotónicos, es decir, tienen la misma presión osmótica. La sangre y la linfa son aproximadamente isotónicos respecto de las células de un organismo.

Los líquidos de las inyecciones contienen una disolución salina isotónica con la sangre, porque si se inyectara agua directamente, loseritrocitos de la sangre la absorberían por ósmosis hasta estallar.⁷

Osmorreceptores

Hormona antidiurética, vasopresina o ADH. Hblanco, C gris, O rojo, N azul, S amarillo.

Existen unas células especializadas en detectar cambios de la presión osmótica en los líquidos corporales (plasma sanguíneo, fluido intercelular...), llamadas osmorreceptores. Los osmorreceptores pueden localizarse en algunas estructuras, como en el hipotálamo, en lasarterias, entre otros lugares. Mediante estas células, el organismo puede regular la concentración de sales en sus fluidos, la osmolalidad.¹⁵ En los seres humanos, son osmorreceptores los núcleos supraóptico o paraventricular. Por medio de las hormonas antidiuréticas (también llamada vasopresina, ADH o pitresina), los osmorreceptores inhiben ladiuresis con tal de mantener la presión osmótica de la sangre correspondiente a una osmolalidad media de 285 osmol/kg. Es suficiente una variación de tan sólo 3 osmol/kg para activar este mecanismo.¹⁶

La absorción de agua en los vegetales

Semillas germinadas con la radícula llena de pelos absorbentes.

Los vegetales utilizan la presión osmótica para hacer ascender agua a través del xilema desde las raíces hasta las hojas. Así se ha comprobado en los arces al comenzar la primavera y se inicia el movimiento de la savia. Las raíces tienen una gran concentración de azúcaresalmacenados, producidos durante el verano. Cuando se funde la nieve, el agua llega en grandes cantidades a las raíces y entra dentro de ellas a través de pelos absorbentes, y por efecto de la presión osmótica la savia sube hacia las hojas. Sin embargo, en la mayoría de los vegetales no es posible explicar la ascensión de la savia hasta las hojas por medio de la presión osmótica. En las partes más elevadas del vegetal, la savia asciende debido al descenso de presión provocado por la transpiración de las hojas. En ocasiones, en lugar de que las raíces presenten grandes concentraciones de azúcares, se encuentran rodeadas de agua muy salada, produciéndose el fenómeno conocido como ósmosis inversa; este es el caso de losmangles.¹⁷

Organismos osmófilos

Levadura de la especieSaccharomyces cerevisiae, utilizada para la fermentación de la cerveza.

Se denominan osmófilos los organismos extremófilos que pueden crecer en ambientes con una alta concentración de azúcares.¹⁵ Casi todos los microorganismos osmófilos son levaduras. Los osmófilos son similares a los organismos halófilos (medios salinos). La alta concentración de azúcar representa un factor limitante en el crecimiento de muchos microorganismos, pero los osmófilos logran protegerse contra la elevada presión osmótica por medio de la síntesis de osmoprotectores, como alcoholes yaminoácidos. Estos organismos son importantes porque causan el deterioro de productos como loszumos de frutas, los jarabes o la miel, además de tener aplicaciones industriales como la fermentaciónde la cerveza. Algunos ejemplos de este tipo de microorganismos osmófilos son: Saccharomyces rouxii, Saccharomyces bailii, Debaryomyces, y Saccharomyces cerevisiae, la levadura de la cerveza."Saccharomyces" deriva del griego, que significa "moho del azúcar".

Aplicaciones

Científicas

Una de las aplicaciones científicas de la presión osmótica es la determinación de masas moleculares o masas molares, de macromoléculas. A partir de la ecuación de van 't Hoff se puede despejar la masa molar, M, del soluto disuelto:

$\Pi = c \cdot R \cdot T = \frac{n}{V} \cdot R \cdot T = \frac{\frac{m}{M}}{V} \cdot R \cdot T$

Despejando la masa molar, ésta queda en función de constantes y variables que se pueden medir en el laboratorio: la masa disuelta de soluto, la constante de los gases ideales, R, la temperatura absoluta, T, el volumen de disolución, V, y la presión osmótica, $Π$ :

$M = \frac{m \cdot R \cdot T}{\Pi \cdot V}$

Analíticas

En los laboratorios se puede determinar la concentración total de partículas en disolución osmóticamente activas, lo que se conoce comoosmolaridad u osmolalidad, midiendo la presión osmótica. Los aparatos que se utilizan se denominan osmómetros de membrana. Se trata de aparatos automatizados que permiten la realización de las determinaciones de presión osmótica de forma rápida.

Industriales

Bobina de membrana semipermeable empleada en la desalinización del agua salobre.

En la industria se emplea la ósmosis inversa. Se trata de un procedimiento que invierte la difusión normal de disolvente desde la disolución diluida hacia la disolución concentrada, aplicando una presión sobre la disolución concentrada que supera a la presión osmótica, permitiendo el paso de disolvente desde la disolución concentrada a la diluida.

Los campos de aplicación de la ósmosis inversa son cada vez más numerosos. Las áreas de laingeniería que más se han visto beneficiadas con estas aplicaciones son principalmente las industrias de los alimentos, del papel, la biomedicina, la petroquímica, la nuclear y, entre otras, la de separación o purificación de gases, donde se obtiene hidrógeno de la disociación del amonio, sulfuro de hidrógenodel gas natural de las refinerías, helio del gas natural, así como el enriquecimiento de oxígeno a partir del aire. También cabe destacar la recuperación de sustancias valiosas en fluidos de deshechos industriales. No obstante, la aplicación más importante es la desalinización del agua salada marina para su potabilización, lo cual ha permitido abastecer con agua de calidad a poblaciones situadas en lugares donde los recursos hidráulicos son insuficientes.