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ELECTROQUÍMICA La Electroquímica trata de la interrelación de los fenómenos químicos y eléctricos, así como del estudio de las propiedades eléctricas de las soluciones de los electrolitos, estableciendo una relación entre la acción química y eléctrica de tales sistemas. Conducción electrolítica Se denominan conductores de primera especie o electrónicos a los metales sólidos o fundidos y ciertas sales sólidas (sulfuro cúprico, sulfuro de cadmio) que conducen la corriente eléctrica sin experimentar alteración alguna. En estas sustancias, la conducción tiene lugar por emigración directa de los electrones a través del conductor bajo la influencia de un potencial aplicado. Aquí, los átomos o iones que componen el conductor, permanecen en sus lugares. Los conductores de segunda especie o electrolíticos son los que experimentan transformación química al paso de la corriente eléctrica como las soluciones de electrolitos fuertes y débiles, sales fundidas y también algunas sales sólidas como el cloruro de sodio y el nitrato de plata. La transferencia electrónica tiene lugar por migración iónica. Esta migración involucra no sólo una transferencia de electricidad sino también el transporte de materia de una parte a otra del conductor. Además, el flujo de corriente en los conductores electrolíticos va siempre acompañado de cambios químicos en los electrodos que son muy característicos y específicos de las sustancias que componen el conductor y los electrodos. Celda electroquímica Una celda electroquímica simple contiene un par de electrodos de material inerte, por ejemplo platino, conectados a una fuente de corriente y sumergidos en una solución acuosa de un conductor de segunda especie. El electrodo conectado al lado negativo de la fuente se denomina cátodo y es aquel por el cual entran los electrones a la solución procedentes de la fuente, por ejemplo, una batería. Al mismo tiempo, el electrodo conectado al lado positivo de la batería se denomina ánodo, por el cual salen los electrones de la solución y regresan a la batería. Al cerrar el circuito, los iones negativos o aniones, emigran hacia el ánodo en donde se oxidan,

Electroquímica mientras que los iones positivos o cationes van hacia el cátodo en donde se reducen. Como estas partículas están cargadas, su movimiento constituye una comente eléctrica. Los aniones se mueven hacia el ánodo y de aquí que los electrones son transportados por estos iones desde el cátodo. De nuevo, como el transporte de electricidad positiva hacia el cátodo puede considerarse un flujo de electricidad negativa hacia el ánodo, la migración de los cationes hacia el cátodo es equivalente al flujo de electrones en dirección opuesta. En consecuencia, el resultado neto de la migración es un desplazamiento de los electrones por la solución en la dirección de la corriente y cada ión transporta una parte de la comente total de electricidad a través de la solución. El proceso del paso de corriente por un conductor electrolítico con todos los cambios químicos y migratorios asociados, se denomina electrólisis. Leyes de Faraday sobre la electrólisis Las dos leyes de Faraday se refieren a las masas de sustancias depositadas en los electrodos de una celda durante la electrólisis y pueden resumirse en la siguiente fórmula

m=

Q( PA) Q( PE ) ( PE ) It = = Fz F F

siendo m, los gramos de elemento depositado en un electrodo, PA, el peso atómico del elemento y z, su valencia, F es la constante de Faraday cuyo valor es 96500 culombios / eq-g, PE es el peso equivalente-gramo del elemento, Q la carga eléctrica en culombios, I la intensidad de la corriente en amperios y t el tiempo en segundos La Primera Ley de Faraday dice: "La masa de un elemento depositado en cualquiera de los electrodos durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa a través del electrolito". La Segunda Ley de Faraday dice: "Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de una corriente son directamente proporcionales a sus pesos equivalentes". También se puede establecer esta ley diciendo que: “La misma cantidad de electricidad producirá cantidades equivalentes químicamente de todas las sustancias". Más aún, el paso de noventa y seis mil quinientos culombios (Un Faraday) separa un equivalente químico de cualquier elemento.

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Electroquímica Números de transporte o transferencia Se define como número de transporte o transferencia, la fracción de corriente total transportada por cada uno de los iones en una solución. La fracción de corriente que transporta un ión depende de la velocidad de su movimiento migratorio. Se deduce de la definición, que la suma de los números de transporte para catión y anión es igual a uno. Es decir

t+ =

I+ v+ = I v+ + v−

t− =

I− v− = I v+ + v−

siendo t+ y t- los números de transporte del catión y del anión, v+ y v- sus velocidades promedios, I+, I-, I las intensidades de las corrientes. Se deduce fácilmente que,

t+ v+ = t− v− t+ + t− = 1 Conductancia electrolítica La resistencia de un conductor electrolítico al paso de la corriente se puede determinar mediante La Ley de Ohm, pero es costumbre en vez de hablar de resistencia hacerlo de la conductancia, que es simplemente el recíproco de la resistencia eléctrica. Se sabe que la resistencia de un conductor cualquiera es directamente proporcional a su longitud e inversamente proporcional al área de su sección transversal y que según sea la naturaleza y características del conductor así será el valor su propiedad denominada resistividad o resistencia. Es decir,

R=ρ

l A

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Electroquímica siendo R la resistencia en ohmios, l la longitud en cm, A el área en cm2 y ρ la resistividad o resistencia específica en ohmio-cm Así como la conductancia electrolítica de un conductor se define como el inverso de su resistencia, la conductancia específica de un conductor se define como el inverso de su resistividad, y puede considerarse como la conductancia de un cubo de un centímetro de arista de cierto material. La conductancia se expresa como el inverso de ohmio y la conductancia específica como el inverso del producto de ohmio por centímetro. Invirtiendo la ecuación para la resistencia de un conductor resulta la ecuación para su conductancia correspondiente

L = Ls

A l

siendo L la conductancia electrolítica y Ls la conductancia específica del conductor. Conductancia equivalente, Λ Aunque la conductancia específica es una propiedad del medio, al tratar con soluciones electrolíticas se utiliza otra cantidad de mayor significado que es la conductancia equivalente, que se define como: "La conductancia de un volumen de solución que contiene un peso equivalente de la sustancia disuelta cuando se coloca entre dos electrodos paralelos entre sí a una distancia de un centímetro y suficientemente grandes para contener entre ellos toda la solución". Es decir Λ = LsVeq

Λ=

1000Ls N

siendo Λ la conductancia equivalente medida en ohm-1-cm2/eq, Veq el volumen en cm3 que ocupa un equivalente o volumen equivalente y N la normalidad de la solución. La conductancia equivalente aumenta al diluir la solución. En las soluciones diluidas, los iones conducen mejor la corriente eléctrica, lo cual es efecto de que ha disminuido la atracción interiónica.

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Electroquímica Conductancia equivalente límite Kohlrausch fue el primero en señalar que para electrolitos fuertes, la conductancia equivalente aumenta con la dilución y sus valores se van haciendo análogos al aproximarse la dilución a concentración cero. Al graficar los valores de la conductancia equivalente en función de la concentración, y extrapolar a concentración cero, se obtiene la denominada conductancia equivalente límite. Las conductancias equivalentes limites para electrolitos débiles se obtienen por aplicación de La Ley de Kohlrausch de la migración independiente de los iones, que establece que: "A dilución infinita, donde la disociación de todos los electrolitos es completa y donde desaparecen todos los efectos interiónicos, cada ion emigra independientemente de su co-ion, y contribuye a la conductancia total equivalente de un electrolito una definida coparticipación que depende sólo de su propia naturaleza y es totalmente independiente del ión con el cual se encuentra asociado" Si este es el caso, entonces el valor de la conductancia equivalente límite de un electrolito deberá ser la suma de las conductancias equivalentes de los iones que lo componen con tal que el solvente y la temperatura sean iguales. Λ0 = I+° + I-° siendo I+° y I-°, las conductancias iónicas equivalentes límites del catión y del anión respectivamente. Considerando los números de transporte, podemos escribir que: I+° = t+° I -° = t-° siendo t+° y t-°, los números de transporte a dilución infinita obtenidos por extrapolación. Las conductancias iónicas equivalentes límites se determinan frecuentemente a 25°C Mobilidades iónicas Se define como mobilidad iónica, la velocidad absoluta de un ión, en cm/s, cuando está sometido a un gradiente de potencial de un voltio/cm.

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Electroquímica Se puede demostrar la relación entre la conductancia equivalente y las mobilidades iónicas de catión y anión en una solución obteniéndose la ecuación

Λ =α F(µ + + µ − ) siendo µ+ y µ- las mobilidades iónicas de catión y anión, respectivamente, en unidades de cm-voltio-1-seg -1. A dilución infinita, la ecuación se convierte en

Λ 0 =α F(µ +o + µ −o ) que permite, por comparación, expresar que:

µ = o

+

I +o F

I −o µ− = F o

Las mobilidades iónicas límites son calculadas con ayuda de estas ecuaciones, generalmente a 25°C El paralelismo de las mobilidades con las conductancias es manifiesto. En efecto, como es fácil comprender, a igualdad de carga transportada, los iones con mayor mobilidad conducen mejor la corriente. Además, la posibilidad de que los iones del agua salten de una a otra molécula, explica razonablemente su mayor velocidad de desplazamiento. La separación de proteínas por sus velocidades iónicas diferentes es el fundamento de los métodos de separación denominados ELECTROFORESIS. Si tenemos una muestra de plasma o suero moderadamente alcalinizado, y lo sometemos a la acción de un campo eléctrico, sus proteínas que se disocian como anión en medio alcalino, se desplazarán con velocidades diferentes, de acuerdo con sus respectivas mobilidades. Así, en métodos de empleo habitual en la clínica, se consigue diferenciar en el proteinograma varias fracciones de proteínas.

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Electroquímica

SOLUCIONES ELECTROLÍTICAS Se les llaman electrolitos a las sustancias solubles en agua y capaces de conducir la corriente eléctrica. Podemos decir, por lo tanto, que las soluciones de sustancias que presentan buena conductancia e indican un alto grado de ionización se les denomina electrolitos fuertes y, por el contrario, los que presentan una pobre conductancia y un bajo grado de ionización se les llama electrolitos débiles. Sin embargo, existen sustancias clasificadas en un grupo intermedio porque su comportamiento electrolítico no está claramente definido. Propiedades coligativas de los electrolitos Para representar las propiedades coligativas de los electrolitos por medio de relaciones obtenidas con los no electrolitos, Van’t Hoff sugirió el uso de un factor, i, que se define como la razón del efecto coligativo producido por una solución de electrolito de molalidad, m, dividida por el efecto observado para la misma concentración de un no-electrolito. Al utilizar esta definición del factor de Van’t Hoff para una de las propiedades coligativas como la disminución del punto de congelación de las soluciones se deduce entonces que este es igual al descenso del punto de congelación de la sustancia electrolítica dividido por el descenso del punto de congelación de una solución de un noelectrolito de la misma molalidad Se concluye, por lo tanto, que el valor del factor de Van’t Hoff para una solución indica el número de partículas totales presentes en ella por cada mol de soluto disuelto. La ecuación general de las propiedades coligativas queda de la siguiente forma:

Π ∆P / P ∆Tc ∆Tb Π = = = = O = i×m 0.018 1.86 0.52 RT 22.4 Para los electrolitos fuertes el número de partículas que hay en una solución por cada mol de soluto disuelto, debería concordar con el número de partículas en que se disocia cada molécula de electrolito. Sin embargo, el número de partículas que hay en una solución por cada mol de soluto disuelto solamente puede sustituirse por el número de partículas en que se disocia cada molécula de electrolito en soluciones muy diluidas. Para los electrolitos débiles, el número de partículas que hay en una solución por cada mol de soluto disuelto, es menor que el número de partículas en que se disocia cada molécula de electrolito en soluciones muy diluidas.

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Electroquímica Para los no electrolitos, el número de partículas que hay en una solución por cada mol de soluto disuelto, es igual a la unidad. Teoría de Arrhenius sobre disociación electrolítica La teoría de Arrhenius dice: 1. Los electrolitos en solución se disocian en partículas cargadas eléctricamente llamadas iones, de tal manera que la carga total de los iones positivos es igual a la carga total de los iones negativos. Lo anterior significa que la solución en conjunto resulta neutra a pesar de la presencia de partículas cargadas eléctricamente y que la presencia de los iones en la solución es la responsable de su conductividad eléctrica. 2. Un electrolito en solución no se encuentra forzosamente disociado en su totalidad; en su lugar, lo hace parcialmente encontrándose en equilibrio con moléculas no disociadas de sustancias. Según esto, y de acuerdo con las leyes del equilibrio químico, puede anticiparse que la proporción de la disociación varía con la concentración, siendo mayor cuando ésta disminuye. En vista de esto, cabe esperar una disociación total en soluciones diluidas a infinito. En las otras ocasiones, sin embargo, el electrolito se halla disociado parcialmente en un grado que depende de la naturaleza de la sustancia y su concentración. Esta idea de la disociación parcial la utilizó Arrhenius para explicar el comportamiento coligativo de las soluciones electrolíticas. Las propiedades coligativas de una solución diluida dependen del número de partículas sin que importe sus especies presentes en cierta cantidad de solución. Cuando una sustancia se disocia en sus iones, incrementa el número de partículas en solución. Si suponemos ahora que cada ion actúa con respecto a las propiedades coligativas de igual manera que una molécula no ionizada, el aumento en el número total de partículas en soluciones debe originar un incremento en los efectos coligativos Grado de disociación Se define como grado de disociación, α, a la fracción de moles de soluto disociado. Si una solución de ácido acético, por ejemplo, muestra un grado de ionización del 5 %, se entiende que de cada cien

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Electroquímica moléculas de ácido acético disueltas solo cinco disociaron en sus iones y las otras 95 permanecen en la solución con su forma molecular. Teoría de las atracciones interiónicas de Debye-Huckel Al igual que Arrhenius, Debye y Huckel establecen que los electrolitos fuertes existen en solución como iones de los tipos mencionados pero, ellos creen que los electrolitos fuertes se hallan totalmente ionizados, al menos en soluciones diluidas, y que los efectos observados se deben a una distribución desigual de los iones como resultado de una atracción. Debye y Huckel mostraron que a causa de estas atracciones electrostáticas, cada ion positivo de la solución debe estar rodeado de un número de iones negativos e inversamente debe suceder a cada ion negativo. En otras palabras, cada ion de la solución se rodea por una atmósfera iónica cuya carga neta es opuesta a la del ion central. Además demostraron que las propiedades de los electrolitos están determinadas por la interacción del ion central y su atmósfera. Como la naturaleza de ésta depende de la valencia de sus iones, su concentración, la temperatura y la constante dieléctrica del medio, se deduce que estos son también los factores que controlan las propiedades termodinámicas de los electrolitos. En la teoría de Debye-Huckel, el efecto de la concentración de los iones, se introduce por medio de una cantidad conocida como fuerza iónica, que constituye una medida de la intensidad eléctrica en la solución. La fuerza iónica se define como la mitad de la sumatoria de las concentraciones de los diversos iones en gramos por litro multiplicadas por los cuadrados de las valencias iónicas respectivas. Coeficiente osmótico de Bjerrum El coeficiente osmótico de Bjerrum, g, expresa la desviación del comportamiento osmótico real sobre el teórico, y se define como el número de partículas que hay en una solución por cada mol de soluto disuelto, dividido por el número de partículas en que se disocia cada molécula de electrolito. Es decir,

g=

i v

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Electroquímica El valor numérico del coeficiente osmótico de Bjerrum refleja el fenómeno mediante el cual los iones de la solución moderadamente concentradas se interfieren mutuamente, lo que influye en efectos como el osmótico, la conductancia, el equilibrio químico, etc. El valor del coeficiente osmótico de Bjerrum para electrolitos no alcanza la unidad sino a diluciones muy grandes, debido a que los iones no se mueven con independencia y se manifiesta una acción de freno mutuo. Recordemos algunos valores de v para algunos electrolitos típicos: NaCl (2), NaHCO3 (2), MgSO4 (2), CaCl2 (3), Na2HPO4 (3) Ejercicios Propuestos Ejercicio 1. Una solución de NaCl 0.1 molal congela a -0.35°C. Calcular su coeficiente de Bjerrum e interpretar el resultado. Se calcula el factor de Van’t Hoff a partir del descenso en el punto de congelación

i=

∆Tc 0.35 = = 1.88 1.86 × m 1.86 × 0.1

Para el cloruro de sodio, v = 2, por tener dos iones cada molécula, entonces el coeficiente osmótico de Bjerrum es de

g=

i 1.88 = = 0.94 v 2

Es decir, para efectos osmóticos esta solución aparenta tener una concentración del 94 % de la efectiva. Ejercicio 2. Determinar el descenso en el punto de congelación teórico en una solución de nitrato de potasio 0.2 molal Considerando al nitrato de potasio, KNO3, un electrolito fuerte, i = v = 2 y, entonces el descenso en el punto de congelación es

∆Tc = i × K c × m = 2 × 1.86 × 0.2 = 0.74°C

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Electroquímica Ejercicio 3. Calcular la presión osmótica real y teórica de una solución de cloruro de sodio 0.1 molal a 0°C, considerando que el coeficiente osmótico de Bjerrum para esta solución es 0.94 Para el cloruro de sodio, NaCl, considerado como un electrolito fuerte, i = v = 2 y la presión osmótica teórica es Π = i mRT = 2 x 0.1 x 0.082 x 273 = 4.48 atm. La presión osmótica real se calcula teniendo en cuenta que i = g*v = 0.94*2 = 1.88 Π = imRT = 1.88 x 0 .1 x 0.082 x 273 = 4.21 atm. Concentración osmolal Un osmol es la cantidad de soluto cuya presión osmótica corresponde a un mol. Es decir, un osmol es un mol de partícula de cualquier naturaleza (moléculas, iones, radicales o partículas asociadas). Por lo tanto, en los electrolitos, cada mol da origen a tantos osmoles como partículas se forman al disociarse la molécula. Osmolalidad (Osm) es el número de osmoles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente. Una solución de molalidad m, tendrá una osmolalidad real igual al producto del factor de Vant'Hoff por la molalidad. Es decir, Osm = im = [1 + α (v- 1)] m Osmolaridad (OsM) es el número de osmoles de soluto disueltos en un litro de solución. Sueros isotónicos Se llaman sueros isotónicos con el plasma sanguíneo, a aquellas soluciones moleculares, electrolíticas o mixtas, que tienen la misma osmolalidad real que el plasma. Si la concentración del plasma es 0.3 Osm, un suero isotónico de glucosa o dextrosa (soluto molecular) se prepara disolviendo 0.3 moles de glucosa en un kilogramo de agua. En cambio, un

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Electroquímica suero isotónico de cloruro de sodio (suero fisiológico) se prepara con una molalidad de 0.15, considerándolo un electrolito fuerte que libera dos partículas iónicas por cada molécula de soluto disuelto. Ejercicio 4. Calcular el % p/p de las siguientes soluciones isotónicas con el plasma sanguíneo (a) Suero fisiológico (b) Dextrosa isotónica (a) Suero fisiológico

 0.15 moles de NaCl   58.5 g de NaCl  NaCl / kg agua =    = 8.775 kg agua    mol de NaCl   8.775 g de NaCl   kg de agua % p/p =    (100 g solución) = 0.87 ≅ 0.9 kg agua   1008.775 g de solución  (b) Dextrosa isotónica

 0.3 moles de Glucosa   180 g de Glucosa  Glucosa / kg agua =    = 54 kg agua    mol de Glucosa   54 g de Glucosa    kg de agua % p/p =    (100 g solución) ≅ 5 kg agua    1054 g de solución  Concentraciones de los electrolitos en el plasma sanguíneo En los medios biológicos de los animales superiores, la concentración de solutos es sensiblemente próxima a los 300 miliosmoles por kilogramo de agua, por lo que las interferencias mutuas de los solutos son moderadas. Se comprueba que el conjunto de cationes (sodio, potasio, calcio, magnesio, Otros) suma 151.4 mEq por litro, cifra que también alcanza la suma de aniones (cloruro, bicarbonato, Proteinatos, fosfato monoácido/fosfato diácido, sulfato, Ácidos orgánicos) conforme lo exige la neutralidad eléctrica. Como los iones más abundantes en el plasma son el sodio (139 mosm/kg) y el cloruro (102 mosm/kg), el suero fisiológico simple que más se aproxima al plasma sería una solución de cloruro de sodio 0.15 molal. Se observa además que, aún cuando los solutos

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Electroquímica iónicos constituyen la mayor parte, algunos solutos orgánicos juegan un papel importante, entre ellos, glucosa y urea. En cambio, las proteínas, por su elevada masa molecular solo representa escasamente 2 mosm/kg. Soluciones fisiológicas Las propiedades coligativas de las soluciones tienen un amplio campo de aplicación en la clínica y en el trabajo experimental. Para mantener o restablecer el equilibrio hídrico y electrolítico de un enfermo, por ejemplo, se necesitan determinadas soluciones que se han de calcular y preparar con precisión. Y en el laboratorio, el trabajo con órganos aislados también exige la preparación de un medio artificial (solución fisiológica) que reúna en el aspecto osmótico y en la concentración individual de cada ión, las condiciones próximas a la normalidad fisiológica. Soluciones fisiológicas de uso clínico: Suero fisiológico (Cloruro de sodio al 0.9%p/p) Se administra solo o mezclado con otras sustancias como glucosa al 2.5, 5 ó 10%. Suero de Ringer (8.6 g/litro Cloruro de sodio, 0.3 g/l Cloruro de potasio, 0.33 g/l Cloruro de calcio) Se conoce con el nombre de solución isotónica de los tres cloruros. Solución isotónica de bicarbonato de sodio (1.5 % p/p) El uso de esta sal se explica porque el ión bicarbonato se elimina como gas carbónico por los pulmones, dejando el catión sodio. Solución de lactato de sodio (1.9 %p/p) Solución original de hartman o lactato salino (6 g/l Cloruro de sodio, 5.9 g/l lactato de sodio) Suero de ringer con lactato ( 6 g/l Cloruro de sodio, 3.5 g/l lactato de sodio, 0.40 g/l Cloruro de potasio, 0.20 g/l Cloruro de calcio hexahidratado, 0.20 g/l Cloruro de magnesio hexahidratado) las concentraciones electrolíticas de este suero se asemejan mas al plasma que a la solución de Ringer. Cloruro amónico ( 8.5 g/ Cloruro de amonio)

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Electroquímica Solución de darrow (4 g/l de cloruro de sodio, 5.8 g/l de lactato de sodio, 2.7 g/l cloruro de potasio) Suero glucosado (52.5 g/l glucosa) Glucosa hipertónica ( 450 g/l glucosa) Estas soluciones de uso terapéutico, con el objeto de mantener el equilibrio hídrico e iónico o de suministrar alimento por vía parenteral tienen las más amplias aplicaciones, desde el simple suministro de agua y sal hasta la corrección de posibles deficiencias de otros iones, por ejemplo, potasio o bien aporte de aminoácidos o calorías en forma de glucosa. Algunas de estas sustancias suponen un soporte de álcali para tratar estados de acidosis o alcalosis. Para la deshidratación debida a enfermedades gastrointestinales en los niños se recomienda la rehidratación con sueros bebibles en polvos que tienen glucosa y electrolitos balanceados, de bajo precio, cuyo contenido se disuelve en agua hervida. La terapia de rehidratación oral, ya sea con soluciones ya preparadas o con productos en sobres juega un papel muy importante en el tratamiento de la diarrea. Un ejemplo comercial de sales rehidratantes contiene 3.5 g Cloruro de sodio, 1.5 g Cloruro de potasio, 2.5 g bicarbonato de sodio, 20 g glucosa. La mala nutrición es la causa del alto número de muertes por diarrea en la infancia y esta constituye el mayor factor que causa o agrava la desnutrición. La rehidratación no suspende la diarrea, pero es parte importante del tratamiento. Soluciones fisiológicas para el estudio de algunos órganos o tejidos: Ringer de rana (Cloruro de sodio 6.5 g/l, Cloruro de potasio 0.14 g/l, Cloruro de calcio 0.12 g/l, Bicarbonato de sodio 0.2 g/l, fosfato diácido de sodio 0.01 g/l) Ringer Locke (Cloruro de sodio 9 g/l, Cloruro de potasio 0.42 g/l, Cloruro de calcio 0.24 g/l, Bicarbonato de sodio 0.15 g/l, Glucosa 1 g/l) Tyrode (Cloruro de sodio 8 g/l, Cloruro de potasio 0.2 g/l, Cloruro de calcio 0.2 g/l, Cloruro de magnesio 0.1 g/l, Bicarbonato de sodio 1 g/l, Fosfato diácido de sodio 0.05 g/l, Glucosa 19/l).

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Electroquímica Krebs (Cloruro de sodio 6.9 g/l, Cloruro de potasio 0.35 g/l, Cloruro de calcio 0.28 g/l, Bicarbonato de sodio 2.1 g/l, Fosfato diácido de sodio 1.6 g/l, Sulfato de magnesio heptahidratado 0.29 g/l, Glucosa 2 g/l). Las tres últimas se utilizan en mamíferos; la de Ringer Locke en corazón; la de Tyrode en intestino y útero y la de Krebs en nervio frénico. Ejercicio 5. (a) Determinar las cantidades de lactato sódico, cloruro de potasio, cloruro de sodio y glucosa que habrá que disolver en 2500 g de agua para preparar un suero glucosado que sea: 0.05 osmolal en lactato de sodio, 0.02 osmolal en cloruro de potasio, 0.18 osmolal en cloruro de sodio y 0.2 osmolal en glucosa. (b) Determinar los valores del descenso crioscópico y la presión osmótica de este suero mixto según contengo o no la glucosa a 0°C. El lactato de sodio, cloruro de potasio y cloruro de sodio son electrolitos fuertes y, por lo tanto, para cada uno de ellos i = 2, mientras que la glucosa es un soluto molecular y, por lo tanto, i = 1. Siendo que Osm = im, se pueden calcular las cantidades de cada uno de los solutos en los 2500 g de agua de la siguiente manera Lactato de sodio (CH3CHOHCOONa) =

 0.05 moles lactato  g lactato  112 2.5 kg agua   = 7 g lactato mol  kg agua   2 Cloruro de potasio (KCl) =

 0.02 moles de cloruro de potasio  74.5 g de cloruro de potasio  2.5 kg agua =    = 1.87 g kg agua  2  mol cloruro de potasio  Cloruro de sodio (NaCl) =

 0.18 moles de cloruro de sodio   58.5 g de cloruro de sodio  2.5 kg agua =    = 13.17 g kg agua  2   mol cloruro de sodio 

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Electroquímica Glucosa (C6H12O6 ) =

 0.2 moles de glucosa  58.5 g de glucosa  2.5 kg agua =    = 90 g kg agua  1  mol glucosa  La osmolalidad total del suero es la suma de las osmolalidades, es decir, 0.45, por lo tanto, el descenso crioscópico es: ∆Tc = 1.86 x 0.45 = 0.84°C La presión osmótica de la solución incluyendo la glucosa es Π= 0.45 x 0.082 x 273 = 10.1 atm La presión osmótica de la solución excluyendo la glucosa es Π = 0.25 x 0.082 x 273 = 5.60 atm Ejercicio 6. Determinar las cantidades de acetato sódico, glucosa y agua que deberán pesarse para preparar un suero mixto 0.45 osmolal que contenga 0.2 moles de sal y 0.5 moles de glucosa. Para el acetato sódico, i = 2 porque es un electrolito fuerte, y para el azúcar, i = 1 porque es un no electrolito. Número de osmoles totales = 0.2 x 2 + 0.5 x 1 = 0.9

 1 kg agua  kg de agua = 0.9 osmoles   = 2 kg  0.45 osmoles   82 g   = 16.4 g  mol 

Acetato de sodio (CH3COONa) = 0.2 moles 

 180g  Glucosa = 0.5 moles   = 90 g  mol 

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Electroquímica Ejercicio 7. ¿Qué descenso crioscópico experimentará una solución de ácido acético que contiene 6 g/kg de agua, si está disociado en un 2 %?

 1 mol   = 90 g  60 g 

La molalidad de la solución de ácido acético es = 6 g  El descenso en el punto de congelación es

∆Tc = [ 1 + 0.02(2-1) ] (0.1)(1.86) = 0.19°C Ejercicio 8. Calcular la concentración iónica en meq-g / litro en una solución de lactato salino ( 6 g / litro de NaCl y 5.9 g / litro de lactato de sodio) Pesos moles: Cloruro de sodio = 58.5 g, Lactato de sodio = 112 g + +  6000 mg de NaCl   1 meq-g Na   5900 mg de Lactato   1 meq-g Na  Na + =  +      litro litro    58.5 mg NaCl     112 mg NaCl 

= 156

meq-g litro

meq-g  6000 mg de NaCl   1 meq-g Cl  Cl- =   = 103  litro litro    58.5 mg NaCl 

meq-g  5900 mg de Lactato   1 meq-g Lactato  Lactato- =   = 53  litro litro    112 mg Lactato 

Ejercicio 10. Determinar las cantidades de NaCl, NaHCO3, KCl, CaC12 y, glucosa que deberán pesarse para preparar un suero que contenga por litro: 140 meq-g de Na+, 5 meq-g de K+, 5 meq-g de Ca+2, 120 meq-g de CI-, 30 meq-g de HCO3- y 5 mmoles de glucosa Con los datos suministrados se puede construir el siguiente cuadro donde se determinan las cantidades / litro para cada uno de los solutos:

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Electroquímica Ion

NaCl, meq-g

NaHCO3, meq-g

Na+

110

30

KCl, meq-g

K+

CaCl2, meq-g

Glucosa, mmol

5

Ca+2

5

-

CI

110

HCO3

5

-

5

30

Glucosa

5

 110 meq-g   58.5 mg   1 g  NaCl =    = 6.44 g/litro   litro   meq-g   1000 mg   30 meq-g   84 mg   1 g  NaHCO3 =    = 2.52 g/litro   litro   meq-g   1000 mg   5 meq-g   74.5 mg   1 g  KCl =    = 0.37 g/litro   litro   meq-g   1000 mg   5 meq-g   55.5 mg   1 g  CaCl2 =    = 0.28 g/litro   litro   meq-g   1000 mg  1g  5 mmol   180 mg    Glucosa =     = 0.9 g/litro  litro   mmol   1000 mmol  Ejercicio 9. Calcular las concentraciones iónicas en mOsm / kg y en meq-g / litro para la solución de Ringer de rana mg/litro

mosm/litro

Na+

NaCl

6500

111

111

KCl

1400

1.9

CaCl2

120

1.1

NaHCO3

200

2.4

2.4

NaH2PO4

10

0.1

0.1

Soluto

Total

K+

Ca2+

HCO3-

H2PO4-

111 1.9

1.9 1.1

113.5

Cl-

2.2 2.4 0.1

1.9

1.1

115.1

2.4

0.1

148