Fundamentos de la Presión Osmótica y Clasificación de Soluciones Químicas

Fundamentos de la Presión Osmótica y Osmosis

Definición de Presión Osmótica

La presión osmótica ($\pi$) 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.

Concepto de Ósmosis

La ósmosis es el proceso mediante el cual las moléculas de disolvente se difunden, pasando habitualmente desde la solución con menor concentración de solutos a la de mayor concentración.

Cálculo de la Presión Osmótica

La presión osmótica se calcula mediante la siguiente expresión, derivada de la ley de van 't Hoff:

$$\pi = M \times R \times T$$

Variables de la Ecuación:

• $\pi$: Presión osmótica de la solución (generalmente en atmósferas).
• $R$: Constante de los gases ideales ($0.082 \text{ L} \cdot \text{atm} / ( ext{mol} \cdot \text{K})$).
• $T$: Temperatura en grados Kelvin ($\text{K}$).

Cálculo de la Molaridad ($M$):

La molaridad ($M$) se expresa en $\text{moles/L}$ y se calcula como:

$$M = \frac{\text{gramos de soluto}}{\text{Peso Molecular (PM)} \times \text{Litros de solución}}$$

Conversión de Temperatura:

Para obtener la temperatura en Kelvin, se utiliza la siguiente relación:

$$\text{Grados Kelvin} = \text{Cº} + 273$$

Clasificación de Soluciones según su Concentración

La tonicidad de una solución se refiere a su concentración osmótica en relación con el medio intracelular:

1. Solución Isotónica: Tiene igual concentración osmótica que el interior de la célula.
2. Solución Hipertónica: Tiene concentraciones superiores a las del interior de la célula.
3. Solución Hipotónica: Tiene una concentración más baja que la del interior de la célula.

Soluciones Electrolíticas y No Electrolíticas

Soluciones Electrolíticas

Son aquellas en las que el soluto se encuentra disuelto en el solvente formando iones; es decir, se disocian. Debido a esta disociación, tienen la capacidad de conducir electricidad.

Ejemplo de Disociación:

$$\text{NaCl} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{Cl}^-$$

Un electrolito es una sustancia que al disolverse en agua, da lugar a la formación de iones. Los electrolitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso.

Electrolito Fuerte

Es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible. Ejemplos:

• $$\text{NaCl} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{Cl}^-$$
• $$\text{KCl} \rightarrow \text{K}^+ + \text{Cl}^-$$
• $$\text{Na}_2\text{SO}_4 \rightarrow 2\text{Na}^+ + \text{SO}_4^{2-}$$

Electrolito Débil

La mayor parte del soluto permanece en forma de moléculas; hay muy poco soluto en forma de iones. No conducen tan bien la electricidad como los electrolitos fuertes a la misma concentración, debido a la baja cantidad de iones en solución. El ácido acético y el amoniaco son algunos de los ejemplos.

Soluciones No Electrolíticas

Si la solución de un compuesto no conduce una cantidad observable de electricidad, a este se le denomina no electrolito. En esta solución, el soluto está presente en forma de molécula; no hay iones libres.

El alcohol y el azúcar son ejemplos comunes de no electrolitos.

Ejemplo de Solubilidad (No Ionización):

$$\text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH} \cdot \text{H}_2\text{O} \quad \text{(Solvatación molecular)}$$