soluciones de electrolitos a traves de mebrana

1. Soluciones de electrolitos.Soluciones de electrolitos.
Naturaleza de los electrolitos enNaturaleza de los electrolitos en
solución. Transporte a través desolución. Transporte a través de
membranamembrana
TEMA 7
AÑO 2013

2.  La electroquímica es una rama de la
fisicoquímica que 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.

3. Desde el punto de vista fisicoquímico, los conductores más
importantes son los del tipo electrolítico, es decir los electrolitos,
estos se distinguen de los conductores electrónicos, como los
metales, por el hecho de que el paso de la corriente eléctrica va
acompañada por el transporte de materia. Hay 2 grandes grupos
de conductores electrolíticos:1-Sustancias puras (sales fundidas) y
2-disoluciones.
Conductancia
metálica
Conductancia
electrolitica

4.  En un conductor metálico (1ra clase) el
transporte de corriente eléctrica es debido al
movimiento de los electrones dentro de la red
del só lido cuando se le aplica una diferencia de
potencial eléctrico entre sus extremos.
 En una celda electroquímica la conducció n o
transporte de corriente eléctrica dentro de la
solució n electrolítica la realizan las especies
iónicas disueltas. A las soluciones
electrolíticas se las denomina conductores de
2da clase.

5. La conductividad de las disoluciones iónicas se debe al
movimiento de los cationes y los aniones. Se desplazan en
direcciones opuestas y podemos considerar una corriente
debida a iones positivos , I+ y una corriente debida a iones
negativos, I- . Si consideramos la corriente como el cambio
en la cantidad de iones que pasan a través del área de la
sección transversal A por unidad de tiempo, podemos escribir
la corriente así:
En cantidades molares, si consideramos que la carga total es
igual a la magnitud de la carga multiplicada por la unidad
fundamental de carga (e), multiplicada a su vez por el
número de iones, rescribimos la ecuación anterior como:

6. Donde Ni representa la cantidad de iones de la especie i. El
valor absoluto de la carga del ión garantiza que la corriente
será positiva. Si suponemos que los iones se desplazan con
una determinada velocidad vi a través de la sección
transversal A y si expresamos la concentración del ión como
N/V, podemos escribir el cambio en la cantidad de materia por
unidad de tiempo, como la concentración multiplicada por el
área y la velocidad:
Si sustituimos en la expresión de Ii :

7. Los iones que conducen la corriente en la disolución se
mueven como respuesta a una fuerza electromotriz que actúa
a todo lo largo de la disolución. Existe una relación entre la
fuerza (F) y el campo eléctrico (E) (Efecto de relajación).
Si reemplazamos qi:
La segunda ley de Newton afirma que si una fuerza actúa
sobre un objeto, el objeto se acelera y su velocidad se
incrementa. Si hay una fuerza como consecuencia del campo
eléctrico, entonces un ión se aceleraría indefinidamente, sin
embargo, en una disolución una fuerza de fricción debida al
movimiento a través del disolvente (efecto electroforético).
Esta fuerza siempre actúa en contra de la dirección del
movimiento y es proporcional a la velocidad del ión.
+
-
+
-
Efecto de
relajación
o simetría
+ -
+
-
+
-
-+
Efecto
electroforético

8. Como consecuencia de la fuerza de fricción, a determinada
velocidad la fuerza neta sobre el ión se reducirá a cero y el ión
no se acelerará más. La velocidad de éste permanecerá
constante y será:
Que es f, la constante de proporcionalidad de la fuerza de
fricción, de acuerdo con la segunda ley de Stokes, la
constante de fricción de un cuerpo esférico de radio ri que se
desplaza en un medio fluido con una viscosidad η es:
De acuerdo con la expresión de Stokes, la velocidad de los
iones es:
Si sustituimos la expresión para la corriente, Ii, se convierte
en:

9. La ecuación muestra que la corriente iónica se relaciona con el
cuadrado de la carga del ión. En casi todas las disoluciones
iónicas, las corrientes iónicas de los iones positivo y negativo
I+ y I- serán diferentes, para conservar la electroneutralidad,
los iones de cargas opuestas deben desplazarse a diferentes
velocidades.
La relación fundamental entre el voltaje V en un conductor y
la corriente I, que fluye a través del conductor, recibe el
nombre de ley de Ohm.
La constante de proporcionalidad se define como resistencia
R, del sistema
(1)

10. Las mediciones de las resistencias de las disoluciones iónicas
muestran que la resistencia es directamente proporcional a la
distancia, l, entre los dos electrodos e inversamente
proporcional al área, A de los electrodos:
La constante de proporcionalidad ρ recibe el nombre de
resistencia especifica o resistividad de la disolución y tiene
unidades de ohm.cm. También definimos la conductividad κ o
conductividad especifica como la inversa de la resistividad.
La unidad es ohm-1
cm-1
.
(2)
(3)

11. Las resistividades o conductividades son sumamente fáciles de
medir experimentalmente mediante equipo eléctrico moderno.
Sin embargo, como podríamos esperar, son muy variables en
virtud de que ρ depende no sólo de la carga de los iones, sino
de la concentración de la disolución. Es mejor definir una
cantidad que tenga en cuenta estos factores. La conductividad
equivalente de un soluto iónico, Λ, se define como:
Donde N es la normalidad de la disolución. La unidad es eq-1
ohm-1
cm2
.
En la práctica es más conveniente deducir l y A o mejor hallar
la constante de celda H=l/A, de una medida de L, cuando la
celda esta llena con una disolución de conductividad específica
conocida.
[ ]1−
==→= cm
LA
l
H
l
A
L
κ
κ
(4)
(5)

12.  Una vez conocida H (coeficiente geométrico de la celda)
se puede determinar el valor no conocido de
conductividad específica.
 Supongamos que construimos una célula con dos placas
paralelas separadas una distancia unidad y que la
rellenamos con una disolución de C eq de electrolito
(por ejemplo HCl, ½CuSO4). El volumen de disolución
de concentración C equivalentes por litro donde esta
contenido 1 eq, es . 1/C (L) ó 1000 /C (cc). La
conductividad de una celda con los electrodos
separados 1 cm y de área (1000/C) es.
[ ]1121000 −−
Ω→=Λ eqcm
C
e κ
Conductividad equivalente
(6)

13. El fenómeno de la electrólisisEl fenómeno de la electrólisis
 Cuando pasa una corriente eléctrica a través de un conductor
electrolítico, el transporte de materia se manifiesta en las
discontinuidades del sistema.
 Por ejemplo, si en una disolución acuosa diluida de un ácido
se sumergen dos alambres, preferentemente de platino,
unido a los dos polos de una batería voltaica que actúa como
fuente de corriente, se desprenden en los alambres burbujas
de hidrógeno y oxígeno, respectivamente.
 Si la disolución electrolítica contuviese una sal de cobre o
plata se liberaría el metal correspondiente en lugar del
hidrógeno.
 Los fenómenos asociados con la electrólisis fueron estudiados
por Faraday.
 Los electrodos, esto es, los alambres o placas que conducen
la corriente al interior del electrolito y fuera del mismo, se
denominan ánodo y cátodo.
 El ánodo es el que está unido al polo positivo de la batería
(polaridad positiva).

14.  El cátodo es el que está unido al polo negativo de la batería
( polaridad negativa).

15.  En el curso de la electrólisis se libera en el cátodo gas
hidrógeno o un metal y en el ánodo aparecen oxígeno
o un halógeno, siempre que el material electródico no
sea atacado. Si el ánodo es Zinc, cobre, hierro u otro
metal no noble, tenderá a disolverse bajo la influencia
de la corriente (reacción electródica: oxidación).
 Para explicar la observaciones efectuadas durante el
paso de la corriente a través de un electrolito, Faraday
supuso que el flujo de electricidad va asociado con el
movimiento de partículas cargadas, éstas se
denominan iones, las partículas que llevan una carga
positiva y se mueven en la dirección de la corriente
eléctrica, es decir hacia el cátodo, se conocen como
cationes y las que teniendo una carga negativa se
mueven hacia el ánodo se denominan aniones.
Cuando llegan estos iones a los electrodos neutralizan
sus cargas y se depositan en forma de átomos o
moléculas normales.

16. Conducción electrolíticaConducción electrolítica
 El flujo de electricidad por un conductor involucra una
transferencia de electrones desde un punto de potencial
más negativo a otro de menor negatividad, sin embargo el
mecanismo de transferencia no es siempre igual. La
conducción por los conductores electrónicos se realiza por la
emigración directa de los electrones a través del conductor
bajo la influencia del potencial aplicado. Aquí los átomos o
iones que componen el conductor no intervienen en el
proceso y excepto por la vibraciones respecto a sus
posiciones de equilibrio, permanecen en sus lugares.
 En los conductores electrolíticos la transferencia electrónica
tiene lugar por migración iónica, positiva y negativa, hacia
los electrodos. Esa migración involucra no solo 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
acompañada de cambios químicos en los electrodos que son
característicos y específicos de las sustancias que componen
el conductor y los electrodos.

17.  Para entender el mecanismo veremos un ejemplo.
 Consideremos una celda como la de la figura
B
CA

18.  Esta compuesta de electrodos inertes, en este caso platino,
conectados con una fuente de corriente B y sumergidos en
una solución acuosa de cloruro de sodio. El electrodo C,
conectado al lado negativo de B, se denomina cátodo y es
aquel por el cual entran los electrones a la solución
procedentes de B. Al mismo tiempo, el electrodo A, conectado
al lado positivo de la batería se denomina ánodo, por el cual
salen los electrones de la solución y regresan a B
 En la solución tenemos iones cloro e iones sodio y también
algunos de hidrógeno y oxhidrilos debidos a la ligera
ionización del agua. Cuando el circuito se cierra y pasa la
corriente por la solución, se encuentra que el gas cloro escapa
en el ánodo y el hidrógeno en el cátodo, mientras que se
forma hidróxido de sodio en la solución inmediatamente
próxima al cátodo.
 La explicación de estos cambios es la siguiente: los electrones
entran en la solución por el cátodo C y al combinarse con los
iones hidrógeno forman la molécula de hidrógeno

19.  En realidad como el ión positivo que migra al cátodo el sodio
es de difícil descarga, la que reacciona es el agua dando la
reacción siguiente:
 Al formarse iones oxhidrilo estaríamos ante un exceso de los
mismos y con el ión sodio que migra hacia el cátodo forman
el hidróxido de sodio, quedando la solución eléctricamente
neutra.
 Los electrones abandonan la solución en el ánodo, por
descarga de los iones cloruro y cada uno de ellos produce un
electrón convirtiéndose en cloro molecular de acuerdo a la
reacción:
 Los electrones liberados de esta manera fluyen por el circuito
externo desde el electrodo a la fuente de potencial.
−−
+→+ OHHeOH 22 2
1
−−
+→ eClCl 22
1

20.  Al cerrar el circuito, los iones negativos o aniones migran al
ánodo, mientras que los positivos o cationes al cátodo. Como
estas partículas están cargadas, su movimiento constituye
una corriente eléctrica.
 Los aniones se mueven hacia el ánodo y de aquí que los
electrones son transportados por estos iones desde el cátodo.
Como el transporte de electricidad positiva hacia la derecha
puede considerarse un flujo de electricidad negativa hacia la
izquierda, 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 dirección
de la corriente y cada ión transporta una parte de la corriente
total de electricidad a través de la solución.

21.  El proceso del paso de corriente por un conductor electrolítico
con todos los cambios químicos y migratorios asociados, se
denomina electrólisis.
 De la discusión anterior se deduce que el
mecanismo de la electrólisis se resume
estableciendo que:
 a-Los electrones entran y salen de la solución
a consecuencia de los cambios químicos que
se efectúan en los electrodos.
 b-los electrones pasan por la solución debido
a la migración iónica y lo hacen de manera
que entran tantos como salen.

23. Medidas de la conductividadMedidas de la conductividad
El conocido puente de Wheatstone se emplea para medir la
resistencia de una disolución, empleando un auricular telefónico para
determinar el punto de equilibrio. La celda de conductividad esta
situada en uno de los brazos del circuito del puente.
La medida se realiza variando las resistencias
graduables del puente hasta que no pasa
corriente a través del circuito de detección,
que es el auricular telefónico, el puente se
alimenta con corriente alterna de alta
frecuencia. Cuando el puente queda
equilibrado, el potencial en D debe ser el
mismo que en E. Por ser igual la caída de
potencial en A y D y entre A y E, se puede
establecer:
Y por igual caída de potencial entre D y B y E
y B, se obtienen también:
La combinación de estas dos ecuaciones
conduce a que:
Si se conocen los valores de tres de las
resistencias, cuando el puente esta
compensado es posible el cálculo de la
resistencia o de la conductividad de la celda
que contiene el electrolito
121 RIXI =
2231 RIRI =
2
1
3
2
1
3 R
R
RX
R
R
R
X
=→= (7)

24. Relaciones empíricas deducidasRelaciones empíricas deducidas
de las medidas dede las medidas de
conductividad equivalentesconductividad equivalentes
 La dependencia de las conductividades tanto molar
como equivalente con la concentración indica que hay
dos clases de electrolitos. La característica de un
electrolito fuerte es que su conductividad equivalente
depende levemente de la concentración y en general
disminuye levemente al aumentar la concentración. La
característica de un electrolito débil es que su
conductividad equivalente es normal a concentraciones
cercanas a cero, pero decae marcadamente a valores
bajos al aumentar la concentración. La clasificación
depende del solvente empleado y del soluto.
A-Conductividad a dilución infinitaA-Conductividad a dilución infinita

25. Variación de la conductividad equivalente Λε (Ω -1 cm2 eq-1) versus
concentración raíz c (eq dm-3) para electrolitos fuertes y débiles.

26.  Se puede deducir una interesante relación al extrapolar los
valores de la conductividades equivalentes de los electrolitos
hasta dilución infinita, para obtener la llamada conductividad
equivalente a dilución infinita o conductividad equivante
límite, que se representa como Λ0. Estas son la base de la
Ley de Kohlrausch o de la migración independiente de los
iones.
 Con electrolitos débiles esta extrapolación es imposible, y se
emplea un método indirecto para calcularla.
 Kohlrausch demostró con una larga serie de mediciones a
bajas concentraciones que las conductividades equivalentes
de los electrolitos fuertes vienen dadas por:
 La constante b depende de la estequiometria del electrolito.
Cbe −Λ=Λ 0
(8)

27. B-Migración independiente de los ionesB-Migración independiente de los iones
 Cuando se estudian las conductividades equivalentes a
dilución infinita de pares de sales que tengan un ión
común se hacen evidentes ciertas regularidades. Los
datos de la tabla corresponden a sales de potasio y
sodio a 18°C. La diferencia que aparece en la
conductividad de las sales sódicas y potásicas del
mismo anión es independiente de la naturaleza de este,
y se obtienen resultados similares con otros pares de
sales que contengan el anión o el catión común. Este
fenómeno fue descubierto por Kohlrausch y fue
atribuido por él al hecho de que cada ión contribuye en
una magnitud definida a la conductividad total del
electrolito, independientemente de la naturaleza del
otro ión, esta regla es conocida como la ley de
migración independiente de los iones.

28. Conductividades equivalentes a dilución
infinita
Electrolito Λo Electrolito Λo Diferencia
KCl 130,0 NaCL 108,9 21,1
KNO3 126,3 NaNO3 105,2 21,1
½ K2SO4 133,0 ½ Na2SO4 111,9 21,1

29.  Esta solo es aplicable a dilución infinita cuando no
hay interacción iónica mutua.
 Se puede expresar de la forma:
 Donde son las conductividades iónicas a
dilución infinita, del catión y del anión
respectivamente, son las magnitudes con que cada
ión contribuye, independientemente del otro, a la
conductividad equivalente total.
−+
+=Λ 000, λλe (9)
−+
00 λλ y
−
−
+
+ +=Λ 000, λνλνm

30. Conductancias equivalentes a dilución infinita (λ,
S.cm2
.eq-1
) para distintos iones a 25ºC

31. Teoría de Arrhenius para laTeoría de Arrhenius para la
disociación iónicadisociación iónica
 Los datos de conductividad de Kohlrausch, y el
hecho que el calor de neutralización de un ácido
fuerte con una base en disolución fuese
prácticamente el mismo (alrededor de 54,7 kJ mol-1
a 25 ºC), condujo al científico Svante A. Arrhenius
(1859-1927) a proponer en 1887 una nueva teoría
de las disoluciones de electrolitos. De acuerdo con
esta teoría, existe un equilibrio entre las moléculas
no disociadas AB y los iones A+
y B-
.
 El aumento de la conductividad equivalente al
disminuir la concentración, comprobada en
disoluciones diluidas de todos los electrolitos fue
atribuida por Arrhenius a la disociación parcial del
electrolito.

32.  Al suponer que se establece un equilibrio entre
moléculas no disociadas del electrolito y los iones
que se forman en la disociación , se explica porque
se incrementa el grado de disociación a medida que
las disoluciones son más diluidas.
 A concentraciones muy pequeñas este equilibrio se
desplaza hacia la derecha y la conductividad
equivalente es próxima a Λ0. Cuando la
concentración se incrementa el equilibrio se
desplaza hacia la izquierda y la conductividad equiv.
disminuye desde Λ0 a Λ. El grado de disociación de
AB en forma de A+
+ B-
, es Λ/ Λ0, y se simboliza por
α:
0Λ
Λ
=α (10)

33. Propiedades coligativas dePropiedades coligativas de
electrolitoselectrolitos
 Las primeras experiencias de determinaciones de
presión osmótica de electrolitos fueron realizadas por
Vant´Hoff, en 1885. Luego fueron extendidas al
descenso crioscópico y ascenso ebulloscópico, de las
disoluciones de electrolitos. Él observó que las
disoluciones de electrolitos tenían presiones osmóticas
dos y tres veces mayores de las que cabían esperar a
partir de la ecuación deducida en propiedades
coligativas, según el electrolito de que se trate. Pero
introduciendo un factor de corrección para explicar la
conducta irregular de estas disoluciones iónicas,
transformó la ecuación en

0Π=Π
=∆
=∆
i
miKT
miKT
fusfus
ebeb
(11)

34.  donde eran las constantes y magnitudes
deducidas para los no electrolitos, mientras el
número i, llamado factor i de Van’t Hoff, muestra
explícitamente la exaltación de la propiedad
coligativa observada para los electrolitos. Los
factores i están en concordancia cualitativa con el
punto de vista que se supone que los electrolitos
están mas o menos disociados en disolución. Dado
que para las partículas del soluto que no
interaccionan, la medida de las propiedades
coligativas suministra el número de partículas que
existen en la disolución, es evidente que los
electrolitos fuertes se comportan como si tuviesen,
el doble, el triple o cuádruple número de partículas
de las que en realidad deben existir.
0ΠyKK fuseb ,

35.  Además estos números corresponden al número de
iones que se supone han de resultar de la disociación
de la molécula del electrolito. Los resultados de las
medidas de las propiedades coligativas por Van’t Hoff
representan una prueba virtual de la hipótesis de
Arrhenius, sobre la existencia de apreciable disociación
del electrolito en disolución acuosa.
 Para ver si la teoría de Arrhenius suministra una
explicación al factor i, como si no, conviene analizarlo
 Considérese un electrolito con la formula general:
que se disocia para formar a iones positivos y b iones
negativos, de acuerdo a la siguiente reacción:
baBA
−+
+↔ bBaABA ba

36.  Es necesario calcular el número total de partículas que
resultan cuando el grado de disociación es α . Si la
molalidad es m y el grado de disociación α , la
concentración de electrolito no disociado será:
 Las concentraciones de A+
y de B-
serán y
respectivamente. La concentración total de partículas, será:
 El número total de iones será: v=a+b, así la concentración
total de partículas cuando hay disociación parcial será

 Si no hay disociación es m
)( αα −=− 1mmm
maα
mbα
mbmam ααα ++− )(1
mvm αα +− )(1

37.  La definición del factor i, demuestra que puede
identificarse con la cantidad
 Con este valor de i puede hallarse el grado de
disociación α :
 Esta importante relación representa el camino,
diferente al de la ecuación de la medidas de
conductividad, para calcular el grado de disociación
de un electrolito.
( ) αα
αα
v
m
mvm
i +−=
+−
= 1
1
1
1
−
−
=
v
i
α
(12)
(13)

38. Objeciones a la teoría deObjeciones a la teoría de
ArrheniusArrhenius
 A comienzos del siglo XX se descubrió que esta teoría
presentaba ciertas dificultades cuando se aplicaba a
electrolitos fuertes.
 -los grados de disociación calculados por la medidas de
conductividades (según Arrhenius) y los obtenidos por
el i de Vant´Hoff no concuerdan. Sobre todo a altas
concentraciones. Aparecen además valores del grado
de disociación superiores a la unidad.
 -los valores calculados para las constantes de
equilibrio de los electrolitos fuertes, varían con la
concentración en forma amplia, que se plantea serias
dudas sobre la realidad del equilibrio de disociación de
Arrhenius.

39.  -la tercera objeción tuvo su origen en los valores de
los calores de mezcla de disoluciones de los
electrolitos. Arrhenius había aportado en principio,
como prueba de su teoría de disociación, el hecho, ya
advertido por Hess, de que existe poco
desprendimiento de calor o absorción de calor cuando
se mezclan disoluciones de electrolitos fuertes. Esto
apoya el hecho de que están disociados y que al
realizar la mezcla no se produce nuevas reacciones
químicas.
 -la cuarta objeción surge en la determinación de la
estructura cristalina del NaCl, caracterizada por Bragg
en 1912, con la cual se comprobó la no existencia de
las moléculas, que eran imprescindibles para
interpretar la hipótesis de Arrhenius.

40. MOVILIDADES IÓNICASMOVILIDADES IÓNICAS
 Las velocidades de los iones en disolución dependen de
la clase de ión, la concentración, la temperatura y la
intensidad del campo eléctrico (E) a que están
sometidos.
 Si suponemos constantes los factores: temperatura
(T), y concentración [ ], la velocidad es proporcional a
la intensidad del campo eléctrico (E) a que están
sometidos los iones dentro de la disolución.
 Nos queda: v(±) =
ν(±).
.E ⇒ v(+)
= ν(+)
. E y v(–)
=ν(–)
.E

 Donde ν(+)
y ν(–)
son las movilidades iónicas, que son
las velocidades de los iones en un campo eléctrico de
intensidad unidad.

41. Diagrama para calcular las
movilidades iónicas Considérese una celda que
consta de 2 electrodos
separados 1 cm y con una
sección A, tal que la
cantidad de disolución que
contiene 1 equivalente
quepa entre los electrodos.
Supóngase que se aplica un
voltaje V, y se obtiene una
intensidad de corriente I a
través de la celda. Entonces
VóI
R
V
I Λ==
A dilución infinita, la corriente debe atribuirse a la migración independiente de
los iones positivos o negativos y se puede establecer que:
El paso de la corriente a través de la celda también puede considerarse en
relación con las características del movimiento de los iones por el interior de la
celda. Como contiene la celda 1 equivalente, habrá presentes N/Z+ iones
positivos y N/Z- iones negativos
[ ] −+
−+−+
+=+=+=Λ= IIVVVVI 00000 λλλλ
(14)

42.  Las velocidades medias con que los iones se mueven hacia sus
respectivos electrodos bajo la influencia del campo de potencial aplicado,
se representan por v+ y v-.
 La intensidad de la corriente que pasa a través de una sección de la
celda, puede calcularse ahora a partir del número de iones presentes y
del voltaje aplicado.
 Para un ión que cruza la sección señalada en la figura, se puede suponer
que recorre en el segundo siguiente el espacio v+ o v- cm, a partir de la
posición de esta sección es decir los iones caminan una distancia v+ o v-
en 1 segundo. Por tanto en 1 seg todos los iones positivos del
compartimiento rectangular de la derecha y todos los iones negativos del
compartimiento de la izquierda habrán cruzado la sección que actúa de
límite. Puesto que estos volúmenes rectangulares tienen espesor v+ ó v- y
la celda un espesor de 1 cm. Estos volúmenes han de contener fracciones
v+/1 y v-/1 del número total de iones positivos y negativos, que existen
en la celda. Se puede formular:

+
++
+
==
Z
Nvv
Z
N
1
+
++
+
==
Z
Nvv
Z
N
1
N° de iones positivos que cruzan el límite/seg
N° de iones negativos que cruzan el límite/seg
La intensidad de la corriente que corresponde a estas dos relaciones se
obtiene multiplicándolas por las cargas eZ+ y eZ- y así resulta:

43.  Para una disolución infinitamente diluida, si las velocidades iónicas
medias en la dirección del campo eléctrico se representan por (v+)0 y
(v-)0 al comparar con la ecuación (14), se obtiene que:
+
+
+
++ == eNv
Z
Nv
eZI
−
−
−
−− == eNv
Z
Nv
eZI
Carga positiva que cruza el límite/seg=
Carga negativa que cruza el límite/seg=
( ) ( )00 −
−
+
+
== veNVyveNV oo λλ (15)

44.  Además al sustituir eN=F resulta finalmente:
 La velocidad media con que los iones se desplazan
hacia cada electrodo, bajo la influencia de un potencial
de 1 voltio aplicado entre sus electrodos, separados
una distancia de 1 cm, se llama movilidad iónica. Las
movilidades iónicas expresadas como (v+)o/V o
(v-)o/V se calculan, como la ecuación (16) indica
dividiendo la conductividades iónicas, cuyos valores
están tabulados por el valor del faraday y se las
designan con la letra µ
( ) ( )
F
V
vy
F
V
v oo
−
−
+
+ ==
λλ
00 (16)

45. NUMERO DE TRANSPORTE
 Para separar Λº en los valores individuales λ0+ y λ0- ,
vamos a usar una propiedad conocida como número de
transporte, número de transferencia o número de migración,
que se define como la fracción de corriente transportada por
cada ion en la disolución.
 Consideremos un electrolito de fórmula AaBb que se ioniza
según:
 La cantidad de electricidad transportada por a moles de iones
es aFz+, y la cantidad de electricidad que cruza la sección
transversal en la unidad de tiempo es aFz+u+, siendo u+ la
movilidad. Esta cantidad es la corriente transportada por los
iones positivos cuando en la disolución hay presente un
equivalente de electrolito.

46.  De forma similar, la corriente transportada por b moles de
iones negativos es bFz-u-.
 La fracción de corriente transportada por los iones
positivos es:
 Y para los iones negativos

(16)
(17)

47.  Para que la disolución sea eléctricamente neutra es necesario
que az+ = bz- lo que sustituido en las ecuaciones anteriores
conduce a:
 Las conductividades iónicas equivalentes vienen dadas por:
 La conductividad equivalente del electrolito es:
 El número de transporte t+ está relacionado con las
conductividades iónicas individuales,
(18)

48.  y considerando la condición de neutralidad queda como
 De forma similar para el otro ion
 Si t+ y t- se obtienen en un rango de concentración, podemos
obtener por extrapolación a concentración cero
 Estos valores permiten separar en las conductividades
iónicas individuales

−+
00 tyt
(19)
(20)

49.  Cuando no son iguales t+ y t-, ambos transportan cantidades
diferentes de la corriente total, pero como ambos conducen
toda la corriente, la suma de los dos números de
transferencia debe ser la unidad.
 t++t-=1
 Esta regla tiene como consecuencia que:
Pérdida de equiv catiónicos en el ánodo por migración
___________________________________________=t+/1=t+
equivalente de corriente circulada
Pérdida de equiv aniónicos en el cátodo por migración
___________________________________________=t-/1=t-
equivalente de corriente circulada

50.  Se suelen utilizar dos métodos para determinar los
números de transporte. Uno de ellos, desarrollado por
el físico alemán J. W. Hittort (1824-1914) en 1853, se
basa en la medida de los cambios de concentración en
la vecindad de los electrodos. El otro, llamado método
de la superficie móvil, estudia la velocidad de
movimiento, bajo la influencia de una corriente, del
límite entre dos disoluciones.

51. Descripción del método
 El método de Hittorf consiste en utilizar una celda de
electrólisis en la que las zonas anódicas y catódicas
están separadas por una región central en la que, si
bien existe gradiente de potencial eléctrico, el
gradiente de potencial químico es nulo.
 En este método se aprovechan las tres regiones: la
central, que cumple con las condiciones de la
definición de número de transporte y las regiones
próximas a los electrodos (ánodo y cátodo) que
permiten evaluar las cantidades acumuladas,
mediante las cuales se accederá al valor del número
de transporte

52. esquema

56. Aparato de Hittorf para la determinación de
números de transporte

57.  Pérdida de equiv catiónicos en el ánodo por migración
 ___________________________________________
 equivalente de corriente circulada
 Pérdida de equiv aniónicos en el cátodo por migración
 ___________________________________________
 equivalente de corriente circulada
+= t
−= t

58.  variación de equiv del electrolito
 ___________________________________________
 equivalente de corriente circulada −= t

59.  Para ilustrar la aplicación del modelo se escogerá HCl como
electrolito, éste se colocará en el aparato de Hittorff, llenando
c/u de los compartimientos (anódico, catódico y medio), se
hará pasar una cierta cantidad de corriente, lo cual se traduce
en la electrólisis del HCl, (se debe recordar que el HCl, se
encuentra totalmente disociado en H+
y en Cl-
, por ser un
electrolito fuerte), lo cual generara H2 y Cl2 de acuerdo a las
siguientes reacciones
 H+
+ 1e-
 1/2H2
 Cl-
 1/2Cl2 + 1e-
 Se analizará cada compartimiento por separado, el anódico
(ocurre la reacción de oxidación) y el catódico (ocurre la
reacción de reducción), esto permitirá calcular la variación en el
número de equivalentes del electrolito en cuestión. Una vez
evaluada esta variación se podrá establecer la relación que
existe con el número de transporte
Descripción del método

60.  Compartimiento catódico
 Reacción redox: H+
+ 1e-
 1/2H2
 - Pérdida de 1 equivalente de H+
= -1
 Migración de los iones:
 - Salida de t- eq de Cl-
(pérdida) = - t- eq de Cl-
 - Entrada de t+ eq de H+
(ganancia) = +t+ eq de H+
 VARIACION DEL NUMERO DE EQUIVALENTES DE H+
 -1 + t + = -t - equivalentes de H+
= -t - equivalentes de Cl-
 La variación final en el compartimiento anódico, será de -t-
equivalentes de HCl, lo cual significa una pérdida de t-
equivalentes de electrolito, en dicho compartimiento.

61.  Compartimiento anódico
 Reacción redox Cl-
 1/2Cl2 + 1e-
- Pérdida de 1 equivalente de Cl-
= -1
 Migración de los iones
 - Salida de t+ equivalentes de H+
= -t+ eq de H+
 - Entrada de t- equivalentes de Cl-
= +t- eq de Cl-
 VARIACION DEL NUMERO DE EQUIVALENTES DE Cl-
 -1 +t- = - t+ equivalentes de Cl-
= - t+ equivalentes de H+
 La variación final en el compartimiento anódico, será de - t+
equivalentes de HCl, lo cual significa una pérdida de t+
equivalentes de electrolito, en dicho compartimiento.


62.  Si se analiza la reacción final:
 H+
+ Cl-
 1/2H2 + 1/2Cl2
 Se observa , que en efecto, hay una pérdida de 1 equivalente
de electrolito (transformación) y una generación de 1
equivalente de Hidrógeno y 1 equivalente de Cloro.
 Volviendo a la relación con el número de transporte, se puede
decir:
 Variación del Nº de eq. de HCl en el ánodo (pérdida) = t+
 Nº de eq. de gas generado 1

 ò

 Variación del Nº de eq. de HCl en cátodo (pérdida) = t-
 Nº de eq. de gas generado 1


63. Ejemplo
 Para determinar los números de
transporte de los iones en solución 0,2
molal de sulfato de cobre, se llenó la
celda con la solución y electrolizó entre
dos electrodos de cobre durante algún
tiempo. La solución catódica de la celda
pesaba 36,434 g y contenía 0,4415 g de
cobre. Además, el cátodo en el
coulombímetro mostró un incremento de
peso de 0,0405 g debidos al depósito de
plata. De estos datos se desea calcular los
números de transferencia de los iones
cobre y sulfato.

64. PRIMERA FORMA DE RESOLVERLO.
Opción 1
 Los 36,4340 g de la solución final catódica contenían
0,4415 g de cobre, que corresponden a
0,4415XCuSO4 /Cu=1,1090 g de sulfato de cobre.
 El peso del agua de esta solución era de
 36,434-1,1090=35,325g
 Antes de la electrólisis la solución era 0,2 molal, cada
gramo de agua esta asociado con:
 0,2xCuSO4/1000 g de sal
 Por lo tanto los 35,325 g de agua tenían asociados con
ellos inicialmente:
 35,325(0,2xCuSO4/1000)=35,325x0,2x159,6/1000
 Esto nos da 1,1276g de sulfato de cobre.

65.  La pérdida de peso de sulfato de cobre en el
compartimiento catódico es:
 1,1276-1,1090=0,0186 g o sea
 2 x 0,0186/159,6=0,000233 EQUIVALENTES.
 La corriente total que ha circulado por la celda viene
dada por los 0,0405 g de plata depositados esto es:
 0,0405/107,87=0,000375 equivalentes
 En consecuencia la pérdida de sulfato de cobre debida
a la deposición del cobre en el cátodo debía contener
este número de equivalentes. Pero la pérdida fue de
0,000233 y la diferencia 0,000375-
0,000233=0,000142 equivalentes han migrado dentro
de esta división. Como el ión que se dirige al cátodo es
el Cu(2+), este número de equivalentes deben haber
sido conducidos por este ión y en consecuencia:

66. 621037901 ,,tvaleSOdelelquemientras0,379
0,000375
0,000142
t -
-2
4 =−===+

67. Segunda forma de hacerlo
 variación de equiv del electrolito
 ___________________________________________=t-
 equivalente de corriente circulada
 En este caso tengo en cuenta el análisis que realice
de lo que sucede en cada compartimiento y de lo
visto con los datos de la región catódica calculo el t-

68.  Los 36,4340 g de la solución final catódica contenían
0,4415 g de cobre, que corresponden a
0,4415XCuSO4 /Cu=1,1090 g de sulfato de cobre.
 El peso del agua de esta solución era de
 36,434-1,1090=35,325g
 Antes de la electrólisis la solución era 0,2 molal,
cada gramo de agua esta asociado con:
 0,2xCuSO4/1000 g de sal
 Por lo tanto los 35,325 g de agua tenían asociados
con ellos inicialmente:
 35,325(0,2xCuSO4/1000)=35,325x0,2x159,6/1000
 Esto nos da 1,1276g de sulfato de cobre.

69.  La pérdida de peso de sulfato de cobre en el
compartimiento catódico es:
 1,1276-1,1090=0,0186 g o sea
 2 x 0,0186/159,6=0,000233 EQUIVALENTES.
 La corriente total que ha circulado por la celda viene
dada por los 0,0405 g de plata depositados esto es:
 0,0405/107,87=0,000375 equivalentes
 En consecuencia la pérdida de sulfato de cobre
debida a la deposición del cobre en el cátodo debía
contener este número de equivalentes. Pero la
pérdida fue de 0,000233 equivalentes.

70.  variación de equiv del electrolito
 ___________________________________________=t-
 equivalente de corriente circulada
0,621
0,000375
0,000233
t ==−

71. TRANSPORTE A TRAVÉS DE
MEMBRANAS BIOLÓGICAS
 En biología celular se denomina transporte de
membrana al conjunto de mecanismos que
regulan el paso de solutos, como iones y
pequeñas moléculas, a través de membranas
biológicas, esto es, bicapas lipídicas que
poseen proteínas embebidas en ellas. Dicha
propiedad se debe a la selectividad de
membrana, una característica de las
membranas biológicas que las faculta como
agentes de separación específica de sustancias
de distinta índole química; es decir, la
posibilidad de permitir la permeabilidad de
ciertas sustancias pero no de otras.

72. Termodinámicamente, el flujo de sustancias de un
compartimiento a otro puede realizarse a favor o en
contra de un gradiente, ya sea de concentración, o
electroquímico.
Si el intercambio de sustancias se realiza a favor del
gradiente, esto es, en el sentido de los potenciales
decrecientes, el requerimiento de energía externo al
sistema es nulo; si, en cambio, el transporte se hace en
contra del gradiente, se requiere el aporte de
energía, energía metabólica en nuestro caso.

73. TERMODINÁMICA
 Un proceso fisiológico sólo puede llevarse a cabo
si no contraviene los principios termodinámicos
elementales. El transporte de membrana obedece
algunas leyes físicas que definen sus capacidades
y por ello su utilidad biológica.
 Un principio general de la termodinámica que
gobierna la transferencia de sustancias a través
de membranas u otras superficies es que el
cambio de la energía libre, ΔG, para el transporte
de un mol de una sustancia concentrada a C1 en
un compartimiento, hacia un lugar en el que esté
a C2, es de
2
1
ln
C
G RT
C
µ∆ = ∆ =

74. Por lo que si C2 es menor que C1, ΔG es también negativo, y el
proceso es termodinámicamente favorable. Conforme se va
transfiriendo la energía de un compartimiento a otro, y salvo
que intervengan otros factores, se llega a un equilibrio donde
C2=C1, y por ello ΔG=0.
 No obstante, existen tres circunstancias en
las que puede evitarse esta igualdad.

75.  Puede existir un potencial eléctrico de membrana a
través de ella que influya en la distribución de iones.
Por ejemplo, para un proceso en el que el transporte
de iones es desde el exterior al interior, sucede que:
 Donde F es la constante de Faraday y ΔΨ el
potencial de membrana, en voltios. Si ΔΨ es
negativo y Z es positivo, el término ZFΔΨ
contribuye de forma negativa a ΔG, esto es,
favorece el transporte de cationes hacia el interior
de la célula.
int
ln
ext
C
G RT ZF
C
µ∆ = ∆ = + ∆Ψ

76. • Si se acopla un proceso con una ΔG negativa al proceso,
el ΔG global deberá ser modificado. Esta situación,
común en el transporte activo, se describe según:
• Donde ΔGb
corresponde a una reacción favorecida
termodinámicamente, como la hidrólisis de ATP, o el
cotransporte de un compuesto que se desplace a favor
de su gradiente.
int
ln b
ext
C
G RT ZF G
C
µ∆ = ∆ = + ∆Ψ + ∆

77. POTENCIAL QUÍMICO
2
2 1 2 1
1
ln ln ln
C
RT C RT C RT
C
µ µ µ∆ = − = − =
 El potencial químico depende de dos factores: el
gradiente de concentración transmembrana para un
soluto y la permeabilidad de la membrana a ese soluto.
 El potencial químico μ (energía potencial química) para
un soluto que está presente en una concentración c, y
representa la contribución del soluto en particular a la
energía libre total del sistema. μ0
corresponde al potencial
químico en condiciones estándar de concentración y
temperatura.
 Si en un sistema existen diferencias de
concentración, existe una diferencia de potencial químico.
Para dos compartimientos separados por una membrana
permeable al soluto, la diferencia de potencial químico
es:

78.  En el equilibrio químico no hay diferencias de
potencial químico en el sistema.
 Esto implica que hay la misma concentración de
soluto a ambos lados.
 Para que se igualen las concentraciones, la
membrana tiene que ser permeable al soluto.

79. POTENCIAL ELECTROQUÍMICO
( )0
lnzFV RT C zFVµ µ µ= + = + +
 Existen numerosos solutos cargados, entonces
tenemos la situación en que haya una permeabilidad
relativa de la membrana a los iones específicos. Esto es
porque la carga tiene influencia sobre la diferencia de
potencial de la membrana. Con esto se habla de
potencial electroquímico.
 El potencial electroquímico tiene un componente
químico (aporta concentraciones del soluto) y uno
eléctrico (dependiendo de la carga del soluto).
 La energía asociada a la transferencia de un soluto
iónico entre dos medios, que se diferencian sólo en la
concentración del soluto y el potencial eléctrico, es igual
a la diferencia de potencial electroquímico.

80.  La diferencia de potencial electroquímico para un ion
entre dos puntos es
 donde el movimiento de soluto tiene su fuente de
energía en el potencial electroquímico.
 En el equilibrio electroquímico ocurre lo siguiente
 Esta es la ecuación de Nernst, y nos muestra que
para el equilibrio electroquímico no es necesario que
las concentraciones sean iguales a ambos lados de
la membrana.
 A 37ºC(310K) 2,3RT/zF=-61.5mV
2
1
ln
C
RT zF
C
µ∆ = + ∆Ψ
2 2
1 1
ln 2,3 log
C CRT RT
zF C zF C
∆Ψ = =
1
2
61,5 log
C
mV
C
∆Ψ =

81. POTENCIAL DE MEMBRANA
 Es la diferencia de potencial eléctrico entre el lado
interno y el externo de la membrana (intracelular y
extracelular respectivamente). El potencial de membrana
siempre será negativo en reposo. Vm = Vi – Ve,
siempre. La membrana debe ser selectivamente
permeable a los iones para que se establezca una
diferencia de potencial.
 La permeabilidad de la membrana la dan los canales
iónicos. Son proteínas que tienen la posibilidad de abrirse
para dejar pasar un ión. Entonces, el potencial de
membrana depende del gradiente de concentración
transmembrana para un ión, y de la permeabilidad
relativa (P) de la membrana a los iones específicos
(canales iónicos).
 El potencial de membrana no es el mismo en todas las
células, dependiendo del origen de las mismas.

82.  El potencial de membrana es un dato
experimental.
 SE mide en sistemas en estado estacionario.
 Puede calcularse aproximadamente, como el
promedio de los potenciales de Nernst de
todos los iones que tienen sus canales abiertos
en un instante.
 Las membranas celulares en estado
estacionario muestran asimetría de cargas.
Están POLARIZADAS.

83.  Los dos principales iones que determinan el
potencial transmembrana son el potasio (K+)
y el sodio (Na+). El K+
se halla en una
concentración elevada – por ej., 155 mmol/L –en
el líquido intracelular, en tanto que su
concentración extracelular es de 4.5
mmol/L. Por su parte, el Na+
se halla en mayor
concentración en el líquido extracelular (145
mmol/L) que en el intracelular (12 mmol/L). Los
correspondientes potenciales de Nernst, en los
cuales la corriente neta del ión en cuestión es
cero, son EK = – 95 mV y ENa = + 67 mV.

84.  El potencial electroquímico de cada ión difusible puede
determinarse experimentalmente, si se varía en forma
artificial el potencial trasmembrana y se determina el
sentido y magnitud de la transferencia de cada ión
(medida como una corriente eléctrica). Por convención,
la corriente de salida de un catión se considera positiva,
y la de entrada de un catión, negativa (Fig. 9).
 Cuando el potencial transmembrana es más negativo
que – 95 mV hay ingreso neto de K+
, mientras que a
 potenciales menos negativos (o positivos) sale K+
.
 Cuando el potencial es más positivo que 67 mV el Na+
sale, mientras que a potenciales menos positivos (o
negativos) el Na+
ingresa a la célula. La relación entre
potencial transmembrana y corriente iónica no es lineal
porque la resistencia eléctrica de la membrana varía con
el potencial (de manera diferente para cada ión).

86.  Debido a que el potencial transmembrana es de
tipo difusional, en ausencia de una fuente
externa de corriente dicho potencial no puede
ser más negativo que EK ni más positivo que
ENa si estos son los únicos iones que
intervienen. En realidad, el potencial de reposo
se encuentra más próximo al EK que a ENa. Ello
se debe a que la membrana en reposo tiene
mayor permeabilidad al K+, y en consecuencia la
influencia de este ion es dominante

87. CAMPO ELÉCTRICO DE LA
MEMBRANA Y ECUACIÓN DE
GOLDMAN-HODGKIN-KATZ
 La matriz lipídica de la membrana se comporta
como un dieléctrico que separa cargas. El campo
 eléctrico en el espesor de la membrana alcanza
valores sorprendentemente elevados. Para VM = -
70 mV (0.07 V) y un espesor de 10 nm (10-8
m) el
campo eléctrico es de 0.07/10-8
= 7.106 V/m.
 El campo eléctrico en el espesor de la membrana
puede considerarse constante para un
determinado valor de VM. En esta condición,
puede calcularse VM mediante la ecuación de
Goldman-Hodgkin-Katz:

88.  Esta ecuación considera la participación de los iones
monovalentes a los cuales la membrana tiene una
permeabilidad no despreciable en reposo.
 Nótese que como el Cl- es un anión, su
concentración interna va en el denominador. La
contribución de cada ión está ponderada por su
permeabilidad P, lo cual refleja el hecho de que el
potencial transmembrana se aproxima más al
potencial de equilibrio del ión que es más perneable.
 Si la membrana fuera exclusivamente permeable al
K+, PNa y PCl serían cero, y la ecuación de
Goldman- Hodgkin-Katz se reduce a la ecuación de
Nernst.
 La ecuación de Goldman-Hodgkin-Katz predice el
valor del potencial transmembrana de manera más
aproximada que la ecuación de Nernst para el K+,
porque toma en cuenta la contribución del Na+ y del
 Cl-

89. CLASIFICACIÓN DE LOS
PROCESOS DE TRANSPORTE

90. DIFUSIÓN
La difusión simple ocurre como resultado del
movimiento térmico aleatorio de las moléculas.
A B
Difusión simple. Las dos soluciones están separadas por una
membrana que es permeable al soluto (círculos). Inicialmente
la solución A contiene una concentración más alta del soluto
que la solución B

91. La difusión simple es el paso de sustancia de un
compartimiento a otro a favor de un gradiente de
concentración.
La difusión neta del soluto, que se denomina Flujo o
corriente (J), depende de las siguientes variables:
magnitud del gradiente de concentración, coeficiente de
partición, coeficiente de difusión, espesor de la membrana y
Área de la superficie disponible para la difusión.

92. La relación existente entre los factores que
intervienen en un proceso de difusión simple, se
expresan a través de la primera ley de Fick
D = coeficiente de difusión
Depende de características como el tamaño del soluto
(r=radio de la molécula) y la viscosidad del medio (η).
Según Stokes-Einstein, D se define como sigue:
KT
D = --------
6πr η
K = coeficiente de partición que describe la
liposolubilidad del soluto en relación con su
solubilidad en agua. A mayor solubilidad en lípidos,
mayor coeficiente de partición y mayor capacidad
para disolverse en la bicapa lipidica.
T = temperatura absoluta (grados Kelvin) 6πr η = coeficiente friccional
1 2
. .
dC
J DA mol s cm
dx
−
 =  

93. A = Área (cm2
)
dc = gradiente de concentración (CA –CB )
dx = espesor de la membrana
Para simplificar, se pueden combinar varias de las características
anteriores en un solo término: Permeabilidad (P).
KD
P = ------ cm/seg
dx
Luego, la tasa de difusión neta queda como sigue:
J = PA (CA –CB) mmol/seg
Nota: en caso que el soluto que difunde es un ión o electrolíto, se debe
considerar la diferencia de potencial a través de la membrana.

94.  Difusión a través de canales protéicos. Se
realiza a través de proteínas que
forman canales acuosos en la doble capa lipídica

96. TRANSFERENCIA MEDIADA POR
TRANSPORTADORES
Difusión facilitada:
 Las moléculas hidrófilas no pueden atravesar
la doble capa lipídica por difusión a favor del
gradiente de concentración.
 Una molécula específica facilita la transferencia
de un soluto a favor de su diferencia de
concentración.
 Por ejemplo, transportadores de glucosa que
facilitan el ingreso de la hexosa a las células en la
mayoría de los tejidos, y la salida en epitelios a
través de los cuales se transfiere glucosa (túbulo
proximal, intestino delgado, plexos coroideos). Para
igual diferencia de concentración, la
transferencia es mucho mayor en presencia del
transportador (Fig. 3).

98. Transporte activo
 Activos: No explicables por agitación térmica.
 Pueden funcionar contra gradientes de
concentración (solutos no cargados) o
electroquímicos (iones). Se clasifican en transporte
activo primario, donde el acoplamiento entre el
transporte y el consumo de energía es directo
(ATPasas), y transporte activo secundario, donde
el acoplamiento es indirecto (otro mecanismo
directo crea el gradiente necesario).
 Otra clasificación posible se basa en la ausencia o
existencia de moléculas transportadoras
específicas (transportadores o carriers). La difusión
simple, la ósmosis y la ultrafiltración (transferencia
por diferencia de presión hidrostática) no son
mediados por transportadores (Fig. 2).

100. Transporte activo
 Pueden funcionar contra gradientes de
concentración (solutos no cargados) o
electroquímicos (iones).
 Se clasifican en transporte activo
primario, donde el acoplamiento entre el
transporte y el consumo de energía es
directo (ATPasas), y transporte activo
secundario, donde el acoplamiento es
indirecto (otro mecanismo directo crea el
gradiente necesario).

102. Transporte activo primario
 Una molécula específica permite la
transferencia de uno o más solutos,
en general iones, en contra de sus
gradientes electroquímicos. La
molécula tiene actividad de ATPasa
(hidroliza ATP).
 Tres ejemplos son la Na, K ATPasa
presente en la membrana plasmática de
todas las células, la Ca-ATPasa del
retículo sarcoplásmico, y la H,K-ATPasa
de las células oxínticas de la mucosa
gástrica.

103. Bomba Na/ K
Por este mecanismo, se bombea 3 Na+ hacia el
exterior y 2 K+ hacia el interior,
con la hidrólisis acoplada de ATP.

104. Transporte activo secundario
 Una molécula específica acopla el paso de un soluto en
contra de su gradiente electroquímico con el paso de
otro a favor de su gradiente. La energía perdida por este
último es empleada para transportar el primero.
 Los solutos pueden trasportarse en el mismo sentido
(cotransporte; o simporte; por ej., Na con glucosa) o
en sentido opuesto (antiporte; por ejemplo, Na+/H+ o
Cl-/HCO3-).
 Si sólo se transporta un tipo de soluto, recibe la
denominación especial de Uniporte
 Estos transportes carecen de actividad de ATPasa.

106. CARACTERÍSTICAS DE LOS
PROCESOS MEDIADOS POR
TRANSPORTADORES
 1. Especificidad. Solamente ciertos iones o
moléculas son transferidos.
 2. Estereoespecificidad. En caso de solutos
ópticamente activos (por ejemplo, D-glucosa)
 3. Saturación. La transferencia no aumenta
indefinidamente sino que tiende a un máximo que
depende del número de transportadores presentes y
la duración del ciclo de cada uno.
 4. Inhibición competitiva. Dos solutos de
estructuras muy similares pueden competir por un
mismo transportador (por ejemplo, glucosa y
galactosa en el epitelio intestinal).
 5. Dependencia del aporte de energía.
Solamente en el caso de transporte activo primario
o secundario (no para difusión facilitada).

107.  Comúnmente se observan tres tipos de
transportadores:
 Uniportadores: son proteínas que transportan una
molécula en un solo sentido a través de la
membrana.
 Antiportadores: incluyen proteínas que transportan
una sustancia en un sentido mientras que
simultáneamente transportan otra en sentido
opuesto.
 Simportadores: son proteínas que transportan una
sustancia junto con otra, frecuentemente un protón
(H+).