osmolaridad y pH

1. FÍSICA
BIOLÓGICA
TEMA:
OSMOLARIDAD

2. CONCEPTOS A RECORDAR:
NÚMERO DE
AVOGADRO
MOL
DISOCIACIÓN
ELECTROLÍTICA
SOLUCIÓN
CONCENTRACIÓN

3. NÚMERO DE
AVOGADRO
 Es una constante universal (cantidad fija de
moléculas, partículas, iones, etc) y equivale a
6,022x10 23
 Ejemplo: una DOCENA de manzanas (12)

4. MOL
 Es la cantidad de materia que contiene el número de
Avogadro de moléculas de la misma especie
 Cualquier sustancia tiene un peso molecular específico
• 1MOL de cualquier soluto (glucosa, sodio, potasio, etc)
contiene el número de Avogadro de moléculas (cantidad fija
de moléculas) pero tendrá una masa dada por el peso
molecular del soluto
Ejemplo: Glucosa: PM:180 Proteína: PM:100.000
El número de Avogadro de moléculas de glucosa tendrá una
masa de 180g, pero el mismo número de moléculas proteicas
tendrá una masa de 100kg
CONCLUSIÓN: La cantidad de esa sustancia (peso molecular
expresado en gramos) se define como MOL y contiene el
número de Avogadro de moléculas de esa sustancia
Así: 1MOL de glucosa es igual a 180g

5. DISOCIACIÓN
ELECTROLÍTICA
• Disociación= Separación
• Fenómeno donde un ácido, una base o una sal,
se disuelven en agua dividiéndose en iones con
cargas positivas (cationes) o cargas negativas
(aniones) en igual cantidad
• Las sustancias que no se disocian en solución
acuosa se denominan "no electrolitos"
Ejemplos: NaCl----} (Na+) + (Cl-)
KCl----} (K+) + (Cl-)

6. SOLUCIÓN
• Es un tipo de dispersión (mezcla de dos o más
sustancias) homogénea, esto quiere decir, que
no se pueden diferenciar a simple vista ni con
MO las sustancias que la componen
• Compuesta por:
SOLUTO: sustancia de menor cuantía (fase
dispersa)
SOLVENTE: sustancia más abundante (fase
dispersante)
• Ejemplos de soluciones: plasma, líquido
cefalorraquídeo (LCR)
Notar que ambos están compuestos mayormente
por agua (solvente)

7. CONCENTRACIÓN
• Es la cantidad de soluto disuelto por unidad de volumen de solvente
CONCENTRACIÓN= CANTIDAD DE SOLUTO (MASA)
VOLUMEN DE SOLVENTE
• Formas de expresar la concentración de una solución (dependen cómo
se mida la cantidad de soluto):
CANTIDAD DE SOLUTO CONCENTRACIÓN
Gramos Empírica
Moles Molaridad
Equivalentes Normalidad
Osmoles Osmolaridad

8. OSMOLARIDAD
• Es el número de osmoles por litro de solución
• Un OSMOL (osm) es la cantidad de materia que
contiene el número de Avogadro de partículas de
soluto
• Así: 1 osm es igual a 1 mol (6,023x10 23) de
partículas de soluto
Ejemplo: en una solución que tiene 1 mol de glucosa por
litro, tiene una concentración de 1 osm
PERO cuando consideramos sustancias electrolíticas
que se DISOCIAN por ejemplo NaCl: será que en una
solución que tiene 1 mol/L tendrá una concentración
osmolar de 2 osm/L
Entonces: si consideramos glucosa (PM:180)
1mol=1osm=180g
O si fuera NaCl (PM:58,5) 1mol=2osm=58,5g

9. EJEMPLO
• Calcular la molaridad y la osmolaridad de la solución fisiológica (solución de NaCl
9g%o ) PM: NaCl=58,5
• A) 9g %o [9g de soluto______1000ml de solución]
• B) NaCl--> Na+ + Cl- (PM=58,5)
1 MOL=2OSMOLES=58,5g
C) 58,5g______1mol
9g________ x= 0,154mol
0,154mol_____1000ml
• E) 58,5g______2osm
9g_______x= 0,308 osmol
O,308osmol______1000ml

10. Ejemplo 2
¿Cuál es la Osmolaridad de una solución formada por 500 ml
de solución de glucosa al 5% a la que se le agregan 20 ml de
NaCl al 20% y 30 ml de KCl 1 M? (no despreciar el volumen
aportado por las soluciones electrolíticas). PMKCl = 74,5 y
PMglucosa= 180.
(en este problema aplicaremos la idea de la Osmolaridad
como medida de concentración total de soluciones formadas
por más de un soluto)

11. FÍSICA BIOLÓGICA
TEMA: PH
.

12. CONCEPTOS
A
RECORDAR:
• LEY DE ACCIÓN DE MASAS
• PRINCIPIO DE LE CHATELLIER
• ÁCIDOS Y BASES
• SUSTANCIAS ANFÓTERAS

13. LEY DE ACCIÓN DE MASAS: EQUILIBRIO
QUÍMICO
Para entender al mismo, primero tenemos que saber que es una
reacción reversible
Ejemplo: H2 + Cl2  HCl Y a su vez también puede, H2 Cl2  HCl
Es reversible entonces, porque los reactivos forman a los productos y al
mismo tiempo los productos forman a los reactivos, esto se representa con
una doble fecha

14. Momento en el que la concentración de reactivos y productos se
mantienen constantes en el tiempo, ya que ocurren a la misma
velocidad, durante una reacción reversible

15. LEY DE ACCIÓN DE MASAS: EQUILIBRIO
QUÍMICO
AL COMBINARSE DOS O MÁS SUSTANCIAS PARA GENERAR PRODUCTOS, LA VELOCIDAD DE ESTA
REACCIÓN DEPENDE DE LAS CONCENTRACIONES DE LOS REACTIVOS Y LAS CONCENTRACIONES
DE LOS PRODUCTOS A CIERTA TEMPERATURA
A + B <-----> C + D (ASÍ SE VE UNA REACCIÓN QUIMICA EN EQUILIBRIO)
• UNA REACCIÓN QUÍMICA PUEDE SER REVERSIBLE: LOS REACTIVOS REACCIONAN ENTRE
SÍ GENERANDO LOS PRODUCTOS (reacción directa) O A LA INVERSA, LOS PRODUCTOS
REACCIONAN GENERANDO NUEVAMENTE LOS REACTIVOS (reacción inversa)
ENTONCES: V1=K1[A].[B] V1:es la velocidad de la reacción directa K1: es una constante
V2=K2[C].[D] V2:es la velocidad de la reacción inversa

16. LEY DE ACCIÓN DE MASAS: EQUILIBRIO
QUÍMICO
• Conclusión: A medida que disminuyen los reactantes (A y B), la velocidad V1 disminuye, pero al mismo
tiempo los reactivos C y D se van acumulando y la velocidad V2 aumenta.
LLEGARÁ UN MOMENTO DONDE SE ALCANZA EL EQUILIBRIO Y LAS VELOCIDADES DE LA REACCIÓN
DIRECTA E INVERSA SE IGUALAN, LAS CONCENTRACIONES DE REACTIVOS Y PRODUCTOS NO CAMBIAN:
EQUILIBRIO DINÁMICO
ASÍ : V1=V2 Y SE DEFINE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Keq = [C] [D]
[A] [B]
Que relaciona las concentraciones de los productos y reactivos cuando el sistema está en equilibrio

17. PRINCIPIO DE LE CHATELLIER: EQUILIBRIO
MÓVIL
• "CUANDO UN SISTEMA ESTÁ EN EQUILIBRIO, UN CAMBIO EN LAS PROPIEDADES DEL
SISTEMA, DARÁ LUGAR A QUE EL EQUILIBRIO SE DESPLACE EN LA DIRECCIÓN QUE
TIENDE A CONTRARRESTAR EL EFECTO DEL CAMBIO"
• Ej: si se aumenta la presión de un sistema en equilibrio, el mismo se desplazará de
forma que disminuya el volumen lo máximo posible (en el sentido que alivie la
presión)
• Estas propiedades pueden ser : temperatura, presión o un cambio en la
concentración de reactivos o productos, provocando diferencias en las velocidades
• El sistema se autoajustará para restaurar el valor de Keq
Es la base de la homeostasis

18. ÁCIDOS Y BASES
• Ácidos: aquellas sustancias que al disociarse liberan protones: H+ (iones hidrógeno)
Por ej: Ác. Clorhídrico, Ác. Sulfúrico, Ác. Acético
-HCl H+ + Cl-
-H4SO42H+ + SO4
• Bases: aquellas sustancias que captan protones o liberan hidroxilos:OH- (no todas las
bases liberan hidroxiliones)
-NaOH Na+ + HO-
-Ca(HO)Ca++ + 2HO-
• LA CONCENTRACIÓN DE H+ ES LA QUE DEFINE LA ACIDEZ DEL MEDIO

19. ÁCIDOS Y BASES
• Ácidos fuertes: mucha tendencia a ceder protones
• Ácidos débiles: poca tendencia a ceder dicho ión.
• Las mismas consideraciones para las sustancias básicas
(la tendencia está determinada por el grado en que se
completa la reacción de disociación)

20. SUSTANCIAS ANFÓTERAS
• Las que son capaces de actuar como ácido o como base según la
reacción que intervenga
Por ej: Fosfato diácido: en medio alcalino (donde faltan protones), los
cede comportándose como ácido
HPO4  PO4 + H+
En medio ácido (donde hay muchos protones), actúa como base
captando protones
HPO4 + H+ H2PO4

21. NEUTRALIZACIÓN
• Un ácido y una base reaccionan para dar sal y agua
Por ej: HCl + OHNa  NaCl + H2O ÁCIDO+BASE= SAL + AGUA
• Transferencia de H+ desde el ácido hacia la base con formación de sal
• Neutralización total: cuando el ácido y la base están en iguales concentraciones, la
reacción se completa sin que sobre ninguno y el medio queda neutro
• Parcialmente neutralizado: cuando uno de ellos está en mayor cantidad, por ejemplo
HCl, habrá exceso de ácido al completarse la reacción. Entonces el HCl fue
parcialmente neutralizado, en el medio quedará sal y algo de ácido

22. AGUA
• Electrolito débil: se disocia en escasa proporción
• Aplicar la ecuación de disociación al agua
- Keq [H2O] = [OH-] [H+] = Kw
• KW= producto iónico del agua, a 25° C vale 10 ˉ¹⁴ Eq/L (porque se generan iones
tanto H+ como OH- en igual cantidad!!)
• Como el valor es constante, las concentraciones de H+ y OH-, guardan una
relación inversa: si una aumenta, la otra disminuye
• En el agua pura ambas concentraciones son iguales [H+]=[OH-]=10-7 moles litro

23. AGUA
• Entonces: Kw= 10-14 moles2 litro –2
• A su vez KW= [H+] . [OH-]
10 ˉ¹⁴= 10-7 M . 10-7 M
Así: [OH-]=[H+]= 10 –7 moles litro -1

24. POTENCIAL HIDRÓGENO: pH
• El pH de una solución se define como: el logaritmo
decimal del inverso de la concentración de iones
hidrógenos expresada en equivalente por litro
PH= log 1 = log [H+] -1
[H+]
Entonces: pH h20= -log[10-7 ]= 7
Así: pHH2O + pOHH2O = 7 + 7 = 14

25. POTENCIAL HIDRÓGENO: pH
• La acidez o alcalinidad del medio de una solución esta
indicada por el pH (potencial hidrógeno).
• Se basa en el concepto de que el pH aumenta o disminuye
en relación logarítmica a la [H+]
• el Ph del agua es 7, y en es considerada neutra, se deduce
entonces que hay un equilibrio en los iones H+ y los iones
hidroxidos presentes.

26. EJEMPLO
• La [H+] del contenido gástrico alcanza 30 mEq/l a los 160 minutos de una
comida
Calcule el pH en esa situación:
30 mEq/l, o lo que es lo mismo, 0,030 Eq/l
pH = - log [H+] = - log 0,030 = 1,52

27. POTENCIAL HIDRÓGENO: pH
• La regulación que determina la concentración de H+ en la
sangre, dependen de 3 mecanismos
1) Sistema Buffers
2) Regulación respiratoria
3) Regulación renal del pH