propiedades de las soluciones o disoluciones

1. 93
UNIDAD 6
CONTENIDOS
SOLUCIONES. Tipos de soluciones. Expresión de concentración de las soluciones.
Soluciones porcentuales. Soluciones molares. Soluciones normales. Fracción
molar.
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES. Presión de vapor de las
soluciones. Punto de ebullición y congelación de las soluciones. Osmosis y presión
osmótica. Conductibilidad eléctrica de las soluciones acuosas. Propiedades
coligativas de las soluciones electrolíticas. EQUILIBRIO QUIMICO.
INTRODUCCIÓN
El estudio de las soluciones tiene gran relevancia en los seres vivos. Están presentes en
cada espacio biológico, dentro de las células o relacionadas entre sí a través de las
membranas celulares, con el espacio intersticial o con el medio ambiente. Cada solución
biológica posee una determinada composición y relación soluto-solvente característica.
Las modificaciones de estas soluciones nos proveen indicios de trastornos en el tejido o
área que se encuentren. Por ejemplo: se pueden estudiar soluciones provenientes de
secreciones salival, biliar, pancreática, etc.; líquidos biológicos como plasma sanguíneo,
líquido pleural, líquido céfalo-raquídeo, o excreciones como orina y materia fecal.
SOLUCIONES
Definición y Clasificación
Solución es un sistema material conformado por dos o más sustancias. El que está en
mayor proporción se denomina solvente y la/s sustancia/s incorporadas, generalmente
en menor cantidad, se denominan soluto. Es un sistema homogéneo, fraccionable y
de composición química variable. Los términos solución, disolución y mezcla
homogénea suelen utilizarse como sinónimos.
La sustancia en cuyo seno se dispersan las otras se considera la fase continua o
dispersante, mientras que las partículas a ella incorporadas constituyen la fase dispersa.
Cualquier sustancia puede ser solvente, siempre que pueda disolver en su interior a
otras. En los sistemas biológicos el solvente por excelencia es el agua.

2. 94
De acuerdo con el estado físico de los constituyentes del sistema pueden obtenerse los
siguientes tipos de mezclas:
Soluto Solvente Ejemplos
Sólido Sólido Aleaciones (oro 18 K :oro 24 K + cobre)
Sólido Líquido Soluciones salinas (agua y NaCl)
Líquido Líquido Bebidas alcohólicas ( etanol y agua )
Líquido Sólido Amalgama Hg y Ag
Gas Sólido Roca volcánica
Gas Líquido Agua carbonatada (soda)
Gas Gas Aire ultrafiltrado
Es conveniente distinguir dos grandes tipos de dispersiones: las mezclas heterogéneas o
dispersiones groseras y las mezclas homogéneas.
Mezclas heterogéneas:
Se pueden considerar dos tipos de mezclas heterogéneas: dispersiones groseras o
macroscópicas y dispersiones coloidales o coloides. Las propiedades físicas de los
componentes individuales no se modifican al formar la dispersión, la mezcla se comporta
como una simple adición de sus constituyentes. Por este motivo se pueden diferenciar
las fases de los constituyentes de la mezcla.
Se pueden distinguir dos tipos de mezclas heterogéneas o dispersiones:
a- Dispersiones groseras o suspensiones o mezclas: A simple vista, con la ayuda de
una lupa o microscopio común, se pueden distinguir las partículas dispersas. El
soluto posee partículas que tienen un diámetro mayor a 100 nm (1 nm = 10
-9
m).
Es una característica que sean inestables, los componentes tienden a separarse
con el paso del tiempo y el efecto de la gravedad. Por ejemplo: dispersiones muy
inestables son aquellas que poseen una de las fases en estado líquido o gaseoso.
Los componentes de este tipo de mezclas pueden ser separados mediante
recursos mecánicos, tales como: sedimentación, filtración, centrifugación,
decantación, etc.

3. 95
b- Dispersiones coloidales o coloides: En dispersiones coloidales las partículas
dispersas pueden ser detectadas con un ultramicroscopio. De manera tal que,
observadas con este medio óptico, los coloides son mezclas heterogéneas. En
ellas las partículas dispersas poseen un diámetro entre 1 y 100 nm (1 nm = 10
-9
m). Son muy estables y no pueden ser separadas las fases por medios mecánicos
comunes, pero pueden sedimentar si se las somete a enormes fuerzas
centrífugas (ultracentrifugación).
En los seres vivos, las sustancias cuyas moléculas tienen grandes dimensiones
(macromoléculas), como proteínas, ácidos nucleicos y otros polímeros (poli:
muchos, meros: partes), forman soluciones coloidales cuando se las dispersa en
una fase continua adecuada. Los coloides tienen propiedades físico-químicas muy
especiales que no serán tratadas en este capítulo. Pero es de estacar el interés
de estos sistemas, ya que gran parte de las moléculas constituyentes de los seres
vivos forman este tipo de dispersiones.
Mezclas homogéneas:
Se usan como sinónimos los términos: dispersiones homogéneas, soluciones,
soluciones verdaderas o disolución. En las cuales las partículas incorporadas en la
fase continua tienen un diámetro comprendido entre 0 y 1 nm (1 nm = 10
-9
m). Este
tamaño está en el límite de la resolución del microscopio electrónico, por ello no es
posible distinguir los componentes de la mezcla con recursos ópticos (ultramicroscopio).
Las propiedades físicas de la mezcla homogénea son diferentes a las propiedades
físicas que poseían los componentes individualmente. Son muy estables. Sus
constituyentes pueden aislarse mediante métodos de fraccionamiento, tales como:
cristalización, evaporación, destilación; obteniéndose los componentes con sus
propiedades individuales características.
De acuerdo a la naturaleza físico-química de las partículas dispersas en la disolución, se
pueden distinguir dentro de las soluciones verdaderas:
a- Soluciones moleculares: Son disoluciones en las cuales las partículas dispersas
son moléculas enteras. Si el solvente es agua, la interacción que se establecerá
con el soluto será de carácter polar (dipolo-dipolo o puente hidrógeno). Por
ejemplo: urea en agua, glucosa en agua, alcohol en agua.

4. 96
b- Soluciones electrolíticas: Las partículas dispersas son iones, es decir, poseen
carga eléctrica. Tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica. En general,
todas las soluciones salinas, básicas y ácidas pertenecen a esta categoría. Si el
solvente es agua, la interacción que se establecerá con el soluto será de carácter
polar (ión – dipolo). Por ejemplo: sal (cloruro de sodio) en agua, hidróxido de
potasio en agua, ácido clorhídrico en agua.
c- Disoluciones atómicas: Comprenden a las aleaciones de metales al estado
elemental, por ejemplo: el cobre y el estaño forman una aleación que se
denomina bronce.
Componentes de las Soluciones
En la formación de una solución deben participar, al menos, dos componentes
(soluciones binarias). Aquellas constituidas por más de dos componentes se denominan
soluciones complejas. En general, el componente que se encuentra en mayor proporción
se lo denomina dispersante, disolvente o solvente; y a la/s sustancia/s incorporada/s
en el solvente, se los denomina soluto/s.
En la mayoría de las soluciones, el solvente se presenta en mayor proporción que el
soluto, pero en algunos casos no resulta clara la diferenciación entre soluto y solvente.
Por ejemplo: si se disuelven 10 g de ácido sulfúrico en 90 g de agua, tendremos una
solución en la cual el agua aparece claramente como solvente; pero si se dispersan 60 g
de ácido sulfúrico en 40 g de agua, el ácido predomina en la solución. Sin embargo, en la
práctica, ambas soluciones son consideradas soluciones acuosas de ácido sulfúrico.
Cualquier sustancia puede ser considerada como solvente en tanto tenga capacidad
para incorporar a otras en su seno. El solvente general, en los sistemas biológicos es el
agua, sustancia que posee características muy particulares, que la convierten en un
vehículo muy eficiente de los miles de compuestos que constituyen los seres vivientes.
Como se ha visto en la Unidad IV, en el agua los dos hidrógenos están unidos al oxígeno
por enlaces covalentes polares simples, que forman entre sí un ángulo de 104,5°. Esta
disposición espacial de los enlaces hace que la molécula de agua sea un dipolo. Esta
polaridad la convierte en un solvente muy eficaz para dispersar e interactuar con otras
moléculas polares.

5. 97
Los distintos tipos de mezclas: soluciones, coloides y suspensiones groseras aparecen
con frecuencia en la vida cotidiana. El aire que se respira, lo que se come, se bebe, los
medicamentos, las células, etc. se relacionan con estos sistemas. Al considerar
suspensiones farmacológicas, la sangre, el aire, se comprueba que en ellos coexisten
soluciones, coloides y suspensiones. En la sangre por ejemplo la glucosa, urea, NaCl y
otras sustancias se encuentran en solución; las proteínas y los lípidos forman coloides;
los glóbulos rojos, glóbulos blancos y las plaquetas se encuentran suspendidos. Al
dejar en reposo sangre con anticoagulante los glóbulos y plaquetas sedimentan y se
separan del plasma. Si al plasma le agregamos un ácido, las proteínas en los coloides
se desestabilizan y precipitan.
Estas dispersiones coloidales pueden presentar un aspecto lechoso o nebuloso,
algunas son transparentes a simple vista, pero todas permiten observar la trayectoria
de un haz de luz que atraviesa la dispersión, este fenómeno es el efecto Tyndall y se
debe a que las partículas dispersas son lo suficientemente “grandes” como para
dispersar y reflejar la luz hacia los lados.
Teniendo en cuenta la afinidad de la fase dispersa con el medio dispersante
consideramos dos tipos de dispersiones coloidales:
- Hidrofílicas (tienen afinidad por el agua) son aquellos que poseen las superficies de
sus micelas con cargas, por ello interaccionan fácilmente con el agua. El solvente que es
el agua forma una capa de hidratación protectora, impidiendo que se junten micelas y
que la fase dispersa se separe del medio dispersante. Ejemplos:
 Albúmina en agua
 Hemoglobina en agua
 Almidón en agua, etc.
- Hidrofóbicas (no poseen afinidad por el agua) no pueden existir en disolventes polares
sin la presencia de agentes emulsionantes, éstos recubren las partículas de la fase
dispersa para que las micelas puedan interaccionar con el agua y no precipiten o se
separen del medio dispersante. Los jabones, proteínas, lecitina, tanino son algunos
ejemplos de sustancias emulsionantes. Ejemplos:
 Aceite, jabón y agua.

6. 98
 En la leche las grasas se encuentran recubiertas con caseína (sustancia
emulsionante), que es una proteína.
 Las grasas y aceites contenidos en los alimentos son emulsionados gracias a las
sales biliares para su digestión, etc.
Además del tamaño de la partícula y el efecto óptico, las dispersiones coloidales tienen
otras propiedades peculiares: efecto de movimiento, efecto de carga eléctrica y efecto de
adsorción.
Efecto Tyndall (efecto óptico): se produce por reflexión y refracción de la luz, es la
dispersión de las ondas luminosas que se hacen visibles como puntos brillantes sobre un
fondo oscuro.
Efecto de movimiento: es el movimiento browniano, tipo zig-zag, al azar en todo el
medio dispersante, observado en un microscopio especial.
Efecto de carga eléctrica: las partículas coloidales de determinada clase tienen el
mismo signo de carga en exceso. Debido a que cargas iguales se repelen entre sí, las
partículas coloidales se repelen unas a otras, esto y el movimiento browniano estabiliza
el sistema porque impide que las micelas se junten y precipiten.
Efecto de adsorción: las fuerzas entre las especies materiales que constituyen un
sólido no están compensadas en su superficie y por ello pueden unirse a ésta átomos,
iones o moléculas existentes en el medio. La cantidad de sustancia que puede adsorber
un cuerpo depende de la superficie que expone el mismo, como las partículas coloidales
son muy pequeñas la superficie total es muy grande.
EXPRESION DE CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES
Concentración es la relación existente entre la cantidad de soluto y la cantidad de
solución o solvente.
Solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad
dada de solvente a una determinada temperatura.
Los factores que afectan la solubilidad son:
a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay
mayor superficie de contacto y el soluto se disuelve con más rapidez.

7. 99
b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se
forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución
c) Temperatura: Al aumentar la temperatura se favorece el movimiento de las
moléculas del soluto y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta, lo
cual favorece su disolución.
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional
Frecuentemente se usan los términos diluida o concentrada para indicar que la
cantidad relativa de soluto es muy pequeña o muy elevada respectivamente. Sin
embargo, este tipo de expresión sólo tiene un valor relativo; todo lo que se puede decir
es que, una solución es más o menos diluida o más o menos concentrada que otra.
Otra expresión es la de solución saturada. La capacidad de un solvente para incorporar
un soluto tiene, en general, un límite. Se dice que una solución es saturada cuando el
solvente ha incorporado la máxima cantidad posible de soluto. La cantidad de soluto
necesario para saturar determinado volumen de solvente varía de una sustancia a otra y,
para una misma sustancia, varía con la temperatura. La solubilidad aumenta al ascender
la temperatura, en la mayoría de los casos.
Las soluciones que contienen menor cantidad de soluto de la que podrían admitir, se
denominan insaturadas. En ciertas condiciones, es posible incorporar más sustancia
que la correspondiente al límite de saturación; se dice entonces que la solución es
sobresaturada. Las soluciones sobresaturadas son inestables, pues el exceso de soluto
tiende a separarse y precipitar.
En química es necesario precisar las relaciones exactas entre cantidades de soluto y
solvente. Para ello pueden utilizarse diferentes tipos de expresión de concentración:
porcentajes, expresiones en parte por millón, molaridad, molalidad, fracción molar, etc.
 Soluciones Porcentuales
Indican la cantidad de soluto, en masa o volumen, en relación a 100 partes de la solución
o del solvente.

8. 100
Pueden referirse a porcentaje de masa en masa (% M/M), porcentaje de masa en
volumen (% M/V) o porcentaje de volumen en volumen (% V/V).
Si se expresa que tiene una solución de KCl al 8 % (M/M), se quiere indicar que contiene
8 g de KCl por cada 100 g de solución.
Si se expresa la concentración de KCl como 8 % (M/V), hay 8 g de KCl por 100 mL de
solución o por dL (decilitro) de solución (1 dL = 0,1 L = 100 mL).
Las diferencias en expresar concentraciones en % M/M o % M/V radica en el hecho de
que el volumen cambia con la temperatura, mientras la masa no. Por eso, cuando se dan
concentraciones en % M/V, habría que consignar la temperatura a la cual la solución fue
preparada.
Cuando el soluto es líquido, resulta práctico dar la relación de volúmenes de soluto y
solvente. Así, podría referirse una solución de metanol en agua como 1:100, lo cual
indica que contiene una parte de metanol en volumen, más 100 partes de agua. En
cambio, si decimos que la solución de metanol es 1 % V/V, la concentración es de 1 mL
de metanol cada 100 mL de solución.
 Soluciones Molares
Molaridad (M) es la concentración expresada en moles de soluto por litro de solución.
Esta relación corresponde a la siguiente expresión:
Moles
M =
Volumen (L) (L) litros
Se define que mol o molécula gramo es la cantidad de una sustancia expresada en
gramos, igual a su peso molecular. El peso molecular de una sustancia se obtiene
sumando los pesos atómicos de todos los átomos que forman la molécula.
Ejemplo: 1 mol de glucosa (C6H12O6) es (12 x 6) + (1 x 12) + (16 x 6) = 180 g.
1 mol de nitrato de plata (NO3Ag) es 14 + (16 x 3) + 107,87 = 169,87 g.

9. 101
Es importante recordar que en 1 mol de cualquier sustancia covalente existe un número
fijo de moléculas, 6,023 x 10
23
o número de Avogadro (NA). Si el compuesto es iónico,
en un mol de la sustancia existe un NA de unidades fórmulas.
La cantidad de moles existentes en una masa dada de sustancia se calcula con la
relación
masa (g)
n° de moles =
PM (g/mol) PM : peso molecular
Una solución 1 molar es la que contiene 1 mol de soluto por litro de solución y se indica
con la notación 1 M. Se prepara agregando solvente a 1 mol de soluto hasta que el
volumen de la solución llegue a 1 litro.
Ejemplos:
- 98 g de H2SO4 (1 mol de ácido sulfúrico) disueltos en agua hasta completar un litro de
solución, genera una solución 1 M.
- Solución 2 molar (2 M) de hidróxido de bario es la que contiene dos moles de hidróxido
de bario por litro de solución.
- Solución 0,1 M de HNO3, es la que contiene la décima parte de un mol de ácido nítrico
por litro de solución.
masa (g)
PM (g/mol) masa (g)
Molaridad (M) = = (1)
Volumen (L) PM (g/mol) x Volumen (L)
Esta fórmula permite calcular fácilmente la molaridad de una solución conociendo la
masa de sustancia disuelta y el volumen final de la solución.
Por pasaje de términos en la ecuación (1):
masa (g) = M (moles/L) x PM (g/mol) x Volumen (L)
Esta fórmula permite calcular la masa de soluto presente en un volumen dado de
solución si se conoce su molaridad.

10. 102
También de (1) se deduce que:
masa (g)
volumen (L) =
PM (g/mol).M (moles/L)
De este modo se puede calcular el volumen final de una solución de determinada
molaridad que puede prepararse partiendo de una masa de soluto conocida.
 Soluciones Molales
Molalidad (m) es la concentración expresada en moles de soluto por 1000 g de
solvente.
La molalidad (m) corresponde a la relación:
moles soluto
Molalidad (m) =
masa solvente (Kg)
Ejemplo: Una solución 1 molal (la notación es 1 m) de ácido sulfúrico es la que contiene
1 mol de este compuesto (98 g) por cada 1000 g de agua. Se prepara disolviendo 98 g
de ácido sulfúrico en 1 kg de agua.
Utilizando el mismo razonamiento aplicado en las ecuaciones relativas a soluciones
molares, se obtienen las siguientes fórmulas para molalidad (m):
masa soluto (g)
m =
PM (g/mol) x masa solvente (Kg)
masa soluto (g) = m (moles/Kg) x PM (g/mol) x masa solvente (Kg)
masa soluto (g)
masa solvente (Kg) =
PM (g/mol) x m (moles/Kg)
El expresar el solvente en peso (molalidad), en lugar de hacerlo por volumen de solución
(molaridad), tiene la ventaja de que, como el peso es independiente de la temperatura, la

11. 103
concentración se mantiene cualquiera sea la temperatura ambiente. En cambio, como el
volumen es afectado por la temperatura, es necesario consignar la temperatura de
preparación y de uso para las soluciones molares. A pesar de esto, debido a que en la
práctica química es más frecuente utilizar unidades de volumen para el manejo de
soluciones, son más empleadas las soluciones molares.
 Soluciones Normales
Normalidad (N) es la concentración expresada en equivalentes gramo de soluto
por litro de solución.
Equivalente gramo es la cantidad de sustancia capaz de reaccionar con o de desalojar
a 1 átomo gramo (1 g) de hidrógeno, o medio átomo gramo (8 g) de oxígeno, o un átomo
gramo de un ión monovalente.
Para poder calcular el equivalente gramo de una sustancia debe conocerse la reacción
en la cual ha de participar, pues un mismo reactivo puede actuar con diferentes
equivalentes, dependiendo de la reacción en consideración: neutralización, precipitación,
redox, etc.
Se calcula el equivalente gramo dividiendo la cantidad que corresponde a un mol de
sustancia por la “valencia funcional” (con la cual actúa en la reacción). La notación para
equivalente es Eq y se puede leer como peso equivalente gramo, peso equivalente o
equivalente químico. El equivalente gramo se toma como unidad química
reaccionante. Toda reacción se produce equivalente a equivalente.
mol H2CO3 62
 H2CO3 + H
+
+ HCO3
-
(valencia : 1) →1 Eq = = = 62 g
valencia 1
 H2CO3 + 2 H
+
+ CO3
2-
(valencia : 2) → 1 Eq = 62 = 31 g
2
mol H3PO4 98
 H3PO4 + 3 H
+
+ PO4
3-
(valencia : 3) → 1 Eq = = = 32,7 g
valencia 3
mol NaOH 40
 NaOH + Na
+
+ HO
-
(valencia : 1) → 1 Eq = = = 40 g
valencia 1

12. 104
mol Al(OH)3 78
 Al(OH)3 ------ Al
3+
+ 3 OH
-
(valencia : 3) → 1 Eq = = = 26 g
valencia 3
En el caso de las sales, la “valencia funcional” corresponde al “número total de
aniones o de cationes” que liberan al disociarse multiplicado por la carga de cada uno de
esos iones.
mol FeSO4 152
 FeSO4 Fe
+2
+ SO4
2-
(valencia : 2) → 1 Eq = = = 76 g
valencia 2
mol Fe2(SO4)3 400
 Fe2(SO4)3 + 2 Fe
+3
+ 3 SO4
2-
(valencia : 6) →1 Eq = = = 66,7 g
valencia 6
Para sintetizar el cálculo del equivalente gramo en la siguiente fórmula:
PM (g/mol)
N° de equivalentes (Eq) =
Valencia
Si se desea calcular los equivalentes de sustancia presentes en una determinada
muestra, se divide la masa de sustancia (en g) por el valor del equivalente gramo.
masa de sustancia (g) masa (g) x valencia
N° Equivalentes (Eq) = =
PM (g/mol) / valencia PM (g/mol)
Para calcular concentración en equivalentes por litro, cuya expresión es normalidad (N):
masa (g) x valencia
PM (g/mol) masa (g) x valencia
N = Eq / L = =
(2)
volumen (L) PM (g/mol) x volumen (L)
A partir de esta fórmula pueden calcularse la masa de soluto o el volumen de solución,
conociendo los otros términos:
Eq / L x PM (g/mol) x volumen (L)
masa (g) =
valencia
masa (g) x valencia
volumen (L) =
PM (g/mol) x Eq / L

13. 105
Por otro lado, como masa (g) / PM (g/mol) x volumen (L) es la expresión de la
concentración en molaridad, podríamos reemplazar en la fórmula (2)
Eq /L
Normalidad (N) = Eq / L = M x valencia y M =
valencia
Solución normal o uno normal (la notación utilizada es 1 N), es aquella que posee un
equivalente gramo de soluto disuelto en un litro de solución. Una solución tres normal (3
N), tendrá tres equivalentes de soluto por litro de solución; una solución 0,5 N, medio
equivalente de soluto por litro de solución.
El uso de soluciones normales tiene la ventaja de que ellas se corresponden volumen a
volumen desde el punto de vista de su capacidad de reaccionar químicamente. Por
ejemplo: 15 mL de solución 0,8 N de ácido clorhídrico neutralizarán exactamente a 15
mL de solución 0,8 N de hidróxido de sodio y se formará cloruro de sodio y agua, sin que
quede exceso de ninguno de los reactivos.
El siguiente esquema muestra la relación entre cantidades de soluto, solvente y solución
para expresar las concentraciones en M, m y N:

14. 106
 Fracción Molar
La fracción molar (Xs) de uno de los componentes de una solución corresponde a
la relación entre el número de moles de ese componente con el número total de
moles existentes en la solución (moles de soluto + moles de solvente)
Así, una solución de glucosa al 30 % (m/m) indica que la solución está formada por 30 g
de glucosa y 70 g de agua. Para calcular la fracción molar de cada uno de los
componentes se procede del siguiente modo:
masa (g)
N ° de moles = (PM glucosa : 180; PM agua : 18)
PM (g/mol)
30
En 30 g de glucosa existirán = 0,17 moles
180
70
En 70 g de agua existirán = 3,89 moles
18
Por lo tanto, la fracción molar de glucosa (Xglucosa) será:
moles glucosa moles glucosa 0,17
Xglucosa = = = = 0,04
moles totales moles glucosa + moles agua 0,17 + 3,89
moles agua moles agua 3,89
Xagua = = = = 0,96
moles totales moles glucosa + moles agua 0,17 + 3,89
La fracción molar siempre es un valor menor a la unidad. La suma de las fracciones
molares de todos los componentes de una solución debe dar 1.
Al analizar líquidos biológicos (sangre, líquido sinovial, líquido pleural, líquido céfalo-
raquídeo, etc.) se pueden usar otras expresiones de concentración relacionadas con
solutos que se encuentran muy diluídos en dicho material biológico. Aunque se
recomienda usar las expresiones en moles / L, o en milimoles / L o nanomoles / L.

15. 107
Ejemplos:
Glucemia (valor de referencia de glucosa en sangre): 70 – 110 mg / dL
Colesterolemia (valor de referencia de colesterol en sangre):menor a 200 mg / dL
Uremia (valor de referencia de urea en sangre): 15 – 40 mg / dL
PARA UNA SOLUCIÓN PODEMOS USAR DIVERSAS MANERAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN
6,13 g etanol x 100 g solución
% M/M = = 12,26 % M/M
50,0 g solución
6,13 g etanol x 100 mL solución
% M/V = = 12 % M/V
51,1 mL solución
7,77 mL etanol x 100 mL solución
% V/V = = 15,20 % V/V
51,1 mL solución

16. 108
6,13 g etanol x 1000 mL solución
g
o
/oo = = 120 g
o
/oo
51,1 mL solución
,133 mol etanol
M = = 2,60 M
0,0511 L solución
0,133 mol etanol
m = = 3,034 m
0,04383 Kg de agua
nº moles etanol 0,133
Xsoluto = = = 0,052
nº moles etanol + nº moles agua 2,573
nº moles de agua 2,44
Xsolvente = = = 0,948
nº moles etanol + nº moles de agua 2,573
NO SE DEBEN SUMAR VOLUMENES. En el caso de la mezcla agua + alcohol, se
produce una contracción de volumen (3%). Se suman masas y se transforma en
volumen con la densidad de la solución

17. 109
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES
Las soluciones verdaderas poseen propiedades que, a veces, difieren notablemente de
las de sus componentes aislados. Existe un conjunto de esas propiedades, relacionadas
a la naturaleza del solvente y con el número de partículas de soluto disueltas en su
seno, a las cuales se les llama propiedades coligativas. Ellas comprenden la
disminución de la presión de vapor, el aumento del punto de ebullición, la
disminución del punto de congelación y la presión osmótica.
No influyen sobre estas propiedades el tipo de partículas disueltas (sean moléculas
enteras, átomos o iones) ni el tamaño de las mismas. Las propiedades coligativas
dependen del número de partículas de soluto contenidas en una masa determinada de
solvente y varían proporcionalmente a la concentración de esas partículas. Por ejemplo
número de partículas de soluto contenidas en el agua, para el caso de soluciones
acuosas.
 Disminución de la Presión de Vapor de las Soluciones
La presión de vapor de un líquido puede medirse si se lo coloca en un recipiente cerrado.
La evaporación de moléculas del líquido alcanza un equilibrio cuando la presión de vapor
se hace equivalente a la tendencia a escapar de las moléculas en el líquido.
Si en la fase líquida se disuelve un soluto no volátil, la presión de vapor disminuye. Este
fenómeno se debe al hecho de que la superficie de la solución está constituida no sólo
por moléculas de solvente, sino que también existen moléculas de soluto; en
consecuencia, el número total de partículas de solvente con probabilidad de evaporarse
será menor que en el solvente puro.
Por otra parte, especialmente en las soluciones acuosas, las partículas del soluto
frecuentemente desarrollan atracción sobre las del solvente y ello también dificulta su
escape al estado gaseoso.
La reducción de la presión de vapor es tanto mayor cuanto mayor sea la concentración
de soluto.
Raoult, en 1866, determinó que la presión de vapor de una solución (P') es igual a la
presión de vapor del solvente puro (P) multiplicado por la fracción molar del solvente

18. 110
(FMsolvente) en la solución. Como la fracción molar es siempre un valor menor que la
unidad, la presión de vapor resulta menor que la del solvente solo.
P' = P x FMsolvente
La siguiente figura muestra diagramas de fases para agua pura y para una solución
acuosa. Puede apreciarse el efecto que causa el agregado de soluto sobre la presión de
vapor.
Fig. Diagramas de fase de agua (línea llena) y de una solución acuosa (línea cortada). T1 y T2 :
temperaturas normales de ebullición del agua pura y de la solución respectivamente. T3 y T4 :
temperaturas normales de congelación del agua pura y de la solución. (Fuera de escala).
 Aumento del Punto de Ebullición
La temperatura en la cual la presión de vapor del líquido alcanza el mismo valor que la
presión atmosférica se denomina punto de ebullición de una determinada sustancia.
Cuando esa sustancia es combinada con otra para dar origen a una solución, el punto de
ebullición de la misma se modifica. Si consideramos lo dicho en el punto anterior de que
el agregado de soluto disminuye la presión de vapor del solvente, será necesario
aumentar más la temperatura para alcanzar la presión atmosférica. En la figura se indica
la diferencia de temperatura entre los puntos de ebullición del agua pura (T1) y de la
solución (T2). Este fenómeno es conocido como elevación ebulloscópica de las
soluciones, esta elevación corresponde a la diferencia de temperatura de ebullición del

19. 111
líquido individual o aislado y la temperatura de ebullición de la solución. También se usa
el término ascenso ebulloscópico para expresar esta diferencia.
En las soluciones acuosas, la modificación de temperatura correspondiente al valor de la
elevación del punto de ebullición es 0,52° C por cada mol de partículas de soluto
disueltos en 1 kg de agua (0,52°C/mol/kg).
ascenso ebulloscópico molal: 0,52°C/mol/kg
Ejemplo: el agua pura tiene un punto de ebullición normal (a 760 torr) de 100° C; una
solución 1 m (molal) de glucosa tiene el punto de ebullición, en las mismas condiciones
de presión, a 100,52° C (una variación de + 0,52° C); una solución 3 m de sacarosa
tendrá su punto de ebullición a 101,56° C (una variación de + 1,56° C = + 0,52 x 3).
 Disminución del Punto de Congelación de Soluciones
El punto de congelación es una propiedad intensiva de cada sustancia. Dicha
característica se modifica cuando la sustancia participa en la formación de una solución.
Experimentalmente se comprueba que el punto de congelación de una solución es más
bajo que el del disolvente puro. La fig. 22 muestra esa diferencia (T3 y T4). Las curvas de
presión de vapor de las soluciones intersectan con la presión de vapor del hielo a
temperaturas tanto más bajas cuanto más concentrada sea la solución.
Cada mol de partículas de soluto en un Kg de agua (como solvente ,solución 1 m)
produce un descenso del punto de congelación de 1,86° C.
descenso crioscópico molal: 1,86°C/mol/kg
Ejemplo: Una solución acuosa 1 m de cualquier sustancia congelará a -1,86° C; una
solución 0,3 m congelará a - 0,56° C.
Esta proporcionalidad entre descenso crioscópico y molalidad permite determinar con
precisión la concentración de partículas de soluto midiendo la temperatura a la cual
congela la solución.

20. 112
 Osmosis y Presión Osmótica
El fenómeno de ósmosis está asociado al paso de solvente a través de una
barrera selectiva o membrana semipermeable que relaciona dos soluciones de
diferente concentración.
El pasaje de solvente se produce desde la solución más diluida a la más concentrada.
Membrana semipermeable es una película porosa que sólo permite el paso del
solvente pero no el de los solutos dispersos en él. Ejemplos: pergamino, vejiga de
animales, membranas celulares, etc.
Las células del cuerpo humano se nutren por medio de procesos como la ósmosis. La
ósmosis tiene una gran importancia biológica, sobre todo en aspectos relacionados con
la nutrición. En los vegetales, las raíces absorben sales minerales del suelo mediante
procesos osmóticos. La membrana que rodea las células animales y vegetales tiene una
capa semipermeable. Así, cuando la concentración salina del medio que rodea a la
célula es mayor que la existente en el interior de la misma, ésta pierde agua a través de
la membrana. Si ocurre lo contrario, es decir, si la concentración del interior celular es
mayor, pasará agua desde el exterior hacia el interior de la célula.
Un tipo especial de membranas, de poros más grandes que los de las semipermeables,
son las membranas dialíticas, que dejan pasar al solvente y a las partículas de solutos
en solución verdadera (cristaloides), pero no a las que se encuentran en solución coloidal
(de diámetro mayor de 1 nm). Esta propiedad se utiliza para separar coloides de cris-
taloides en soluciones complejas (diálisis). Son ejemplos de membranas dialíticas de
celofán, la pared de los capilares sanguíneos, etc.
Si en dos compartimientos separados por una membrana semipermeable se colocan
soluciones de distinta concentración, se producirá pasaje de solvente a través de la
membrana, desde el compartimiento que contiene la solución con menor cantidad de
soluto hacia la más concentrada. Este fenómeno se denomina ósmosis y puede ser
demostrado con un simple dispositivo (fig. 10 A). Se cierra uno de los extremos de un
tubo de vidrio con una membrana semipermeable, se vierte en el tubo una solución
acuosa de cualquier sustancia y se lo introduce en un recipiente con agua pura, de
manera que la membrana haga contacto con el agua. Se producirá una elevación del

21. 113
nivel de líquido en el tubo hasta establecer una diferencia neta entre los niveles del agua
en el recipiente y de la solución en el tubo (fig. 10 B).
Fig. 10. Dispositivo para demostrar el fenómeno de ósmosis
El ascenso del nivel en el tubo se detiene cuando la altura alcanzada por la columna
líquida es la suficiente para ejercer sobre la membrana una presión idéntica a la fuerza
con la cual el agua tiende a ingresar en el tubo. Esta fuerza corresponde a la llamada
presión osmótica. En el dispositivo descripto, la altura que media entre el nivel de agua
en el recipiente y el de solución en el tubo, nos da una medida de la magnitud de la
presión osmótica desarrollada.
El fenómeno es determinado por la diferencia entre las presiones de vapor del solvente
puro y de la solución.
La proporción de moléculas con energía cinética suficiente como para escapar del líquido
es mayor en el agua pura que en la solución. La membrana que separa ambos
compartimientos está sujeta a un "asedio" diferente por parte de las moléculas de agua
en uno u otro lado. El "bombardeo" molecular es mucho más intenso del lado del agua
pura. Como la membrana selectivamente deja pasar el solvente y no el soluto, las
moléculas atraviesan desde el agua pura hacia la solución o, también, desde una
solución menos concentrada a otra que esté más concentrada, a favor de aquella
diferencia en energía cinética o tendencia al escape del solvente.
El valor de la presión osmótica depende de la concentración molal del soluto (moles de
soluto por Kg de solvente) y de la temperatura absoluta del sistema. Para una solución 1

22. 114
m, el valor de la presión osmótica a 0° C es de 22,4 atmósferas, presión que
corresponde a 1 osmol o unidad presión osmótica. A 37° C, la presión es de 25,4 atm.
La presión osmótica se puede calcular con la siguiente fórmula:
 = C x R x T
, presión osmótica (en atm.)
C: concentración de soluto (moles/l)
R: constante universal de los gases (0,082 atm.L.°K
-1
.mol
-1
)
T: temperatura absoluta (°K).
Cuando una membrana dialítica separa dos soluciones, puede observarse el fenómeno
osmótico si en uno de los compartimientos existen solutos coloidales en mayor con-
centración que en el otro. Como los cristaloides difunden libremente a través de la
membrana, sus concentraciones tienden a alcanzar un equilibrio a ambos lados de la
misma. La diferencia de presión osmótica entre los compartimientos es debida a la
desigual distribución de coloides, lo cual provoca el paso de agua hacia el lado en el cual
la concentración de partículas en dispersión es mayor.
CONDUCTIBILIDAD ELECTRICA DE LAS SOLUCIONES ACUOSAS
Según tengan o no la propiedad de conducir la corriente eléctrica, se distinguen dos tipos
de soluciones:
a- soluciones moleculares
b- soluciones electrolíticas
Las soluciones moleculares son aquellas que, al igual que el agua pura, son muy
malos conductores de la corriente eléctrica. En cambio, soluciones electrolíticas son
buenas conductoras de la corriente eléctrica.
En las soluciones moleculares las moléculas del soluto se mantienen inalteradas cuando
se dispersan en el agua. Ejemplos: glucosa, sacarosa, urea, etc.
En las soluciones electrolíticas, las moléculas del soluto se encuentran separadas en
fragmentos cargados eléctricamente, a los cuales se les denomina iones.
NaCl Na
+
+ Cl
-

23. 115
Este fenómeno de separación de la molécula en iones se interpreta y se representa
como una reacción química, recibe el nombre de disociación iónica.
Entre los solutos electrolíticos, o simplemente electrolitos, se cuentan las bases, los
ácidos y las sales inorgánicas y orgánicas. Se trata de sustancias con enlaces iónicos o
covalentes muy próximos al iónico. El NaCl es un ejemplo de las primeras y el HCl, de
las segundas. Como es sabido, en el NaCl ya existen los iones, sólo que están atraídos
unos a otros formando los cristales típicos de la sal. Al disolverse la sal en el agua,
debido a la polaridad de las moléculas de ésta, los iones cloruro atraen moléculas de
agua que se agrupan a su alrededor con su polo positivo (los hidrógenos) orientados
hacia el anión cloruro. De esta manera lo aíslan y lo separan de los iones sodio. Un
fenómeno semejante sufren los iones sodio, pues atraen el polo negativo de las
moléculas de agua.
El fenómeno de acercamiento de las moléculas de solvente en torno a los iones recibe el
nombre de solvatación y, para el caso del solvente agua, hidratación. Las moléculas
de agua orientadas alrededor de cada ión forman una especie de "aureola" hídrica,
llamada capa de solvatación o hidratación. Cada ión en la solución actúa como una
película independiente.
Si en el recipiente que contiene una solución de NaCl se introducen los terminales
(positivo o ánodo y negativo o cátodo) de una fuente de corriente eléctrica continua, el
electrodo positivo atrae a los iones cloruro (negativos), los cuales, se mueven en la
solución en dirección al ánodo y al ponerse en contacto con él pierden el electrón en
exceso que poseían, convirtiéndose en cloro elemento, el cual se desprende como gas
junto al electrodo. El terminal negativo o cátodo atrae a los iones sodio (positivos), los
cuales, desplazándose por la solución, se ponen en contacto con el cátodo en el cual
recuperan el electrón que les faltaba y se transforman en sodio elemento (metal). Este
sodio es muy reactivo y con el agua produce óxido de sodio e hidrógeno, que se
desprende en el cátodo.
El resultado final es que la solución permite el paso de la corriente eléctrica o flujo de
electrones, pues mientras por un electrodo entran electrones a la solución, por el otro
salen. Este paso de corriente se acompaña de transporte de iones a través de la
solución y de modificaciones químicas en su composición.

24. 116
Hay otras sustancias que no poseen iones, pero por tener enlaces covalentes muy
próximos o semejantes al iónico, también originan iones cuando se disuelven en agua.
En el cloruro de hidrógeno (HCl) los dos átomos están unidos por un enlace polar y, al
disolverse en agua, prácticamente hay una reacción química en la cual se forman iones:
HCl + H2O + H2O
+
+ Cl
-
El cloro se queda con el electrón del hidrógeno convirtiéndose en ion cloruro. El ion
hidrógeno (un protón) que resta se une al oxígeno de una molécula de agua por enlace
coordinado, formando el ión hidronio, con carga positiva (H3O
+
). A fin de simplificar, se
acostumbra representar la reacción como si el HCl sufriera una disociación semejante a
la del NaCl:
HCl H
+
+ Cl
-
En resumen, puede decirse que los electrólitos son sustancias que en solución acuosa
se encuentran disociados en iones, los cuales son responsables del paso de corriente
eléctrica cuando en la solución se colocan los terminales de una fuente apropiada.
Si se preparan soluciones de diferentes electrolitos pero de igual molalidad y se someten
a la acción de un mismo potencial eléctrico, puede comprobarse, si se mide la intensidad
de la corriente que atraviesa la solución, que algunas de las soluciones son excelentes
conductores, mientras que otras son muy pobres conductoras de la corriente eléctrica.
De acuerdo a este criterio, se puede dividir a los electrolitos en fuertes y débiles:
Electrolitos fuertes son aquellos que dan soluciones muy conductoras y electrolitos
débiles, los que dan soluciones pobremente conductoras. Así, por ejemplo, una solución
1 m de HCl es mucho más conductora que una solución 1 m de ácido acético (CH3-
COOH). A mayor número de iones disponibles para transportar la corriente eléctrica,
mayor será la conductibilidad, en la solución de HCl debe haber mayor número de iones
que en la de ácido acético. Ambas soluciones se preparan disolviendo el mismo número
de moléculas por 1000 g de agua; por lo tanto, la mayor conductibilidad de la solución de
HCl se explica por el hecho de que en éste, un electrolito fuerte, mucho mayor
proporción de moléculas se han disociado dando lugar a iones. En un electrolito débil
como el ácido acético, sólo una pequeña parte del total de moléculas disueltas se
separan en iones y el resto permanece como moléculas enteras.

25. 117
Propiedades Coligativas de las Soluciones Electroliticas
Si se separa una solución 1 m de HCl o de NaCl y se determina el descenso del punto
crioscópico, se encuentra que no es de -1,86° C, como podría esperarse a acuerdo a lo
observado con soluciones de glucosa, urea, sacarosa, etc., sino casi el doble (-3,47° C
para la solución 1 m de NaCl), lo cual parece indicar que en la solución la concentración
en número de partículas por 1000 g de agua no es el número de moléculas contenido en
1 mol sino casi el doble. Ello se debe a que prácticamente todas las moléculas disueltas
han sufrido el fenómeno de la disociación iónica, actuando cada ión como una partícula
independiente:
NaCl Cl
-
+ Na
+
1 mol 1 mol + 1 mol = 2 moles
N moléculas N partículas + N partículas = 2 N partículas
N = número de Avogadro = 6,023 x 10
23
Al hablar de 1 mol de cloruro o de ión sodio se desea indicar que el número de partículas
iónicas Cl
-
o Na
+
formadas por la disociación del NaCl es igual al número de moléculas
contenidas en un mol.
Si se repite la experiencia con una solución 1 m de ácido acético, se observa que el
descenso crioscópico es escasamente inferior a -1,86° C. Esto indica que el número de
partículas en la solución no es mayor que el número de moléculas agregadas
inicialmente. En otras palabras, del total de moléculas disueltas (1 mol) sólo una
pequeña parte ha sufrido el fenómeno de disociación iónica:
CH3-COOH CH3-COOH
-
+ H
+
De esta manera también se considera el concepto de electrolitos fuertes y débiles. Se
comportan como electrolitos fuertes algunos ácidos inorgánicos (HCl, HNO3, H2SO4, etc.)
los hidróxidos de metales alcalinos (NaOH, KOH, etc.) y la mayoría de las sales
inorgánicas (NaCl, CH3-COONa, etc.). Actúan como electrolitos débiles algunos ácidos
inorgánicos (H2CO3, HF, H3PO4, etc.), algunos hidróxidos de metales bivalentes
Zn(OH)2, el amoníaco (NH3) todas las bases orgánicas y la mayoría de los ácidos
orgánicos.

26. 118
Como la disociación de los electrolitos fuertes es virtualmente completa, se puede
calcular la concentración total de partículas de la disolución, así como la de cada uno de
los iones, directamente de la concentración molal inicial.
En cambio, en las soluciones de electrolitos débiles co-existen simultáneamente iones
positivos, iones negativos y moléculas sin disociar. Mediante distintos métodos (medición
de conductibilidad eléctrica, descenso crioscópico) se puede determinar
experimentalmente la concentración de cada una de esas partículas en una solución de
un electrolito débil.
Suponga que un electrolito débil AB que se disocia según la siguiente ecuación:
AB A
-
+ B
+
Si se desea calcular la concentración de iones de A
-
, de iones de B
+
y de moléculas sin
disociar (AB) en una solución en la cual se disolvió 0,01 mol de electrolito por 1000 g de
agua (concentración inicial 0,01 m), sabiendo que el descenso crioscópico es de -0193°
C, se procede del siguiente modo:
se sabe que cuando la concentración, en número de partículas, es de 1 mol por 1000 g
de agua, el descenso crioscópico es de 1,86° C, luego:
1,86° C por cada mol de soluto agregado al solvente
1 x 0,0193
0,0193° C ... = 0,0104 mol
1,86
Si al disolver un electrolito débil en agua se disocian x moles de moléculas, la
concentración de moléculas que quedan enteras será igual a los moles inicialmente
disueltos menos x. Por otra parte, cuando se disocian x moles de moléculas se forman x
moles de iones positivos y x moles de iones negativos. Por lo tanto, la concentración de
cada una de las partículas en la solución será:
AB = 0,01 – x A = x B  = x
El número total de moles de partículas en la solución será igual a AB + A
-
+ B
+
, es decir:
0,01 - x + x + x = 0,01 + x

27. 119
El descenso crioscópico de la solución indica que el número total de moles de partículas
es 0,0104 y, por lo tanto, x vale 0,0004 mol. Las concentraciones molales en la solución
serán:
[AB] = 0,01 - 0,0004 = 0,0096 m
[A]
-
= 0,0004 m [B]
+
= 0,0004 m
Los corchetes se utilizan para indicar concentración. De esta manera [A] significa
concentración de iones A.
EQUILIBRIO QUIMICO
En toda reacción química, la o las sustancias reaccionantes se van consumiendo al
tiempo que se forman el o los productos de reacción. En ciertos casos, la reacción
progresa hasta el consumo total de las sustancias reaccionantes, pero muchas veces, la
reacción prosigue hasta cierto límite, más allá del cual ya no continúa. En este punto,
coexisten cantidades de sustancias reaccionantes y productos de reacción que no
cambian con el tiempo. Se dice que la reacción ha alcanzado un estado de equilibrio,
denominado equilibrio químico.
En estado de equilibrio la cantidad de productos puede ser mayor, igual o menor que la
de sustancias reaccionantes. Aquellas reacciones que se detienen antes de que una
proporción importante de las sustancias reaccionantes se haya convertido en producto,
pueden marchar fácilmente en una u otra dirección (reacciones reversibles), distin-
guiéndose en ellas una reacción directa y otra inversa. Las reacciones reversibles se
indican con dobles flechas; la que apunta hacia la derecha indica el sentido de la
reacción directa; la flecha que señala hacia la izquierda, corresponde a la reacción
inversa.
AB A
-
+ B
+
En el problema planteado en la sección anterior, los valores obtenidos para las
concentraciones de los iones A
-
y B
+
y de las moléculas enteras AB corresponden al
estado de equilibrio de ese electrolito para una determinada temperatura y concentración
inicial. Los valores de concentración en estado de equilibrio varían de acuerdo a:
a- naturaleza del electrolito
b- temperatura
c- concentración inicial

28. 120
Para un electrolito dado a una determinada temperatura, los valores de concentración
varían únicamente con la concentración inicial. En efecto, si se hacen las determi-
naciones de la concentración de cada una de las partículas en varias soluciones de
distinta concentración inicial, se obtienen cifras de equilibrio distintas. Cabría preguntarse
si los valores de concentración obtenidos para cada una de las distintas partículas en
cada una de las diferentes soluciones guardan entre sí alguna relación. En efecto, si se
divide el producto de las concentraciones molales de los iones por la concentración molal
de las partículas sin disociar, se obtiene en todos los casos un mismo número,
denominado constante de equilibrio. Para el caso especial de reacciones de ionización
se llama constante de disociación y se representa como Kdis
[A
-
] x [B
+
]
Kdis =
[AB]
En el ejemplo numérico resuelto en la sección anterior, que corresponde a una solución
0,01 m de ácido acético, el valor de Kdis resulta:
0,0004 x 0,0004
Kdis = = 0,000017
0,096
Para en un sistema en equilibrio químico, a una determinada temperatura existe una
relación numérica constante entre las concentraciones de las sustancias que lo integran,
relación que se satisface siempre, independientemente de las concentraciones iniciales
que se utilicen para la reacción.
Estudios más detallados de las reacciones reversibles han mostrado que el equilibrio es
dinámico. En efecto, constantemente las moléculas de productos se están convirtiendo
en moléculas reaccionantes y las moléculas de sustancias reaccionantes están
constantemente convirtiéndose en las de productos. Sin embargo, como ambos
procesos ocurren a igual velocidad, las concentraciones de cada una de las sustancias
del sistema permanecen constante. En equilibrio, entonces, la velocidad de formación de
productos a partir de las sustancias reaccionantes es igual a la velocidad con la cual los
productos se transforman en reaccionantes.
La ley de acción de masas de Guldberg y Waage establece que la velocidad de una
reacción química (cantidad de sustancia reaccionante que desaparece o de productos

29. 121
que se forman en la unidad de tiempo) es directamente proporcional a la concentración
de la o las sustancias reaccionantes.
De acuerdo en la reacción de disociación de un electrolito débil:
(1)
AB A
-
+ B+
(2)
La velocidad (V1) con la cual transcurre la reacción de disociación (reacción 1) será igual
a
V1 = K1 [AB]
donde K1 es un valor constante característico de cada sustancia reaccionante a una
temperatura dada y [AB] es la concentración molal de AB.
Para la reacción inversa (reacción 2), la velocidad V2 con la cual A
-
y B
+
se asocian para
formar AB, será:
V2 = K2 [A
-
] [B
+
]
En estado de equilibrio, la velocidad de la reacción directa es igual a la de la inversa (V1
= V2), por lo tanto:
K1 [AB] = K2 [A
-
] [B
+
]
de donde:
K1 [A
-
] [B
+
]
=
K2 [AB]
K1 / K2 es un cociente entre dos constantes, por lo tanto es una constante (Kdis), luego:
[A
-
] [B
+
]
K =
[AB]
Cuando en un sistema en equilibrio aumenta la concentración de alguna de las
sustancias que integran el mismo, se produce un aumento en la velocidad de reacción
en la cual esa sustancia actúa como reaccionante. Cuando se restablece nuevamente el
equilibrio, las velocidades se vuelven a hacer iguales y las concentraciones de las otras
sustancias se han modificado en la medida adecuada para que la relación entre ellas

30. 122
satisfaga la constante. En el ejemplo del sistema ácido acético, iones acetato e iones
hidrógeno
CH3-COOH CH3-COOH
-
+ H
+
las concentraciones en equilibrio, para una concentración inicial 0,01 m, son 0,096 m,
0,0004 m y 0,0004 m respectivamente. Si se provocase, por adición al sistema, un
aumento en la concentración de iones hidrógeno, inmediatamente se produce un
aumento en la velocidad de asociación de los iones H
+
y acetato (reacción inversa),
provocando un aumento en la concentración de moléculas enteras y una disminución en
la de iones acetato. Cuando se alcanza otra vez el equilibrio, las concentraciones de
todas las partículas alcanzan valores tales que la relación
[CH3-COO
-
] x [ H
+
]
= sigue siendo 0,000017 (Kdis)
[CH3-COOH ]
El valor numérico de la constante de disociación da una idea más exacta del grado de
disociación de un electrolito. Cuanto menor sea la constante Kdis, más débil será el
electrolito. Cuando Kdis tiene un valor próximo a la unidad, el electrolito está
extensamente disociado y se lo considera moderadamente fuerte. Cuando Kdis es
próximo a 10, el electrolito está prácticamente disociado en forma total y se lo considera
fuerte.
En la Tabla siguiente se dan valores de las constantes de disociación (a 25° C) de
algunos electrolitos:
Valores Constantes de Disociación (Kdis)
Acido acético (CH3-COOH) 1,8 x 10
-5
Acido cianhídrico (HCN) 4,0 x 10
-10
Acido fluorhídrico (HF) 6,7 x 10
-4
Acido ortofosfórico (H3PO4) 7,5 x 10
-3
Acido sulfhídrico (H2S) 1,1 x 10
-7
Hidróxido de amonio (NH4OH) 1,8 x 10
-5
Metilamina (CH3NH2) 5,0 x 10
-4
Etilamina (C2H5NH2) 5,6 x 10
-4
Anilina (C6H5NH2) 4,1 x 10
-10

31. 123
La comparación de las fuerzas relativas de diferentes electrolitos, especialmente los de
un mismo tipo (ácidos, básicos, etc.) se facilita por el uso del término conocido como
pKdis, que se define como el logaritmo de la inversa de la constante de disociación (Kdis)
1
pKdis = log
Kdis
Ejemplos:
Acido acético:
pKdis = log 1 / 0,000018 = log 55555 = 4,7
Acido fluorhídrico:
pKdis = log 1 / 0,0007 = log 1428 = 3,2
Cuanto mayor es el valor de Kdis más débil es el electrolito
Conocida la constante de disociación de un electrolito, se puede calcular con bastante
aproximación la concentración de cada uno de los iones y de las moléculas sin disociar
en una solución del mismo, siempre y cuando se conozca también la concentración
inicial.