domingo, 5 de diciembre de 2010

CUESTIONARIO



1.- ¿Qué es una solución?
Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente.

2.- Nombra 3 formas de expresar las soluciones y explícalas.
 Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.
Molaridad: Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.
Molalidad (m):  Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. 

3.- Nombra 3 técnicas de separación de mezclas.
Destilación
Centrifugación
Decantación

4.- ¿En que consiste la cromatografía de gases?
La cromatografía es una técnica cuya base se encuentra en diferentes grados de absorción, que a nivel superficial, se pueden dar entre diferentes especies químicas. En la cromatografía de gases, la mezcla, disuelta o no, es transportada por la primera especie química sobre la segunda, que se encuentran inmóvil formando un lecho o camino.Ambos materiales utilizarán las fuerzas de atracción disponibles, el fluido (transportados), para trasladarlos hasta el final del camino y el compuesto inmóvil para que se queden adheridos a su superficie.

5.- ¿Qué son las propiedades coligativas?
En química, se llaman propiedades coligativas aquellas propiedades de una solución que dependen únicamente de la concentración molar, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la naturaleza o tipo de soluto. Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado.

6.- Nombra 3 propiedades coligativas
Punto de ebullición.
Presión de vapor.
Punto de congelación

7.- ¿En qué consiste el aumento ebulloscópico?
Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100°C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.

8.- ¿En qué consiste la presión osmótica?
La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de mayor concentración hacia zonas de menor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida (menos concentrada) hacia una solución menos diluida (más concentrada), cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable.

9.- ¿En qué consiste el descenso crioscópico?
El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido anticongelante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.

10.- ¿Qué es el potencial de membrana?
Los potenciales de membrana son cambios rápidos de polaridad a ambos lados de la membrana que separa dos disoluciones de diferente concentración, como la membrana celular que separa el interior y el exterior de una célula. Duran menos de 1 milisegundo. Cuando se habla de potenciales de membrana, se debería de hablar del "potencial de difusión" o "potencial de unión líquida". Dicha diferencia de potencial está generada por una diferencia de concentración iónica a ambos lados de la membrana celular. Los potenciales de membrana son la base de la propagación del impulso nervioso.

11.- ¿Para qué nos sirve la ecuación de Nernst?

La ecuación de Nernst calcula el potencial de Nernst en el hipotético caso que la membrana solo sea permeable a un ion univalente.
Dicho potencial viene determinado por el cociente de las concentraciones de un ion específico a ambos lados de la membrana. Como se sabe, los niveles de concentración iónica (Na, K, Cl) son diferentes dentro y fuera de la membrana (sin mencionar la acción dinámica de la bomba de sodio-potasio) y por tanto, puede haber mayor concentración de un ion en particular en un lado de dicha membrana.

12.- ¿Para qué nos sirve la ecuación de Goldman-Hodgkin-Katz?
La ecuación de Nerst solo calcula el potencial de difusión para un ion en particular, es decir, se asume que en el medio externo sólo existe un tipo de iones (por ejemplo: Na+).
Se sabe que tanto en los medios intra y extra celular existen múltiples iones tales como: Na+, K+, Cl-, Mg2+, entre otros, por lo tanto es necesario disponer de una fórmula que calcule dicho potencial para todos los iones presentes en el líquido extracelular.
La Ecuación de Goldman (también llamada de Goldman - Hodgkin - Katz) calcula el Potencial de la membrana en el interior de la célula cuando participan dos iones positivos univalentes (K+ y Na+) y un ion negativo también univalente (Cl-).

13.- ¿A qué se debe el desequilibrio iónico que produce la polarización de la membrana?
Es debido a la distinta permeabilidad que presenta frente a cada uno de stos iones. El ion de potasio atraviesa la membrana libremente; la permeabilidad para el sodio es menor, y además es expulsado por medio de un transporte activo llamado bomba de sodio-potasio. Las proteínas, debido a su tamaño, no pueden atravesar libremente la membrana. Toda esta dinámica establece una diferencia de potencial en condiciones de reposo, de unos -90 mV.


14.- ¿Qué son los osmolitos?
Los osmolitos orgánicos son pequeños solutos usados por células de numerosos organismos y tejidos con estrés hídrico para mantener un volumen celular. Componentes similares son acumulados por algunos organismos  anhidrobióticos, termales o en posible estrés por presión. Estos solutos son aminoácidos, derivados de aminoácidos, azúcares, metilaminas, metilsulfonios y componentes de la urea.

15.- ¿De qué pueden servir los osmolitos?
Pueden tener singulares roles metabólicos de protección, algunos de estos solutos estabilizan las macromoléculas y contrarrestan los posibles perturbadores, algunos de estos solutos tienen aplicaciones en la biotecnología, la agricultura y medicina.





FUENTES ELECTRONICAS

PROPIEDADES COLIGATIVAS (RESUMEN LECTURA)

Las propiedades coligativas de las soluciones dependen de la concentración total de partículas de soluto, sin importar si las partículas son iones o moléculas.

Para electrolitos fuertes y débiles la concentración de partículas en solución es mayor que la concentración inicial del compuesto en cuestión, por lo tanto, al determinar experimentalmente las propiedades coligativas de estos compuestos, se observan desviaciones de las teóricas esperadas.

La diferencia entre la propiedad coligativa esperada y observada experimentalmente para los electrolitos débiles se debe a las atracciones electrostáticas entre los iones en solución.
A medida que los iones se mueven en la solución, los iones de cargas opuestas chocan, y se unen por breves momentos.

Mientras están unidos se comportan como una sola partícula llama par iónico. El número de partículas independientes se reduce y ocasiona el cambio observado en el valor calculado respecto del valor experimental.

Este fenómeno se observa en todas las propiedades coligativas de soluciones de electrolitos. Es decir, para una solución de electrolito:

Punto de congelación calculado > punto experimental
punto de ebullición calculado < punto experimental
presión osmótica calculada > presión experimental
presión de vapor calculada > presión de vapor experimental

Una medida del grado en que los electrolitos se disocian es el factor de Van’t Hoff . Este factor es la relación entre el valor real de una propiedad coligativa y el valor calculado (considerando que la sustancia es un no electrolito)

i =  punto de congelación experimental / punto de congelación para un no electrolito 

*También puede ser con el punto de ebullición

Cuando no se dispone de información acerca del verdadero valor de “i” para una solución se utiliza siempre el valor ideal ( ) para realizar los cálculos.



OSMOLITOS (LECTURA)

Los osmolitos orgánicos son pequeños solutos usados por células de numerosos organismos y tejidos con estrés hídrico para mantener un volumen celular. Componentes similares son acumulados por algunos organismos  anhidrobióticos, termales o en posible estrés por presión. Estos solutos son aminoácidos, derivados de aminoácidos, azúcares, metilaminas, metilsulfonios y componentes de la urea.

Excepto por la urea, estos son llamados “solutos compatibles” un termino que indica la falta de efectos perturbadores celulares. Sin embargo estas características no siempre pueden existir, por tres razones, la primera; algunos solutos pueden tener singulares roles metabólicos de protección  (como ejemplo los polioles, la taurina y la hypotayrina), proveen de esta manera balances redox.

Segundo; algunos de estos algunos de estos solutos estabilizan las macromoléculas y contrarrestan los posibles perturbadores,  de manera no intercambiable. Metilaminas [por ejemplo, N-óxido de trimetilamina (OTMA)] puede mejorar el plegamiento de proteínas y la unión del ligando y contrarrestar las  perturbaciones de la urea (por ejemplo, en los elasmobranquios y los riñones de los mamíferos), los iones inorgánicos, y la presión hidrostática en algunos animales que viven a aguas profundas. Trehalosa y prolina en insectos que invernan estabiliza las membranas en temperaturas bajo cero. Trehalose en insectos, hongos y en microorganismos alrededor de aguas termales que puedan llegar a tener desnaturalización proteica por altas temperaturas.

En tercer lugar, la estabilización de solutos parece ser utilizados en la naturaleza sólo para contrarrestar perturbaciones  de macromoléculas, tal vez porque la estabilización es perjudicial en la ausencia de perturbación. Algunos de estos solutos tienen aplicaciones en la biotecnología, la agricultura y medicina, incluyendo en el rescate in vitro de la proteína mal plegada de la fibrosis quística. Sin embargo se deben tener precauciones con la sobre-estabilización de las proteínas.

POTENCIAL DE MEMBRANA

Los potenciales de membrana son cambios rápidos de polaridad a ambos lados de la membrana que separa dos disoluciones de diferente concentración, como la membrana celular que separa el interior y el exterior de una célula. Duran menos de 1 milisegundo. Cuando se habla de potenciales de membrana, se debería de hablar del "potencial de difusión" o "potencial de unión líquida". Dicha diferencia de potencial está generada por una diferencia de concentración iónica a ambos lados de la membrana celular. Los potenciales de membrana son la base de la propagación del impulso nervioso.

El potencial de Nernst está definido como el nivel de potencial de difusión a través de una membrana que se opone directamente a la difusión neta de un ion en particular a través de la misma. Dicho potencial está en el interior de la membrana y se asume que el líquido extracelular se mantiene a un potencial eléctrico de cero voltios si la temperatura corporal es la adecuada (aproximadamente 37 °C).
*Ecuación de Nernst:
\text{FEM(milivoltios)} = \pm  61 \log\frac{C_i}{C_e}
** La ecuación de Nernst calcula el potencial de Nernst en el hipotético caso que la membrana solo sea permeable a un ion univalente.
Dicho potencial viene determinado por el cociente de las concentraciones de un ion específico a ambos lados de la membrana. Como se sabe, los niveles de concentración iónica (NaKCl) son diferentes dentro y fuera de la membrana (sin mencionar la acción dinámica de la bomba de sodio-potasio) y por tanto, puede haber mayor concentración de un ion en particular en un lado de dicha membrana.
Ejemplo: Veamos el caso del ión sodio, Na+, del que sabemos que es más abundante en el líquido extracelular. Si se incrementa la concentración de dicho ion, mayor será la tendencia a difundir dentro de la célula, entonces, mayor será el potencial de Nernst necesario para impedir la difusión neta adicional. Siendo así directamente proporcional a la concentración de dicho ion.

Ecuación de Goldman-Hodgkin-Katz (aplicable a membranas permeables a múltiples iones)

La ecuación de Nerst solo calcula el potencial de difusión para un ion en particular, es decir, se asume que en el medio externo sólo existe un tipo de iones (por ejemplo: Na+).
Se sabe que tanto en los medios intra y extra celular existen múltiples iones tales como: Na+, K+, Cl-, Mg2+, entre otros, por lo tanto es necesario disponer de una fórmula que calcule dicho potencial para todos los iones presentes en el líquido extracelular.
Se sabe que la membrana celular es permeable a múltiples iones diferentes, por lo tanto al momento en que dichos iones difunden se genera un potencial de membrana que depende de tres factores:
1.     La polaridad de la carga de cada uno de los iones a difundir.
2.     La permeabilidad de la membrana a cada uno de los iones.
3.     Las concentraciones de los mismos tanto en el exterior como en el interior de la membrana.
La Ecuación de Goldman (también llamada de Goldman - Hodgkin - Katz) calcula el Potencial de la membrana en el interior de la célula cuando participan dos iones positivos univalentes (K+ y Na+) y un ion negativo también univalente (Cl-).
Ecuación de Goldman
\text{FEM(milivoltios)} = -  61 \log\frac{C_{Na^+_e} P_{Na^+} + C_{K^+_e} P_{K^+} + C_{Cl^-_i} P_{Cl^-}}{C_{Na^+_i} P_{Na^+} + C_{K^+_i} P_{K^+} + C_{Cl^-_e} P_{Cl^-}}
 donde:
- C = Concentración del ion
- P = Permeabilidad de la membrana al ion
Aclaraciones:
1.     Los iones sodio, potasio y cloruro son los iones más importantes que participan en la generación del potencial de membrana en las fibras nerviosas y musculares. El gradiente de concentración de cada uno de los iones a través de la membrana ayuda a determinar el voltaje del potencial de membrana.
2.     La permeabilidad de la membrana a cada uno de los iones determina el grado de importancia de cada uno de ellos, es decir, si la membrana por algún motivo solo es permeable por ejemplo al sodio el potencial de membrana será igual al Potencial de Nerst para el sodio.
3.     Un gradiente de concentración positivo en el interior de la membrana causa electronegatividad en el interior de la misma; esto explica que si hay por ejemplo una mayor concentración de iones sodio en el interior de la membrana, habrá por lo tanto mayor difusión del mismo, desde el interior hasta el exterior de la membrana, generando un déficit de cargas positivas en el interior de la membrana, lo cual dotará a dicho medio, de carga negativa.
4.     Los cambios rápidos de concentración de los iones sodio y potasio son los principales responsables de la transmisión nerviosa.
El potencial de membrana no es el mismo en todas las células, dependiendo del origen de las mismas. Existen células que tienen -50 mV y otras, como por ejemplo las musculares, que oscilan entre -50 y 60 mV.
En el organismo existen dos espacios: el intercelular o extracelular y el intracelular. En el extracelular o líquido intersticial, el anión más abundante es el ión cloruro. En el medio intracelular o citoplasma, los aniones más abundantes son las proteínas, que en las condiciones del pH celular interno, están ionizadas negativamente por liberación de iones hidrógeno, H+. El catión más abundante en el líquido intersticial es el ión sodio, y en el citoplasma es el ión potasio.
El desequilibrio iónico que produce la polarización de la membrana es debido a la distinta permeabilidad que presenta frente a cada uno de stos iones. El ion de potasio atraviesa la membrana libremente; la permeabilidad para el sodio es menor, y además es expulsado por medio de un transporte activo llamado bomba de sodio-potasio. Las proteínas, debido a su tamaño, no pueden atravesar libremente la membrana. Toda esta dinámica establece una diferencia de potencial en condiciones de reposo, de unos -90 mV.

PROPIEDADES COLIGATIVAS

En química, se llaman propiedades coligativas aquellas propiedades de una solución que dependen únicamente de la concentración molar, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la naturaleza o tipo de soluto. Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado.
La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico, es decir, cuando la cantidad de moléculas de vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en vapor.
PROPIEDADES COLIGATIVAS MAS COMUNES
Descenso de la presión de vapor
Cuando se prepara una solución con un solvente y un soluto no volátil (que se transformará en gas) y se mide su presión, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura), se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil.
A su vez, cuando se las comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio.
-    La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil
Este efecto es el resultado de dos factores:
-    La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre.
-    La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor.
Descenso crioscópico
El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido anticongelante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.
ΔTf = Kf · m
§  m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).
§  ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf - T donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro.
§  Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 °C kg/mol

APLICACION
Para enfriar algo rápidamente se hace una mezcla de hielo con sal o, si tiene precaución, alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío, la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. Es una consecuencia del descenso de la presión de vapor.
El agua se congela a partir de los 0 °C, mientras que una solución formada por agua y sal se congelará a menor temperatura (de ahí que se utilice sal para fundir nieve o hielo con mayor facilidad)
APLICACION DEL FRIO EN LOS ALIMENTOS
La congelación es la aplicación más drástica del frío
• Temperatura del alimento < punto de congelación
• Temperaturas de conservación más o menos -20ºC
• Disminuye la actividad del agua (forma de hielo)
• No hay desarrollo microbiano, pero no destruye todas las bacterias
• Limita la acción de la mayoría de las reacciones químicas y enzimáticas
• Aumento de la vida útil de los alimentos
• Se mantienen las características organolépticas y valor nutritivo si el proceso de congelación y almacenamiento son los adecuados
•La Congelación es el mejor método para conservación a largo plazo
•La Congelación y almacenamiento realizados correctamente permiten la no variación de propiedades organolépticas y nutritivas y una vida útil elevada. 
AUMENTO EBULLOSCOPICO
Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100°C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.
ΔTb = Kb · m
§  m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).
§  ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - Tb donde T es el punto de ebullición de la solución y Tb el del disolvente puro.
§  Kb es una constante de ebullición del disolvente. Su valor cuando el solvente es agua es 0,52 °C kg/mol.
APLICACION
Cuando un mol de una sal se disuelve en solución, el efecto del aumento del punto de ebullición es aún mayor, pues la sal hará un efecto tal que será el total de las partes que se disuelven. Por ejemplo, el NaCl será disuelto en un mol de sodio y un mol de cloro, un total de dos moles en solución.
El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o solución iguala la presión externa y comienza a observarse las moléculas de líquido transformarse en gas. Por ejemplo, a presión externa de 1 atm, el agua hierve a 100 °C, mientras que para una solución acuosa de algo a 100 °C las presiones externas y de vapor no se han igualado y por ende no se observa el cambio a estado gaseoso. Cuando la presión de vapor iguale la presión externa la temperatura de la solución será mayor que 100 °C y, consecuentemente, se comprueba que su punto de ebullición es, efectivamente, mayor que el punto de ebullición de su solvente puro (agua) medido a una misma presión externa.
PRESION OSMOTICA
La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de mayor concentración hacia zonas de menor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida (menos concentrada) hacia una solución menos diluida (más concentrada), cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable.
Pi V = n RT (también: π = (nRT) / V)
§  n es el número de moles de partículas en la solución.
§  R es la constante universal de los gases, donde R = 8.314472 J · K-1 · mol-1.
§  T es la temperatura en Kelvin.
Teniendo en cuenta que n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos:
Pi = MRT
Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.
Observación: Se utiliza la unidad de Molaridad (M) para expresar la concentración ya que el fenómeno de ósmosis ocurre a temperatura constante (de esto se deduce que las unidades de concentración para el ascenso ebulloscópico y el descenso crioscópico estén dadas en molalidad (m), ya que este tipo de expresión no varía con la temperatura).
APLICACION
El experimento más típico para observar el fenómeno de ósmosis es el siguiente:
§  Se colocan dos soluciones con distinta concentración (por ejemplo, una consta de agua con sal común o azúcar y la otra de agua sola).
§  Ambas soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable que permite el movimiento del agua a través de ella, es decir, que permite que el solvente pase y las partículas no. El papel celofán suele funcionar, pero debe ser verdadero papel celofán y no sus sustitutos.
§  Al cabo de un tiempo se podrá observar que el solvente ha pasado de la solución diluida hacia la solución concentrada y los niveles de líquido han cambiado.
Las membranas celulares son semipermeables. La observación al microscopio de células que previamente han estado sumergidas en soluciones de sal común o azúcar, permite constatar el efecto de la entrada de agua (turgencia) o la pérdida de agua (plasmólisis) en función de que el medio exterior sea hipertónico o hipotónico respecto al medio interno celular.