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:

** 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.

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

 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.

ΔT_f = K_f · m

§  m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).

§  ΔT_f es el descenso del punto de congelación y es igual a T_f - T donde T es el punto de congelación de la solución y T_f es el punto de congelación del disolvente puro.

§  K_f 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.

ΔT_b = K_b · m

§  m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).

§  ΔT_b es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - T_b donde T es el punto de ebullición de la solución y T_b el del disolvente puro.

§  K_b 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.

POTENCIAL QUÍMICO

En termodinámica, dentro de la física y en termoquímica dentro de la química , potencial químico, cuyo símbolo es μ, es un término introducido en 1876 por el físico estadounidense Willard Gibbs, que él definió como sigue:

«Si suponemos que se añade una cantidad infinitesimal de cualquier sustancia a una masa homogénea cualquiera en un estado de tensión hidrostática, que la masa permanece homogénea y su entropía y volumen permanecen constantes, el incremento de la energía interna de la masa dividida por la cantidad de la sustancia añadida es el potencial para esa sustancia en la masa considerada.»

Gibbs apuntó también que para los propósitos de esta definición, cualquier elemento químico o combinación de elementos en unas proporciones dadas podrían ser considerados una sustancia, tanto si pudieran existir por es alto, el componente querrá salir lo más rápido posible de la fase en que se encuentra y al contrario, si es bajo, querrá permanecer en ella.

El significado preciso del término potencial químico depende del contexto en que es utilizado.

• Cuando se habla de sistemas termodinámicos, potencial químico se refiere al potencial químico termodinámico. En este contexto, el potencial químico es la variación en una función de estado termodinámica característica por la variación en el número de moléculas. Dependiendo de las condiciones experimentales, la función de estado termodinámica característica es o bien la energía interna, la entalpía, la energía libre de Gibbs, o la energía libre de Helmholtz. Este uso concreto del término es el más ampliamente utilizado por los químicos experimentales, los físicos, y los ingenieros químicos.

• Los químicos teóricos y los físicos a menudo emplean el término potencial químico en referencia al potencial químico electrónico, que está relacionado con la derivada funcional de la densidad funcional, también llamada en ocasiones la energía funcional, que se encuentra en la Teoría de la Densidad Funcional. Esta acepción particular del término está muy extendida en el campo de la teoría de la estructura electrónica.

• Los físicos utilizan a veces el término potencial químico en la descripción de los sistemas relativistas de las partículas elementales.

POTENCIAL QUIMICO TERMODINAMICO

El potencial químico de un sistema termodinámico es el cambio de energía que experimentaría el sistema si fuera introducida en éste una partícula adicional, con la entropía y el volumen mantenidos constantes. Si un sistema contiene más de una especie de partículas, hay un potencial químico diferente asociado a cada especie, definido como el cambio en energía cuando el número de partículas de esa especie se incrementa en una unidad. El potencial químico es un parámetro fundamental en termodinámica y se asocia a la cantidad de materia.

El potencial químico es particularmente importante cuando se estudian sistemas de partículas que reaccionan. Consideremos el caso más simple de dos especies, donde una partícula de la especie 1 puede transformarse en una partícula de la especie 2 y viceversa. Un ejemplo de un sistema de esta clase sería una mezcla supersaturada de agua líquida (especie 1) y vapor de agua (especie 2). Si el sistema está en equilibrio, los potenciales químicos de las dos especies deben ser iguales. De lo contrario, cualquier incremento en un potencial químico produciría emisión neta e irreversible de energía del sistema en forma de calor cuando esa especie con el potencial incrementado se transformara en la otra especie, o una ganancia neta de energía (de nuevo en forma de calor) si tuviera lugar la transformación reversible. En las reacciones químicas, las condiciones de equilibrio son generalmente más complicadas ya que intervienen más de dos especies. En este caso, la relación entre los potenciales químicos en el equilibrio viene dada por la ley de acción de las masas.

Puesto que el potencial químico es una cantidad termodinámica, es definido independientemente del comportamiento micróscopico del sistema, es decir, de las propiedades de las partículas que lo constituyen. Sin embargo, algunos sistemas contienen importantes variables que son equivalentes al potencial químico. En los gases y líquidos de Fermi, el potencial químico en el cero absoluto de temperatura es equivalente a la energía de Fermi. En los sistemas electrónicos, el potencial químico está relacionado con el potencial eléctrico eficaz.

PRESIÓN DE VAPOR

La presión de vapor o más comunmente presión de saturación es la presión de la fase gaseosa o vapor de un sólido o un líquido sobre la fase líquida, para una temperatura determinada, en la que la fase líquida y el vapor se encuentran en equilibrio dinámico; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. Este fenómeno también lo presentan los sólidos; cuando un sólido pasa al estado gaseoso sin pasar por el estado liquido (proceso denominado sublimación o el proceso inverso llamado deposicitación o sublimación inversa) también hablamos de presión de vapor. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado. Esta propiedad posee una relación directamente proporcional con lasfuerzas de atracción intermoleculares, debido a que cuanto mayor sea el módulo de las mismas, mayor deberá ser la cantidad de energía entregada (ya sea en forma de calor u otra manifestación) para vencerlas y producir el cambio de estado.

Imaginemos una burbuja de cristal en la que se ha realizado el vacío y que se mantiene a una temperatura constante; si introducimos una cierta cantidad de líquido en su interior éste se evaporará rápidamente al principio hasta que se alcance el equilibrio entre ambas fases.

Inicialmente sólo se produce la evaporación ya que no hay vapor; sin embargo a medida que la cantidad de vapor aumenta y por tanto la presión en el interior de la ampolla, se va incrementando también la velocidad de condensación, hasta que transcurrido un cierto tiempo ambas velocidades se igualan. Llegados a este punto se habrá alcanzado la presión máxima posible en la ampolla (presión de vapor o de saturación) que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura.

El equilibrio dinámico se alcanzará más rápidamente cuanto mayor sea la superficie de contacto entre el líquido y el vapor, pues así se favorece la evaporación del líquido; del mismo modo que un charco de agua extenso pero de poca profundidad se seca más rápido que uno más pequeño pero de mayor profundidad que contenga igual cantidad de agua. Sin embargo, el equilibrio se alcanza en ambos casos para igual presión.

El factor más importante que determina el valor de la presión de saturación es la propia naturaleza del líquido, encontrándose que en general entre líquidos de naturaleza similar, la presión de vapor a una temperatura dada es tanto menor cuanto mayor es el peso molecular del líquido.

Gráfica de la presión de vapor del agua.

La presión de vapor es medida en unidades standar de presión. El Sistema Internacional de Unidades (SI) reconoce a la presión como una unidad derivada de la fuerza ejercida a través de un de un área determinada, a esta unidad se le conoce por el nombre de Pascal (Pa). Un pascal es equivalente a un Newton por metro cuadrado (N·m^-2 or kg·m^-1·s^-2).

La medición experimental de la presión de vapor es un procedimiento simple para presiones similares que estén entre 1 y 200 kPa. Resultados mas exactos son obtenidos cerca del punto de ebullición de cada sustancia en particular y con indice de error mas significativo en mediciones menores a 1 kPa. Con frecuencia, algunos procedimientos consisten en purificar las sustancias que son analizadas, aislándolas la sustancia deseada en un contenedor, evitando cualquier gas indeseado y midiendo la presión de equilibrio de la fase gaseosa de la sustancia en el sistema cerrado a distintas temperaturas. El uso de herramientas como un isoteniscópio genera una mayor exactitud en el proceso.

Como una tendencia general, la presión de vapor de los líquidos a presión atmosférica se incrementa con respecto al decrecimiento en el punto de ebullición. Este fenómeno es ilustrado en el diagrama que se puede observar adjunto, en el cual se muestra el comportamiento de la presión de vapor versus la temperatura de varios líquidos. Por ejemplo, a cualquier temperatura, el propano tiene la mas alta presión de vapor de todos los líquidos expuestos en el gráfico. También cuenta con el punto de ebullición mas bajo (-41 ºC), donde la curva de presión de vapor del propano (linea púrpura) interseca a la linea horizontal equivalente a 1 atmósfera.

Aunque la relación entre la presión de vapor y la temperatura no es lineal, el gráfico usa un eje logarítmico vertical para obtener una linea poco curva y así se puede representar en un solo gráfico varios presiones de liquido.

PUNTO DE CONGELACIÓN

El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la que dicho líquido se solidifica debido a una reducción de temperatura.

Para la mayoría de sustancias ambas temperaturas son iguales. Por ejemplo para el mercurio, cuya temperatura de fusión y de congelación es 234,32 K (−38,83 °C). Sin embargo otras sustancias como el Agar-Agar tienen distintas temperaturas para la fusión y la congelación siendo que se vuelve líquido a 85 °C y sólido a una temperatura entre 32 °C y 40 °C; a este fenómeno se le conoce como histéresis.

En el caso del agua, el punto de fusión y de congelación es el mismo: 0 °C. Esto es en presencia de núcleos de cristalización en el líquido, ya que si éstos no están presentes, el agua líquida puede enfriarse hasta −42 °C sin que se produzca la congelación en un proceso llamado superenfriamiento.

El punto normal de congelación o punto de fusión de una sustancia pura es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida están en equilibrio bajo la presión de 1 atm. Aquí el equilibrio significa que existe la misma tendencia de que el sólido pase al estado líquido que para el proceso inverso, ya que el líquido y el sólido tienen la misma tendencia de escape.

 El descenso del punto de congelación de un disolvente es sólo función del número de partículas existentes en la disolución, y por esta razón se considera que es una propiedad coligativa. Este descenso, lo mismo que la elevación del punto de ebullición, es consecuencia directa de la disminución de la presión de vapor del disolvente. El valor de K_f, para el agua, es 1,86, el cual puede determinarse experimentalmente midiendo a varias concentraciones molales y extrapolando a concentración cero.

 

PUNTO DE EBULLICIÓN

El punto de ebullición es aquella temperatura en la cual la materia cambia de estado líquido a gaseoso, es decir se ebulle. Expresado de otra manera, en un líquido, el punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión del medio que rodea al líquido. En esas condiciones se puede formar vapor en cualquier punto del líquido.

La temperatura de una sustancia o cuerpo depende de la energía cinética media de las moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar. Este incremento de energía constituye un intercambio de calor que da lugar al aumento de la entropía del sistema (tendencia al desorden de las partículas que lo componen).

El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo de las fuerzas intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar si la sustancia es covalente polar, covalente no polar, y determinar el tipo de enlaces (dipolo permanente - dipolo inducido o puentes de hidrógeno).

CÁLCULO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

El punto de ebullición normal puede ser calculado mediante la fórmula de Clausius-Clapeyron:

donde:
TB	=Punto de ebullición normal en Kelvin
R	= Constante ideal del gas, 8,314 J · K-1 · mol-1
P0	= Presión del vapor a una temperatura dada, en atmósferas (atm)
ΔHvap	= Calor de vaporización del líquido, J/mol
T0	= La temperatura dada en Kelvin
ln	= logaritmo en base e