soluciones de electrolitos. naturaleza de los electrolitos...
TRANSCRIPT
SOLUCIONES DE ELECTROLITOS.
NATURALEZA DE LOS ELECTROLITOS
EN SOLUCIÓN. TRANSPORTE A
TRAVÉS DE MEMBRANA
Dra. Nelly Lidia Jorge
2017
BIBLIOGRAFIA
S. Glasstone, “ Termodinámica para Químicos”,
Editorial Aguilar, Madrid, España, 1960.
I. N. Levine, “Fisicoquímica”, Editorial McGraw Hill,
Vol. I y II, 1996.
· Maron y Prutton,”Fundamentos de Fsicoquímica”,
Editorial Limusa, Wiley S. A..
· Atkins, “Fisicoquímica”, Editorial Panamericana.
·A. W. Adamson,”Química Física”, Tomos I y II,
Editorial Reverté
G. W. Castellan,” Fisicoquímica”, Editorial Fondo
Educativo Interamericano, S. A.
La electroquímica es una rama de la fisicoquímica que trata de la
interrelación de los fenómenos químicos y eléctricos, así como del
estudio de las propiedades eléctricas de las soluciones de los
electrolitos estableciendo una relación entre la acción química y
eléctrica de tales sistemas.
Los procesos electroquímicos son otro ejemplo de transformaciones
durante las cuales el sistema realiza o absorbe trabajo que no es de
expansión.
Cuando se introducen sendos electrodos en dos puntos del sistema
homogéneo manteniendo una caída de potencial (cuba electrolítica)
entre ellos se producen fenómenos que consisten principalmente en el
transporte de carga eléctrica y transporte de materia con reacción
química.
El sentido de estos procesos puede invertirse partiendo de un sistema
heterogéneo que evoluciona espontáneamente hacia la
homogeneidad mediante una reacción química opuesta a la anterior
con aparición de una diferencia de potencial que provoca el paso de la
corriente en sentido contrario (pila electroquímica) .
CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA
La conductividad eléctrica es un fenómeno de transporte
en el cual la carga eléctrica (en forma de electrones o
iones) se mueve a través del sistema. La corriente
eléctrica I se define como la velocidad del flujo de carga
a través del material conductor.
𝐼 =𝑑𝑄
𝑑𝑡 donde dQ es la carga que pasa a través de una
sección transversal del conductor en el tiempo dt. La
densidad de corriente eléctrica j se define como la
corriente eléctrica por unidad de área de sección
transversal
𝑗 =𝐼
𝐴 donde A es el área de la sección transversal del
conductor . La unidad en el SI de la I es el amperio (A)
y es igual a un culombio por cada segundo
1𝐴 = 1 𝐶
𝑠
Aunque la Q es la cantidad física mas fundamental que la
I, esta última es más fácil de medir que Q.
El amperio también se define como la corriente que,
cuando fluye a través de dos hilos largos, rectos y
paralelos, separados uno del otro exactamente 1 metro,
produce una fuerza entre los hilos por unidad de longitud
de exactamente 2 x 10-7 N/m. La fuerza entre dos hilos
que transportan corriente se puede medir con precisión.
La carga fluye porque experimenta una fuerza eléctrica,
es decir, debe haber un campo eléctrico E en un conductor
que transporte corriente. La conductividad (antes
denominada específica) de una sustancia se define
como:= 𝒋𝑬
El inverso de es la resistividad : 𝝆 = 𝟏
En una dirección x, el campo eléctrico da 𝐸 = − 𝑑∅𝑑𝑥
donde es el potencial eléctrico en un punto del
conductor.
La densidad de corriente eléctrica j se puede escribir:
𝑗 = 𝐼𝐴 = − 𝒅∅
𝒅𝒙 .
La corriente eléctrica I: 𝐼 = 𝑑𝑄𝑑𝑡 = − ∙ 𝑨
𝒅∅
𝒅𝒙
Si consideramos un conductor de composición homogénea
que transporta corriente y de sección transversal de área
A constate, entonces j será constante en cada punto del
conductor. La intensidad del E será constante y la
integración de 𝑑∅ = 𝐸 𝑑𝑥 dará ∅2 − ∅1 = 𝐸 𝑥2 − 𝑥1
Así j : 𝑗 = 𝐼𝐴 = − ∆∅
∆𝒙 si x=l, siendo l la longitud del
conductor, entonces es la magnitud diferencia de
potencial eléctrico entre los extremos del conductor y a
esta cantidad se la denomina voltaje (V)
∆∅ = 𝑉 = 𝐼𝑙A ó V = 𝐼𝜌𝑙
𝐴
La medición fundamental usada para estudiar el movimiento iones es
la resistencia eléctrica, R, de la solución y se define como 𝑅 =𝑉
𝐼 ó 𝑉 = 𝐼. 𝑅
La conductancia de una solución, L, es la inversa de su resistencia:
𝐿 = 1𝑅 . La resistencia se mide en ohmios, , la conductancia de una
muestra se expresa en -1 o mho, su designación oficial hoy es el
siemens, S, 1S= 1 -1 =1 C V-1 s-1. la conductancia de una muestra
disminuye con el aumento de su longitud, l, y aumenta con el área de
su sección transversal A.
Por lo tanto: 𝐿 = 𝐴
𝑙 donde es la conductividad
Con la conductancia en siemens y las longitudes en metros, se
desprende que las unidades en el SI de
son S m-1
Es una magnitud aditiva, lo que significa que en una disolución
electrolítica, donde contribuyen tanto el soluto como el disolvente , se
puede escribir: disolución = soluto + solvente
Para un mismo electrolito, la de sus disoluciones es
función directa de la concentración de la disolución y de
la T, = f(c,T). Su valor depende del número de iones
(concentración) por unidad de volumen, además de la
naturaleza de los iones (electrolitos). El conductímetro
mide la conductancia L=1/R, pero como la constante de
célula ya está incorporada, la lectura que se obtiene es
la conductividad, .
CONDUCTIVIDAD MOLAR Λ .
En una disolución iónica la conductividad medida, depende de la
concentración (nº de iones presentes) y es en definitiva, la conductancia
de 1 cm3 de disolución (l = 1 cm y A = 1 cm2) y por tanto dependerá del
nº de iones (cationes y aniones), es decir, de la concentración, y también
de la naturaleza del soluto.
Para normalizar la medida de la conductividad, se introduce la
magnitud conductividad molar (Λm ), definida como:Λ𝑚 =𝐶 (S cm2 mol-1)
Λ𝑚(𝑆𝑐𝑚2𝑚𝑜𝑙−1) = 1000
(𝑆𝑐𝑚−1)
𝐶(𝑚𝑜𝑙 𝐿−1)
La conductividad molar, se define como la conductividad de una
disolución contenida en una celda cuyos electrodos están a 1 cm de
distancia pero tienen una superficie tal que la columna limitada por
ellos contuviese un mol-gramo de soluto.
La conductividad equivalente, se define como la conductividad de una
disolución contenida en una celda cuyos electrodos están a 1 cm de
distancia pero tienen una superficie tal que la columna limitada por
ellos contuviese un equivalente-gramo de soluto.
Al igual que la conductividad molar varía con la concentración,
una razón para esta variación es que el número de iones en la
solución puede no ser proporcional a la concentración del electrolito.
Por ejemplo, la concentración de iones en una solución de un ácido
débil depende de la concentración de la concentración del ácido de
manera complicada, y duplicar la concentración del ácido agregado
no duplica el número de iones. Además , los iones interaccionan
fuertemente entre si, la conductividad de una solución no es
exactamente proporcional al número de los iones presentes.
La dependencia de las conductividades molares con la concentración
indica que existen dos clases de electrolitos.
La característica de un electrolito fuerte es que su conductividad
molar no varia mucho con la concentración molar.
La característica de un electrolito débil es que su conductividad
molar es normal a concentraciones cercanas a cero, pero decae
marcadamente a valores bajos de conductividad al aumentar la
concentración.
La clasificación depende del solvente empleado y del soluto.
ELECTROLITO FUERTE
Los electrolitos fuertes son sustancias que están casi
completamente ionizados en solución, e incluyen sólidos
iónicos y ácidos fuertes. Como resultado de su ionización
completa, la concentración de iones en la solución es
proporcional a la concentración del electrolito fuerte
agregado.
Kohlrausch demostró que a concentraciones bajas las
conductividades molares de electrolitos fuertes varían
linealmente con la raíz cuadrada de la concentración.
Λ𝑚 = Λ𝑚0 − 𝐾𝐶
12
Esta es la Ley de Kohlrausch . La constante Λm0 es la
conductividad molar límite, la conductividad molar en el
límite de concentración cero.
Kohlrausch pudo establecer también experimentalmente
que Λm0 se puede expresar como la suma de las
contribuciones de sus iones individuales. Si la
conductividad molar límite de los cationes se denota λ+ y la
de los aniones λ− , entonces su ley de la migración
independiente de los iones indica que Λ0𝑚= ν+λ+ + ν−λ−
Donde ν+ y ν- son los números de los cationes y aniones por
fórmula unitaria del electrolito
ELECTROLITO DÉBIL
Los electrolitos débiles no se ionizan completamente en
solución. Abarcan lo ácidos y bases débiles de Bronsted
tales como CH3COOH y NH3. La marcada dependencia de
sus conductividades molares tienen con la concentración
se debe al desplazamiento del equilibrio hacia los
productos a concentraciones bajas.
HA(aq) + H2O ↔H3O+(aq) + A-(aq) 𝐾𝑎 =
𝑎𝐴−𝑎𝐻
3𝑂
+
𝑎𝐻𝐴
La conductividad depende de la concentración del número
de iones en solución, y por lo tanto del grado de
ionización, α, del electrolito; cuando uno se refiere a
ácidos débiles , se habla del grado de desprotonación.
Se lo define de tal manera que, para un ácido HA a una
concentración molar C, en el equilibrio
𝐻3𝑂+ = 𝛼𝐶 𝐴− = 𝛼𝐶 𝐻𝐴 = 1 − 𝛼 𝐶
Si ignoramos el coeficiente de actividad, Ka, vale
𝐾𝑎 =𝛼2𝐶
1−𝛼 de donde 𝛼 =
𝐾𝑎
2𝐶1 +
4𝐶
𝐾𝑎
1 2
− 1
El ácido está completamente desprotonado a dilución infinita y su
conductividad molar es Λm0 . Ya que solamente una fracción α está
realmente presente como iones en la solución real, la conductividad
molar medida Λm esta dada por Λ𝑚 = 𝛼 Λm0
Una vez conocido Ka, se pueden usar las relaciones anteriores para
relacionar la concentración y la conductividad molar . La relación
entre la concentración y Λm es útil para medir la conductancia
molar límite. Para ello reagrupamos la ecuación de Ka
1
𝛼= 1 +
𝛼𝐶
𝐾𝑎 reemplazando el valor de α en funcion de la
conductividad molar se obtiene la ley de dilución de Ostwalt
1
Λm
=1
Λ0m
+𝐶Λm
𝐾𝑎 Λ0m
2
Si se grafica 1/ Λm en función de C Λm, la ordenada para C=0 será 1/ Λ0m
El cociente de l/A, que depende exclusivamente de la geometría de la celda con la que se realiza las medidas, se denomina constante de celda y no se calcula mediante mediciones geométricas, sino determinando la conductancia de una solución cuya conductividad específica es conocida y la designamos por H Una vez conocida H (coeficiente geométrico de la celda) se puede determinar el valor no conocido de conductividad específica de cualquier electrolito. .
1 cmLA
lH
l
AL
EL FENÓMENO DE LA ELECTRÓLISIS Cuando pasa una corriente eléctrica a través de un conductor
electrolítico, el transporte de materia se manifiesta en las discontinuidades del sistema.
Por ejemplo, si en una disolución acuosa diluida de un ácido se sumergen dos alambres, preferentemente de platino, unido a los dos polos de una batería voltaica que actúa como fuente de corriente, se desprenden en los alambres burbujas de hidrógeno y oxígeno, respectivamente.
Si la disolución electrolítica contuviese una sal de cobre o plata se liberaría el metal correspondiente en lugar del hidrógeno.
Los fenómenos asociados con la electrólisis fueron estudiados por Faraday.
Los electrodos, esto es, los alambres o placas que conducen la corriente al interior del electrolito y fuera del mismo, se denominan ánodo y cátodo.
El ánodo es el que está unido al polo positivo de la batería (polaridad positiva).
El cátodo es el que está unido al polo negativo de la batería ( polaridad negativa).
En el curso de la electrólisis se libera en el cátodo gas hidrógeno o un metal y en el ánodo aparecen oxígeno o un halógeno, siempre que el material electródico no sea atacado. Si el ánodo es Zinc, cobre, hierro u otro metal no noble, tenderá a disolverse bajo la influencia de la corriente (reacción electródica: oxidación).
Para explicar la observaciones efectuadas durante el paso de la corriente a través de un electrolito, Faraday supuso que el flujo de electricidad va asociado con el movimiento de partículas cargadas, éstas se denominan iones, las partículas que llevan una carga positiva y se mueven en la dirección de la corriente eléctrica, es decir hacia el cátodo, se conocen como cationes y las que teniendo una carga negativa se mueven hacia el ánodo se denominan aniones. Cuando llegan estos iones a los electrodos neutralizan sus cargas y se depositan en forma de átomos o moléculas normales.
CONDUCCIÓN ELECTROLÍTICA
El flujo de electricidad por un conductor involucra una transferencia de electrones desde un punto de potencial más negativo a otro de menor negatividad, sin embargo el mecanismo de transferencia no es siempre igual. La conducción por los conductores electrónicos se realiza por la emigración directa de los electrones a través del conductor bajo la influencia del potencial aplicado. Aquí los átomos o iones que componen el conductor no intervienen en el proceso y excepto por la vibraciones respecto a sus posiciones de equilibrio, permanecen en sus lugares.
En los conductores electrolíticos la transferencia electrónica tiene lugar por migración iónica, positiva y negativa, hacia los electrodos. Esa migración involucra no solo una transferencia de electricidad sino también el transporte de materia de una parte a otra del conductor. Además , el flujo de corriente en los conductores electrolíticos va siempre acompañada de cambios químicos en los electrodos que son característicos y específicos de las sustancias que componen el conductor y los electrodos.
B
C A
Tomaremos esta celda como ejemplo
Esta compuesta de electrodos inertes, en este caso platino, conectados con una fuente de corriente B y sumergidos en una solución acuosa de cloruro de sodio. El electrodo C, conectado al lado negativo de B, se denomina cátodo y es aquel por el cual entran los electrones a la solución procedentes de B. Al mismo tiempo, el electrodo A, conectado al lado positivo de la batería se denomina ánodo, por el cual salen los electrones de la solución y regresan a B
En la solución tenemos iones cloro e iones sodio y también algunos de hidrógeno y oxhidrilos debidos a la ligera ionización del agua. Cuando el circuito se cierra y pasa la corriente por la solución, se encuentra que el gas cloro escapa en el ánodo y el hidrógeno en el cátodo, mientras que se forma hidróxido de sodio en la solución inmediatamente próxima al cátodo.
La explicación de estos cambios es la siguiente: los electrones entran en la solución por el cátodo C y al combinarse con los iones hidrógeno forman la molécula de hidrógeno.
En realidad como el ión positivo que migra al cátodo el sodio es de difícil descarga, la que reacciona es el agua dando la reacción siguiente:
OHHeOH 22 21
Al formarse iones oxhidrilo estaríamos ante un exceso de los mismos y con el ión sodio que migra hacia el cátodo forman el hidróxido de sodio, quedando la solución eléctricamente neutra.
Los electrones abandonan la solución en el ánodo, por descarga de los iones cloruro y cada uno de ellos produce un electrón convirtiéndose en cloro molecular de acuerdo a la reacción:
Los electrones liberados de esta manera fluyen por el circuito externo desde el electrodo a la fuente de potencial.
Al cerrar el circuito, los iones negativos o aniones migran al ánodo, mientras que los positivos o cationes al cátodo. Como estas partículas están cargadas, su movimiento constituye una corriente eléctrica.
Los aniones se mueven hacia el ánodo y de aquí que los electrones son transportados por estos iones desde el cátodo. Como el transporte de electricidad positiva hacia la derecha puede considerarse un flujo de electricidad negativa hacia la izquierda, la migración de los cationes hacia el cátodo es equivalente al flujo de electrones en dirección opuesta. En consecuencia el resultado neto de la migración es un desplazamiento de los electrones por la solución en dirección de la corriente y cada ión transporta una parte de la corriente total de electricidad a través de la solución
eClCl 221
El proceso del paso de corriente por un conductor electrolítico con todos los cambios químicos y migratorios asociados, se denomina electrólisis.
De la discusión anterior se deduce que el mecanismo de la electrólisis se resume estableciendo que:
a-Los electrones entran y salen de la solución a consecuencia de los cambios químicos que se efectúan en los electrodos.
b-los electrones pasan por la solución debido a la migración iónica y lo hacen de manera que entran tantos como salen.
TEORÍA DE ARRHENIUS PARA LA
DISOCIACIÓN IÓNICA Los datos de conductividad de Kohlrausch, y el hecho que el calor de
neutralización de un ácido fuerte con una base en disolución fuese prácticamente el mismo (alrededor de 54,7 kJ mol-1 a 25 ºC), condujo al científico Svante A. Arrhenius (1859-1927) a proponer en 1887 una nueva teoría de las disoluciones de electrolitos. De acuerdo con esta teoría, existe un equilibrio entre las moléculas no disociadas AB y los iones A+ y B-.
El aumento de la conductividad equivalente al disminuir la concentración, comprobada en disoluciones diluidas de todos los electrolitos fue atribuida por Arrhenius a la disociación parcial del electrolito.
Al suponer que se establece un equilibrio entre moléculas no disociadas del electrolito y los iones que se forman en la disociación , se explica porque se incrementa el grado de disociación a medida que las disoluciones son más diluidas.
Si la conductividad es proporcional al número de iones existentes será:=k(nA+nB), donde k es una constante función de la temperatura y naturaleza de soluto y solvente. Si llamamos al grado de disociación, =2k , a dilución infinita =1 y 0=2k de donde es:
0
(10)
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE ELECTROLITOS
Las primeras experiencias de determinaciones de presión osmótica de electrolitos fueron realizadas por Vant´Hoff, en 1885. Luego fueron extendidas al descenso crioscópico y ascenso ebulloscópico, de las disoluciones de electrolitos. Él observó que las disoluciones de electrolitos tenían presiones osmóticas dos y tres veces mayores de las que cabían esperar a partir de la ecuación deducida en propiedades coligativas, según el electrolito de que se trate. Pero introduciendo un factor de corrección para explicar la conducta irregular de estas disoluciones iónicas, transformó la ecuación en
0
i
miKT
miKT
fusfus
ebeb
(11)
donde eran las constantes y magnitudes deducidas para los no electrolitos, mientras el número i, llamado factor i de Van’t Hoff, muestra explícitamente la exaltación de la propiedad coligativa observada para los electrolitos. Los factores i están en concordancia cualitativa con el punto de vista que se supone que los electrolitos están mas o menos disociados en disolución. Dado que para las partículas del soluto que no interaccionan, la medida de las propiedades coligativas suministra el número de partículas que existen en la disolución, es evidente que los electrolitos fuertes se comportan como si tuviesen, el doble, el triple o cuádruple número de partículas de las que en realidad deben existir.
Además estos números corresponden al número de iones que se supone han de resultar de la disociación de la molécula del electrolito. Los resultados de las medidas de las propiedades coligativas por Van’t Hoff representan una prueba virtual de la hipótesis de Arrhenius, sobre la existencia de apreciable disociación del electrolito en disolución acuosa.
Para ver si la teoría de Arrhenius suministra una explicación al factor i, como si no, conviene analizarlo
0yKK fuseb ,
Considérese un electrolito con la formula general: que se disocia para formar a iones positivos y b iones negativos, de acuerdo a la siguiente reacción:
baBA
bBaABA ba
Es necesario calcular el número total de partículas que resultan cuando el grado de disociación es . Si la molalidad es m y el grado de disociación , la concentración de electrolito no disociado será:
Las concentraciones de A+ y de B- serán y respectivamente. La concentración total de partículas, será:
El número total de iones será: v=a+b, así la concentración total de partículas cuando hay disociación parcial será
Si no hay disociación es m.
La definición del factor i, demuestra que puede identificarse con la cantidad
)( 1mmm
ma mb
mbmam )(1
mvm )(1
v
m
mvmi
1
1(12)
Con este valor de i puede hallarse el grado de disociación :
Esta importante relación representa el camino, diferente al de la ecuación de la medidas de conductividad, para calcular el grado de disociación de un electrolito.
1
1
v
i (13)
OBJECIONES A LA TEORÍA DE ARRHENIUS A comienzos del siglo XX se descubrió que esta teoría presentaba ciertas
dificultades cuando se aplicaba a electrolitos fuertes.
-los grados de disociación calculados por la medidas de conductividades (según Arrhenius) y los obtenidos por el i de Vant´Hoff no concuerdan. Sobre todo a altas concentraciones. Aparecen además valores del grado de disociación superiores a la unidad.
-los valores calculados para las constantes de equilibrio de los electrolitos fuertes, varían con la concentración en forma amplia, que se plantea serias dudas sobre la realidad del equilibrio de disociación de Arrhenius.
-la tercera objeción tuvo su origen en los valores de los calores de mezcla de disoluciones de los electrolitos. Arrhenius había aportado en principio, como prueba de su teoría de disociación, el hecho, ya advertido por Hess, de que existe poco desprendimiento de calor o absorción de calor cuando se mezclan disoluciones de electrolitos fuertes. Esto apoya el hecho de que están disociados y que al realizar la mezcla no se produce nuevas reacciones químicas.
-la cuarta objeción surge en la determinación de la estructura cristalina del NaCl, caracterizada por Bragg en 1912, con la cual se comprobó la no existencia de las moléculas, que eran imprescindibles para interpretar la hipótesis de Arrhenius.
MOVILIDAD DE LOS IONES Para interpretar las medidas de la conductividad se necesita saber
porque los iones se mueven a distintas velocidades, porque tienen distintas conductividades molares y porque las conductividades molares de los electrolitos fuertes disminuyen con la raiz cuadrada de la concentración molar. Hay que tener en cuenta que el movimiento del ión sigue siendo al azar, la presencia de un campo eléctrico afecta su movimiento y el ión experimenta una migración neta a través de la solución.
La velocidad de migración Si la diferencia de potencial entre dos electrodos a una distancia l es
ΔΦ, los iones en solución entre ellos experimentan un campo eléctrico
uniforme de magnitud 𝐸 =ΔΦ𝑙
En ese campo, un ión de carga ze experimenta una fuerza de magnitud
𝐹 = 𝑧𝑒𝐸 =𝑧𝑒ΔΦ
𝑙 Un catión responde al E, acelerando hacia el electrodo
negativo y un anión responde acelerando hacia el electrodo positivo. Esta aceleración es de corta duración.
Mientras que el ión se mueve a través del solvente experimenta una
fuerza friccional retardadora Ffric , proporcional a su velocidad. Si se
supone que la ecuación de Stokes para una esfera de radio a y
velocidad s es válida aún a escala microscópica, entonces la fuerza
retardadora se puede escribir como
𝐹𝑓𝑟𝑖𝑐 = 𝑓 𝑠 𝑓 = 6 𝜋 𝜂 𝑎
Las dos fuerzas actúan en direcciones opuestas y los iones alcanzan
rápidamente una velocidad final, la velocidad de migración, cuando
la fuerza eléctrica aceleradora se equilibra con la fuerza viscosa. La
fuerza neta es cero cuando 𝑠 =𝑧𝑒𝐸
𝑓
Por lo tanto la velocidad de migración de un ión es proporcional a la
fuerza del campo aplicado. Se escribe 𝑠 = 𝑢𝐸
Donde u es la movilidad del ión y es 𝑢 =𝑧𝑒
𝑓=
𝑧𝑒
6 𝜋 𝜂 𝑎
MOVILIDAD Y CONDUCTIVIDAD Las movilidades ionicas proporcionan una relación entre las
magnitudes medibles y las teóricas. En un primer paso podemos
decir que entre la movilidad y la conductividad existe esta relación
𝜆 = 𝑧𝑢ℱ donde ℱ es la constante de Faraday (eNA)
Consideremos una solución de un electrolito fuerte completamente
disociado de concentración molar C. Cada unidad de formula
𝜈+𝑧𝑒 cationes y 𝜈−𝑧𝑒 aniones
La concentración molar de cada ión 𝜈+𝐶 cationes y 𝜈−𝐶 aniones
y la densidad en número de cada tipo es 𝜈𝐶𝑁𝐴
El número de los iones de un tipo que pasan a través de una
ventana imaginaria de área A durante un intervalo de tiempo Δt
es igual al número dentro de la distancia sΔt y al número en el
volumen s Δt A
El número de iones de cada tipo en este volumen s Δ𝑡 𝐴𝜈 𝐶 𝑁𝐴
El flujo a través de la ventana 𝐽 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 =𝑠 Δ𝑡 𝐴 𝜈 𝐶 𝑁𝐴
𝐴 Δ𝑡= s ν 𝐶 𝑁𝐴
Si cada ión lleva una carga ze el flujo de carga
𝐽 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎 = 𝑧 𝑠 𝜈 𝐶 𝑒 𝑁𝐴 = 𝑧 𝑠 𝜈 𝐶 ℱ sabemos 𝑠 = 𝑢𝐸
𝐽 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎 = 𝑧 𝑢 𝜈 𝐶ℱ𝐸
La corriente I, a través de la ventana debida a los iones
es el flujo de carga multiplicado por el área
𝐼 = 𝐽 𝐴 = 𝑧 𝑢 𝜈 𝐶ℱ𝐸𝐴 y el 𝐸 =ΔΦ𝑙
𝐼 =𝑧 𝑢 𝜈 𝐶ℱΔΦ𝐴
𝑙 la corriente y la diferencia de potencial
están relacionados por la Ley de Ohm
𝐼 =ΔΦ𝑅
= 𝐿ΔΦ=𝜅 𝐴ΔΦ
𝑙 de igualar las dos se llega
𝜅 = 𝑧 𝑢 𝜈 𝐶ℱ si dividimos por 𝜈 𝐶 𝜆 = 𝑧 𝑢 ℱ
FV
vy
FV
voo
0
0
0
0
NUMERO DE TRANSPORTE
Para separar º en los valores individuales 0+ y 0- , vamos a usar una propiedad conocida como número de transporte, número de transferencia o número de migración, que se define como la fracción de corriente transportada por cada ion en la disolución.
Consideremos un electrolito de fórmula AaBb que se ioniza según:
La cantidad de electricidad transportada por a moles de iones Az+ es aFz+, y la cantidad de electricidad que cruza la sección transversal en la unidad de tiempo es aFz+u+, siendo u+ la movilidad. Esta cantidad es la corriente transportada por los iones positivos cuando en la disolución hay presente un equivalente de electrolito.
De forma similar, la corriente transportada por b moles de iones Bz-
negativos es bFz-u-.
La fracción de corriente transportada por los iones positivos es:
bzaz
az
bFzaFz
aFzt (16)
Y para los iones negativos
(17)
bzaz
bz
bFzaFz
bFzt
Para que la disolución sea eléctricamente neutra es necesario que az+ = bz-
lo que sustituido en las ecuaciones anteriores conduce a:
Las conductividades iónicas equivalentes vienen dadas por:
La conductividad equivalente del electrolito es:
El número de transporte t+ está relacionado con las conductividades iónicas individuales,
t
t
FzA
z
FzB
z
FzFzBbAaBA
zz
ba
zB
zA
zA
tzz
z
y considerando la condición de neutralidad queda como
De forma similar para el otro ion
Si t+ y t- se obtienen en un rango de concentración, podemos obtener por
extrapolación a concentración cero
Estos valores permiten separar en las conductividades iónicas
individuales
00 tyt
(19)
(20)
ba
z
zz
z
BA
Aa
BbAa
Aat
ba
z
zz
z
BA
Bb
BbAa
Bbt
Cuando no son iguales t+ y t-, ambos transportan cantidades diferentes de la corriente total, pero como ambos conducen toda la corriente, la suma de los dos números de transferencia debe ser la unidad.
t++t-=1
Esta regla tiene como consecuencia que:
Pérdida de equiv catiónicos en el ánodo por migración
___________________________________________=t+/1=t+
equivalente de corriente circulada
Pérdida de equiv aniónicos en el cátodo por migración
___________________________________________=t-/1=t-
equivalente de corriente circulada
Se suelen utilizar dos métodos para determinar los números de transporte. Uno de ellos, desarrollado por el físico alemán J. W. Hittort (1824-1914) en 1853, se basa en la medida de los cambios de concentración en la vecindad de los electrodos. El otro, llamado método de la superficie móvil, estudia la velocidad de movimiento, bajo la influencia de una corriente, del límite entre dos disoluciones.
DESCRIPCIÓN DEL MÉTODO El método de Hittorf consiste en utilizar una celda de electrólisis en la que las zonas anódicas
y catódicas están separadas por una región central en la que, si bien existe gradiente de potencial eléctrico, el gradiente de potencial químico es nulo.
En este método se aprovechan las tres regiones: la central, que cumple con las condiciones de la definición de número de transporte y las regiones próximas a los electrodos (ánodo y cátodo) que permiten evaluar las cantidades acumuladas, mediante las cuales se accederá al valor del número de transporte .
Aparato de Hittorf para la determinación de números de transporte
Pérdida de equiv catiónicos en el ánodo por migración
___________________________________________
equivalente de corriente circulada
Pérdida de equiv aniónicos en el cátodo por migración
___________________________________________
equivalente de corriente circulada
t
t
variación de equiv del electrolito
___________________________________________
equivalente de corriente circulada
t
La conductividad de las disoluciones iónicas se debe al movimiento de los cationes y los aniones. Se desplazan en direcciones opuestas y podemos considerar una corriente debida a iones positivos , I+ y una corriente debida a iones negativos, I- . Si consideramos la corriente como el cambio en la cantidad de iones que pasan a través del área de la sección transversal A por unidad de tiempo, podemos escribir la corriente así: En cantidades molares, si consideramos que la carga total es igual a la magnitud de la carga multiplicada por la unidad fundamental de carga (e), multiplicada a su vez por el número de iones, rescribimos la ecuación anterior como: Donde Ni representa la cantidad de iones de la especie i. El valor absoluto de la carga del ión garantiza que la corriente será positiva.
Conductividades e Interacciones ión-ión
Si suponemos que los iones se desplazan con una determinada velocidad vi a través de la sección transversal A y si expresamos la concentración del ión como N/V, podemos escribir el cambio en la cantidad de materia por unidad de tiempo, como la concentración multiplicada por el área y la velocidad: Si sustituimos en la expresión de Ii :
Para ver el efecto del movimiento de los iones se necesita modificar la imagen de la atmósfera iónica como una nube esférica. Como los iones que forman la atmósfera no se reubican inmediatamente al moverse el ion, la atmósfera no esta completamente formada delante del ión en movimiento ni esta completamente deshecha detrás del ión. El efecto global es el desplazamiento del centro de carga de la atmósfera una corta distancia detrás del ión que se mueve. Como las dos cargas son opuestas, el resultado es un retraso del ión en movimiento, efecto de relajación. La atmósfera iónica tiene otro efecto sobre el movimiento de los iones. Se ha visto que la viscosidad ejerce un efecto de frenado sobre el ión en movimiento. Cuando la atmósfera iónica esta presente esta fricción aumenta porque la atmósfera iónica se mueve en una dirección opuesta al ion central. La fricción debida a la viscosidad incrementada, que se denomina efecto electroforético, reduce la movilidad de los iones, y por lo tanto reduce sus conductividades.
+
-
+
- Efecto de relajación o simetría
+ -
+
-
+
-
- + Efecto electroforético
Los iones que conducen la corriente en la disolución se mueven como respuesta a una fuerza electromotriz que actúa a todo lo largo de la disolución. Existe una relación entre la fuerza (F) y el campo eléctrico (E) (Efecto de relajación). Si reemplazamos qi: La segunda ley de Newton afirma que si una fuerza actúa sobre un objeto, el objeto se acelera y su velocidad se incrementa. Si hay una fuerza como consecuencia del campo eléctrico, entonces un ión se aceleraría indefinidamente, sin embargo, en una disolución existe una fuerza de fricción debida al movimiento a través del disolvente (efecto electroforético). Esta fuerza siempre actúa en contra de la dirección del movimiento y es proporcional a la velocidad del ión.
+
-
+
- Efecto de relajación o simetría
+ -
+
-
+
-
- + Efecto electroforético
Como consecuencia de la fuerza de fricción, a determinada velocidad la fuerza neta sobre el ión se reducirá a cero y el ión no se acelerará más. La velocidad de éste permanecerá constante y será: Que es f, la constante de proporcionalidad de la fuerza de fricción, de acuerdo con la segunda ley de Stokes, la constante de fricción de un cuerpo esférico de radio ri que se desplaza en un medio fluido con una viscosidad es: De acuerdo con la expresión de Stokes, la velocidad de los iones es: Si sustituimos la expresión para la corriente, Ii, se convierte en: La ecuación muestra que la corriente iónica se relaciona con el cuadrado de la carga del ión. En casi todas las disoluciones iónicas, las corrientes iónicas de los iones positivo y negativo I+ y I- serán diferentes, para conservar la electroneutralidad, los iones de cargas opuestas deben desplazarse a diferentes velocidades.
TRANSPORTE A TRAVÉS DE
MEMBRANAS BIOLÓGICAS
En biología celular se denomina transporte de membrana al conjunto de mecanismos que regulan el paso de solutos, como iones y pequeñas moléculas, a través de membranas biológicas, esto es, bicapas lipídicas que poseen proteínas embebidas en ellas. Dicha propiedad se debe a la selectividad de membrana, una característica de las membranas biológicas que las faculta como agentes de separación específica de sustancias de distinta índole química; es decir, la posibilidad de permitir la permeabilidad de ciertas sustancias pero no de otras.
Termodinámicamente, el flujo de sustancias de un compartimiento a otro puede realizarse a favor o en contra de un gradiente, ya sea de concentración, o electroquímico. Si el intercambio de sustancias se realiza a favor del gradiente, esto es, en el sentido de los potenciales decrecientes, el requerimiento de energía externo al sistema es nulo; si, en cambio, el transporte se hace en contra del gradiente, se requiere el aporte de energía, energía metabólica en nuestro caso.
Un proceso fisiológico sólo puede llevarse a cabo si no contraviene los principios termodinámicos elementales. El transporte de membrana obedece algunas leyes físicas que definen sus capacidades y por ello su utilidad biológica.
Un principio general de la termodinámica que gobierna la transferencia de sustancias a través de membranas u otras superficies es que el cambio de la energía libre, ΔG, para el transporte de un mol de una sustancia concentrada a C1 en un compartimiento, hacia un lugar en el que esté a C2, es de
2
1
lnC
G RTC
Por lo que si C2 es menor que C1, ΔG es también
negativo, y el proceso es termodinámicamente favorable
conforme se va transfiriendo la energía de un
compartimiento a otro y salvo que intervengan otros
factores, se llega al equilibrio donde C2=C1 y por ello
ΔG=0.
TERMODINÁMICA
Puede existir un potencial eléctrico de membrana a través de ella que influya en la distribución de iones. Por ejemplo, para un proceso en el que el transporte de iones es desde el exterior al interior, sucede que:
Donde F es la constante de Faraday y ΔΨ el potencial de membrana, en voltios. Si ΔΨ es negativo y Z es positivo, el término ZFΔΨ contribuye de forma negativa a ΔG, esto es, favorece el transporte de cationes hacia el interior de la célula.
intlnext
CG RT ZF
C
No obstante, existen circunstancias en las que puede evitarse esta igualdad.
o Si se acopla un proceso con una ΔG negativa al proceso, el ΔG global deberá ser modificado. Esta situación, común en el transporte activo, se describe según:
Donde ΔGb corresponde a una reacción favorecida termodinámicamente, como la hidrólisis de ATP, o el cotransporte de un compuesto que se desplace a favor de su gradiente.
intln b
ext
CG RT ZF G
C
Si se acopla un proceso con una ΔG negativa al proceso, el ΔG global deberá ser modificado. Esta situación, común en el transporte activo, se describe según:
Donde ΔGb corresponde a una reacción favorecida termodinámicamente, como la hidrólisis de ATP, o el cotransporte de un compuesto que se desplace a favor de su gradiente.
intln b
ext
CG RT ZF G
C
POTENCIAL QUÍMICO
22 1 2 1
1
ln ln lnC
RT C RT C RTC
El potencial químico μ (energía potencial química) para
un soluto que está presente en una determinada concentración representa la contribución del soluto en particular a la energía libre total del sistema.
Depende de dos factores: el gradiente de concentración
transmembrana para un soluto y la permeabilidad de la membrana a ese soluto.
Si en un sistema existen diferencias de concentración, existe una diferencia de potencial químico. Para dos compartimientos separados por una membrana permeable al soluto, la diferencia de potencial químico es
En el equilibrio químico no hay diferencias de potencial químico en el sistema. Esto implica que hay la misma concentración de soluto a ambos lados.
Para que se igualen las concentraciones, la membrana tiene que ser permeable al soluto.
POTENCIAL ELECTROQUÍMICO
0 lnzFV RT C zFV
Existen numerosos solutos cargados, entonces tenemos la situación en que haya una permeabilidad relativa de la membrana a los iones específicos. Esto es porque la carga tiene influencia sobre la diferencia de potencial de la membrana. Con esto se habla de potencial electroquímico.
El potencial electroquímico tiene un componente químico (aporta concentraciones del soluto) y uno eléctrico (dependiendo de la carga del soluto).
La energía asociada a la transferencia de un soluto iónico entre dos medios, que se diferencian sólo en la concentración del soluto y el potencial eléctrico, es igual a la diferencia de potencial electroquímico.
μ0 corresponde al potencial químico en condiciones estándar de concentración y temperatura.
2
1
lnC
RT zFC
La diferencia de potencial electroquímico para un ion entre dos puntos es
En el equilibrio electroquímico ocurre lo siguiente
Esta es la ecuación de Nernst, y nos muestra que para el equilibrio electroquímico no es necesario que las concentraciones sean iguales a ambos lados de la membrana.
A 37ºC(310K) 2,3RT/zF=-61.5mV
2 2
1 1
ln 2,3 logC CRT RT
zF C zF C
1
2
61,5 logC
mVC
POTENCIAL DE MEMBRANA
Es la diferencia de potencial eléctrico entre el lado interno y el externo de la membrana (intracelular y extracelular respectivamente). El potencial de membrana siempre será negativo en reposo. Vm = Vi – Ve, siempre. La membrana debe ser selectivamente permeable a los iones para que se establezca una diferencia de potencial.
La permeabilidad de la membrana la dan los canales iónicos. Son proteínas que tienen la posibilidad de abrirse para dejar pasar un ión. Entonces, el potencial de membrana depende del gradiente de concentración transmembrana para un ión, y de la permeabilidad relativa (P) de la membrana a los iones específicos (canales iónicos).
El potencial de membrana es un dato experimental. Se mide en sistemas en estado estacionario. Puede calcularse aproximadamente, como el promedio
de los potenciales de Nernst de todos los iones que tienen sus canales abiertos en un instante.
Las membranas celulares en estado estacionario muestran asimetría de cargas. Están polarizadas.
Caracteristicas: El potencial de membrana no es el mismo en todas
las células, dependiendo del origen de las mismas.
Los dos principales iones que determinan el potencial transmembrana son el potasio (K+) y el sodio (Na+). El K+ se halla en una concentración elevada – por ej., 155 mmol/L –en el líquido intracelular, en tanto que su concentración extracelular es de 4.5 mmol/L. Por su parte, el Na+ se halla en mayor concentración en el líquido extracelular (145 mmol/L) que en el intracelular (12 mmol/L).
Los correspondientes potenciales de Nernst, en los cuales la corriente neta del ión en cuestión es cero, son EK = – 95 mV y ENa = + 67 mV.
El potencial electroquímico de cada ión difusible puede determinarse experimentalmente, Por convención, la corriente de salida de un catión se considera positiva, y la de entrada de un catión, negativa (Fig. 9).
Cuando el potencial transmembrana es más negativo que – 95 mV hay ingreso neto de K+, mientras que a potenciales menos negativos (o positivos) sale K+.
Cuando el potencial es más positivo que 67 mV el Na+ sale, mientras que a potenciales menos positivos (o negativos) el Na+ ingresa a la célula. La relación entre potencial transmembrana y corriente iónica no es lineal porque la resistencia eléctrica de la membrana varía con el potencial (de manera diferente para cada ión).
Debido a que el potencial transmembrana es de tipo difusional, en ausencia de una fuente externa de corriente dicho potencial no puede ser más negativo que EK ni más positivo que ENa si estos son los únicos iones que intervienen. En realidad, el potencial de reposo se encuentra más próximo al EK que a ENa. Ello se debe a que la membrana en reposo tiene mayor permeabilidad al K+, y en consecuencia la influencia de este ion es dominante
CLASIFICACIÓN DE LOS
PROCESOS DE TRANSPORTE
DIFUSIÓN
La difusión simple ocurre como resultado del movimiento térmico aleatorio de las moléculas.
A B
Las dos soluciones están separadas por una membrana que es permeable al soluto (círculos). Inicialmente la solución A contiene una concentración más alta del soluto que la solución B
La difusión simple es el paso de sustancia de un compartimiento
a otro a favor de un gradiente de concentración.
La relación existente entre los factores que intervienen en un proceso de difusión simple, se expresan a través de la primera ley de Fick
D = coeficiente de difusión Depende de características como el tamaño del soluto (r=radio de la molécula) y la viscosidad del medio ().
Según Stokes-Einstein, D se define como sigue:
KT D = -------- 6r
K = coeficiente de partición que describe la liposolubilidad del soluto en relación con su solubilidad en agua. A mayor solubilidad en lípidos, mayor coeficiente de partición y mayor capacidad para disolverse en la bicapa lipidica.
T = temperatura absoluta (grados Kelvin) 6r = coeficiente friccional
1 2. .dC
J DA mol s cmdx
La difusión neta del soluto, que se denomina Flujo o corriente (J), depende de las siguientes variables: magnitud del gradiente de concentración, coeficiente de partición, coeficiente de difusión, espesor de la membrana y Área de la superficie disponible para la difusión.
A = Área (cm2) dc = gradiente de concentración (CA –CB ) dx = espesor de la membrana
Para simplificar, se pueden combinar varias de las características anteriores en un solo término: Permeabilidad (P). KD
P = ------ cm/seg dx
Luego, la tasa de difusión neta queda como sigue:
J = PA (CA –CB) mmol/seg
Nota: en caso que el soluto que difunde es un ión o electrolíto, se debe considerar la diferencia de potencial a través de la membrana.
Difusión a través de canales protéicos. Se realiza a través de proteínas que forman canales acuosos en la doble capa lipídica
TRANSFERENCIA MEDIADA POR
TRANSPORTADORES
DIFUSIÓN FACILITADA: Las moléculas hidrófilas no pueden atravesar la doble capa
lipídica por difusión a favor del gradiente de concentración. Una molécula específica facilita la transferencia de un soluto a
favor de su diferencia de concentración. Por ejemplo, transportadores de glucosa que facilitan el
ingreso de la hexosa a las células en la mayoría de los tejidos, y la salida en epitelios a través de los cuales se transfiere glucosa (túbulo proximal, intestino delgado, plexos coroideos). Para igual diferencia de concentración, la transferencia es mucho mayor en presencia del transportador (Fig. 3).
TRANSPORTE ACTIVO
Puede funcionar contra gradientes de concentración (solutos no cargados) o electroquímicos (iones).
Se clasifica:
Transporte activo primario, donde el acoplamiento entre el transporte y el consumo de energía es directo (ATPasas)
Transporte activo secundario, donde el acoplamiento es indirecto (otro mecanismo directo crea el gradiente necesario).
Otra clasificación posible se basa en la ausencia o existencia de moléculas transportadoras específicas (transportadores o carriers).
TRANSPORTE ACTIVO PRIMARIO
Una molécula específica permite la transferencia de uno o más solutos, en general iones, en contra de sus gradientes electroquímicos. La molécula tiene actividad de ATPasa (hidroliza ATP).
Tres ejemplos son la Na, K ATPasa presentes en la membrana plasmática de todas las células, la Ca-ATPasa del retículo sarcoplásmico, y la H,K-ATPasa de las células oxínticas de la mucosa gástrica.
Bomba Na/ K :Por este mecanismo, se bombea 3 Na+ hacia el exterior y 2 K+ hacia el interior, con la hidrólisis acoplada de ATP.
TRANSPORTE ACTIVO SECUNDARIO
Transporta dos o más moléculas, una de las cuales se mueve a favor de gradiente o de potencial electroquímico y la otra u otras en contra. La que se mueve a favor de gradiente o de potencial electroquímico suministra la energía para transportar la otra u otras en contra del mismo.
Las moleculas pueden trasportarse en el mismo sentido (cotransporte o simporte; por ej., Na con glucosa) o en sentido opuesto (antiporte; por ejemplo, Na+/H+ o Cl-/HCO3-).
Si sólo se transporta un tipo de soluto, recibe la denominación especial de Uniporte
Estos transportes carecen de actividad de ATPasa.
CARACTERÍSTICAS DE LOS PROCESOS
MEDIADOS POR TRANSPORTADORES
1. Especificidad. Solamente ciertos iones o moléculas son transferidos.
2. Estereoespecificidad. En caso de solutos ópticamente activos (por ejemplo, D-glucosa)
3 .Saturación. La transferencia no aumenta indefinidamente sino que tiende a un máximo que depende del número de transportadores presentes y la duración del ciclo de cada uno.
4. Inhibición competitiva. Dos solutos de estructuras muy similares pueden competir por un mismo transportador (por ejemplo, glucosa y galactosa en el epitelio intestinal).
5. Dependencia del aporte de energía. Solamente en el caso de transporte activo primario o secundario (no para difusión facilitada).
TIPOS DE TRANSPORTADORES:
Uniportadores: son proteínas que transportan una molécula en un solo sentido a través de la membrana.
Antiportadores: incluyen proteínas que transportan una sustancia en un sentido mientras que simultáneamente transportan otra en sentido opuesto.
Simportadores: son proteínas que transportan una sustancia junto con otra, frecuentemente un protón (H+).
