Física - Magnitudes físicas

cantidades molares

La osmolaridad es la medida para expresar la concentración total (medida en osmoles/litro) de sustancias en disoluciones usadas en medicina. El prefijo "osmo-" indica la posible variación de la presión osmótica en las células, que se producirá al introducir la disolución en el organismo. En la osmolalidad (véase que es diferente a osmolaridad), la concentración queda expresada como osmoles por kilogramo de agua, referentes también a algunas sustancias específicas.¹​

La concentración osmótica, normalmente conocida como osmolaridad, es la medición de la concentración de solutos, definida como el número de osmoles (Osm) de un soluto por litro (L) de solución (osmol/ L or Osm/L). La osmolaridad de una solución esta usualmente expresada en Osm/L (pronunciado Osmolar), de la misma manera que la molaridad de una solución está expresada como "M" (pronunciado Molar"). Mientras que la molaridad mide el número de moles de un soluto por unidad de volumen de una solución; la osmolaridad mide el número de osmoles de soluto participantes por unidad de volumen de una solución.

Ejemplos[editar]

La osmolaridad normal de los fluidos corporales por litro de solución, es similar a una solución al 0,9% de NaCl.

Una solución o disolución de NaCl y nitrato 0,1 M daría 0,1 moles de Na⁺ y 0,1 moles de Cl^– por litro, siendo su osmolaridad 0,2. Si esa disolución se inyecta a un paciente sus células absorberían agua hasta que se alcanzase el equilibrio, provocando una variación en la presión sanguínea.

Osmolaridad sanguínea (mOsm/L) = 2 Na⁺ + k + Glucemia (mg/dL)/18 + BUN (mg/dl)/2,8

Osmolalidad y osmolaridad son dos términos que se usan para expresar la concentración de solutos totales u OSMOLES de una solución. En la OSMOLALIDAD, la concentración queda expresada como: Osmolalidad = osmoles por kilogramo de agua Su unidad, en medicina: miliosmoles por kilogramo de agua (mOsm/kg) En la OSMOLARIDAD, la concentración queda expresada como: Osmolaridad = osmoles por litro de solución Su unidad, en medicina: miliosmoles por litro de solución (mOsm/L) La teoría fisicoquímica indica que debe usarse osmolalidad, ya que los osmoles están disueltos SOLO en el agua y no en todo el volumen de la solución: ésta tiene un cierto volumen ocupado por los solutos. Sin embargo, debemos saber que hay veces en que la diferencia entre una y otra manera de expresar y preparar una solución es mínima y por lo tanto puede usarse mOsm/kg o mOsm/L indistintamente. Por el contrario, en otros casos, la diferencia es grande y se hace OBLlGATORlO usar mOsm/kg. Hagamos un experimento sencillo: coloquemos un cierto volumen de plasma en una estufa, a temperatura moderada, hasta obtener un residuo sólido. Este tendrá un volumen de unos 7 cm3 por cada 100 cm3 de plasma, lo que quiere decir que había 93 cm3 de agua que se han evaporado. De los 7 cm3 del residuo sólido, la casi totalidad esta ocupada por proteínas y lípidos. Como se ve en la figura, si en ese plasma se midió una osmolalidad de 290 mOsm/kg, allí hay una osmolaridad de 270 mOsm/L. ¿Es ésta una diferencia importante? A primera vista pareciera que sí, pero antes de decidir hagamos el mismo procedimiento con una solución de Na+ de 0,9 g%, que tiene una osmolalidad muy parecida a la del plasma. Al desecar la solución nos encontramos: Solución de NaCl 0,9% : Volumen total: 100 cm3 Residuo sólido: 1,25 cm3 Agua: 98,75 cm3 Como muestra la Fig. 1.17b), si la osmolalidad de esta solución es de 290 mOsm/kg, su osmolaridad es de 286 mOsm/L. La diferencia es muchísimo menor que en el caso del plasma. Con este experimento podemos concluir que para soluciones sencillas, como NaCl 0,9%, glucosa 5%, solución Ringer, etc., se puede usar tanto mOsm/kg como mOsm/L. Para el plasma tenemos que usar la osmolalidad, en mOsm/kg, máxime cuando las hiperlipidemias y disproteinemias pueden alterar la proporción de sólidos/agua del plasma. potencial normal de electrodo o potencial normal de reducción de electrodo de un elemento, que se abrevia Eo (con un superíndice que se lee como "normal" o "estándar"), es la diferencia de potencial que le corresponde a una celda o semipila construida con un electrodo de ese elemento y un electrodo estándar de hidrógeno, cuando la concentración efectiva o actividad de los iones que intervienen en el proceso es 1 mol/L (1 M), la presión de las sustancias gaseosas es 1 atmósfera, y la temperatura es 298 K (25 °C). Es la medida de un potencial de electrodo reversible individual, en condiciones estándar. El potencial normal de electrodo se representa habitualmente como Eº y su unidad en el Sistema Internacional es el voltio (V).1​ Es una constante de cada electrodo e indica la tendencia a producirse que posee cierta semireacción. Potencial de una pila o célula electroquímica[editar] El fundamento de una célula electroquímica, como la pila galvánica, es siempre una reacción redox que se puede desglosar en dos semirreacciones: la oxidación (pérdida de electrones) tiene lugar en el ánodo, que es el electrodo negativo, y la reducción (ganancia de electrones) transcurre en el cátodo o polo positivo. La electricidad se genera debido a la diferencia de potencial eléctrico entre estos dos electrodos. Esta diferencia de potencial se crea como resultado de la diferencia entre los potenciales individuales de los dos electrodos en relación con el electrólito o disolución en la que están sumergidos. El potencial de dicha célula será la diferencia entre el potencial del electrodo positivo (cátodo, donde se realiza la reducción) y el potencial del electrodo negativo (ánodo, donde se realiza la oxidación). ${\displaystyle E_{cel}\ =\ E_{+}\ -\ E_{-}\ =\ E_{cat}\ -\ E_{{\acute {a}}no}}$ Aunque el potencial global de una célula se puede medir, no hay ninguna manera sencilla de medir con precisión el potencial de un solo electrodo aislado. Dicho potencial eléctrico también varía con la temperatura, la concentración y la presión. Dado que el potencial de oxidación de una semirreacción es de igual valor pero con signo contrario que el potencial de reducción de esa misma semirreacción redox, esto nos sirve para calcular cualquiera de los potenciales. Por convenio, el potencial normal o estándar de electrodo se escribe comúnmente como el potencial de reducción estándar para dicho electrodo. Cálculo de potenciales normales de electrodo o estándar[editar] El valor del potencial de electrodo no se puede obtener de manera empírica. Una pila galvánica resulta de la unión de un par de electrodos. Así, solo se conoce el valor experimental correspondiente a un par de electrodos y no es posible determinar el valor de cada electrodo individual de la pareja a partir del potencial obtenido empíricamente para la pila galvánica. Es necesario establecer un electrodo de referencia, el electrodo normal de hidrógeno, cuyo potencial se define o se acuerda por convenio. En este caso se establece en 0,00 V el potencial de referencia del electrodo normal de hidrógeno y cualquier electrodo, cuyo potencial de electrodo no sea conocido aún, se puede combinar con el electrodo normal de hidrógeno - para formar una pila galvánica - y el potencial de dicha pila galvánica es el potencial del electrodo desconocido. Utilizando este proceso, cualquier electrodo con un potencial desconocido puede ser emparejado con el electrodo normal de hidrógeno, o bien con otro electrodo cuyo potencial ya sea conocido y llegar así a conocer el valor del electrodo desconocido. Medida del potencial normal del electrodo de Zn2+/Zn. Dado que los potenciales de electrodo se definen convencionalmente como potenciales de reducción, el signo del potencial del electrodo donde se produce la oxidación debe invertirse en el cálculo del potencial de la pila en general y por eso va precedido del signo menos. Téngase en cuenta que los potenciales de electrodo son independientes del número de electrones transferidos - es decir, están fijados para un mol de electrones transferidos, y así los dos potenciales de electrodo puede ser simplemente combinados para dar el potencial general de la celda, restando el mayor menos el menor, incluso si diferente número de electrones participan en las dos reacciones de los electrodos. Medida experimental de los potenciales normales de reducción[editar] Para las mediciones prácticas, el electrodo en cuestión se conecta al terminal positivo del electrómetro, mientras que el electrodo normal de hidrógeno se conecta al terminal negativo.3​ Los valores de los potenciales normales de electrodo así calculados suelen estar tabulados para una temperaturade 25 °C. Estos potenciales sirven para predecir el funcionamiento de una célula electroquímica. Electrodo normal de hidrógeno, con un potencial de referencia de 0 Voltios a todas las temperaturas. Tabla de potenciales normales de reducción[editar] Artículo principal: Anexo:Tabla de potenciales de reducción Dado que los valores de los potenciales de electrodo indican la capacidad para reducirse que posee dicho electrodo, cuanto mayor es el potencial de reducción de un electrodo, más fácilmente se va a reducir, en otras palabras, que es un agente oxidante mejor. Por ejemplo, el electrodo flúor/fluoruro, F2/F-, tiene un potencial de reducción de 2,87 V, y el electrodo de litio, Li+/Li, tiene un valor de -3,05 V. El flúor se reduce fácilmente y es por tanto un buen agente oxidante. . En contraste, el litio sólido, Li(s), prefiere someterse a la oxidación (por tanto, es un buen agente reductor). Así, el ion zinc, Zn2+, cuyo potencial de reducción estándar es de -0,76 V puede ser oxidado por cualquier otro electrodo cuyo potencial de reducción estándar sea mayor que -0,76 V (por ejemplo, H+ (0 V), Cu2+ (0,16 V), o F2 ( 2,87 V)); y puede ser reducido por cualquier electrodo con un potencial de reducción estándar sea inferior a -0,76 V (por ejemplo, H2 (-2,23 V), Na+(-2.71 V), o Li+ (-3,05 V)). En una pila galvánica, cuando una reacción redox espontánea produce una corriente eléctrica, la energía libre de Gibbs ΔGo debe ser negativa, de conformidad con la siguiente ecuación: ΔGocél = − nFEocél  ; donde n es el número de moles de electrones por mol de productos y F es la constante de Faraday, ~ 96485 C / mol. Como tal, se aplicarán las siguientes reglas: Si Eocélula > 0, entonces el proceso es espontáneo (célula galvánica o pila) Si Eocélula < 0, entonces el proceso NO es espontáneo (celda electrolítica) Así, con el fin de tener una reacción espontánea (ΔGo <0), Eocél debe ser positivo, donde: Eocél = Eocátodo − Eoánodo donde Eoánodo es el potencial estándar del ánodo (el signo del valor del potencial de reducción estándar para ese electrodo se ha invertido y por ello lleva un signo menos delante) y Eocátodo es el potencial estándar del cátodo, tal como figura en el cuadro o tabla de potenciales de electrodo estándar. Condiciones no estándar[editar] Los potenciales de electrodo estándar se dan en condiciones estándar (concentraciones de 1 mol/L, presión de 1 atm y temperatura de 25 °C). Sin embargo, las células reales pueden operar bajo condiciones no estándar. Dado el potencial estándar de una semipila, su potencial para concentraciones eficaces (actividades no estándar) puede calcularse utilizando la ecuación de Nernst:4​ ${\displaystyle E_{\text{semipila}}=E^{\circ }-{\frac {RT}{nF}}\ln Q}$ donde Q es el cociente de reacción. Los valores de Eo dependen de la temperatura (con excepción del electrodo normal de hidrógeno, porque su potencial ha sido arbitrariamente fijado a 0 para todas las temperaturas) y normalmente se hace referencia a la SHE a la misma temperatura. Para fases condensadas, también se espera que dependerá un poco de la presión (véase el artículo sobre la constante de equilibrio). Por ejemplo, el potencial de electrodo estándar del par redox Ni / NiO se ha estudiado bien porque tal sólido tiene aplicaciones como pseudo-electrodo de referencia a alta temperatura (cuando se encierra dentro de una membrana cerámica de zirconio estabilizada con ytrio). La reacción de la semipila para este par redox es la siguiente: Ni + H2O ${\displaystyle \rightleftharpoons }$ NiO + 2H+ + 2e− El potencial estándar del par Ni / NiO se ha correlacionado para temperaturas entre 0 y 400 ° C y responde aproximadamente a la expresión:5​ E°(T) = −0.0003T + 0.1414 donde E° está en voltios, y T está en grados Celsius (°C). En bioquímica, los potenciales se definen habitualmente para pH=7, con el potencial normal en estas condiciones representado por E°′- también conocido como el potencial del punto medio o Em,7 porque es el potencial al que las concentraciones de las formas oxidadas y las reducidas de la pareja redox son iguales. El potencial redox real de un par redox para un pH específico x (Eh, pH = x) está relacionado con el potencial del punto medio por la expresión: ${\displaystyle E_{{\text{h}},{\text{pH}}=x}=E_{{\text{m}},{\text{pH}}=x}-{\frac {2,3RT}{nF}}{\text{pH}}}$ Potenciales de Electrodo Estándares En una célula electroquímica, se crea un potencial eléctrico entre dos metales diferentes. Este potencial es una medida de la energía por unidad de carga que está disponible a partir de las reacciones de oxidación/reducción para impulsar la reacción. Es costumbre visualizar la reacción celular en términos de dos semireacciones, una semireacción de oxidación y una semireacción de reducción. Especies reducidas -> especies oxidadas + ne- Oxidación en el ánodo Especies oxidadas + ne- -> especies reducidas Reducción en el cátodo El potencial de célula (a menudo llamado la fuerza electromotriz o fem) tiene una contribución desde el ánodo, que es una medida de su capacidad para perder electrones - que se denomina su "potencial de oxidación" -. El cátodo tiene una contribución en base a su capacidad para ganar electrones, su "potencial de reducción". El potencial de la célula se puede escribir entonces como Ecélula = potencial de oxidación + potencial de reducción Si pudieramos tabular los potenciales de oxidación y reducción de todos los electrodos disponibles, entonces podríamos predecir los potenciales de célula de las células voltaicas creadas a partir de cualquier par de electrodos. En realidad, la tabulación de uno u otro es suficiente, ya que el potencial de oxidación de una semirreacción es el negativo del potencial de reducción de la inversa de esa reacción. Dos obstáculos principales se deben superar para establecer dicha tabulación El potencial de electrodo no se puede determinar de forma aislada, sino en reacción con algún otro electrodo. El potencial del electrodo depende de las concentraciones de las sustancias, la temperatura, y la presión en el caso de un electrodo de gas. En la práctica, el primero de estos obstáculos se supera mediante la medición de los potenciales con respecto a un electrodo de hidrógeno estándar. La naturaleza del potencial eléctrico determina que el cero de potencial sea arbitrario, pero la diferencia de potencial es la que tiene consecuencia práctica. La tabulación de todos los potenciales de electrodos con respecto al mismo electrodo estándar, proporciona un marco de trabajo práctico para una amplia gama de cálculos y predicciones. Al electrodo de hidrógeno estándar se le asigna un potencial de cero voltios. El segundo obstáculo es superado por la elección de las condiciones termodinámicas estándares para la medición de los potenciales. Los potenciales de electrodo estándar se determinan habitualmente en concentraciones de soluto de 1 Molar, presiones de gas de 1 atmósfera, y una temperatura estándar, que es por lo general 25°C. El potencial de célula estándar se denota por un signo de grado en el superíndice. E°célula Medido contra el electrodo de hidrógeno estándar. Concentración 1 Molar Presión 1 atmósfera Temperatura 25ºC El ejemplo siguiente muestra algunos de los valores extremos de potenciales de célula estándar. Cátodo (reducción) Semi-reacción Potencial estandar E° (voltios) Li+(aq) + e- -> Li(s) -3,04 K+(aq) + e- -> K(s) -2,92 Ca2+(aq) + 2e- -> Ca(s) -2,76 Na+(aq) + e- -> Na(s) -2,71 Zn2+(aq) + 2e- -> Zn(s) -0,76 Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s) 0,34 O3(g) + 2H+(aq) + 2e- -> O2(g) + H2O(l) 2,07 F2(g) + 2e- -> 2F-(aq) 2,87 Los valores de las entradas de la tabla son los potenciales de reducción, de modo que el litio en la parte superior de la lista tiene el número más negativo, lo que indica que es el agente reductor más fuerte. El agente oxidante más fuerte es el flúor con el mayor número positivo de potencial de electrodo estándar. El siguiente enlace le llevará a una tabla más amplia.