FISICOQUÍMICA PARA ESTUDIANTES DE BIOANÁLISIS

UNIVERSIDAD DE ORIENTE NÚCLEO DE BOLÍVAR UNIDAD DE ESTUDIOS BÁSICOS DEPARTAMENTO DE CIENCIAS FISICOQUÍMICA PARA ESTUDIANTES DE BIOANÁLISIS Autor: Licdo. Luis Ramos Ciudad Bolívar, ABRIL 2014.

PRESENTACIÓN El presente material fue concebido atendiendo a la necesidad de un texto de fisicoquímica para estudiantes de Bioanálisis de la Escuela de Ciencias de la Salud de la Universidad de Oriente Núcleo de Bolívar, con la finalidad de ofrecer una herramienta que sea de utilidad para el estudio de esta asignatura. Este material mantiene un nivel tal que no es necesario poseer conocimientos de física y matemática avanzados para comprender el contenido programático de esta asignatura: Unidades de Medidas, Estado Gaseoso, Estado Líquido y Termodinámica. Los ejercicios que aparecen al final de cada tema fueron seleccionados de exámenes aplicados en varios semestres, de tal manera que el estudiante tenga la oportunidad de familiarizarse e internalizar situaciones que se puedan plantear en esta asignatura. Este material no pretende sustituir ningún texto de fisicoquímica, sino complementar el conocimiento que se requiere para el éxito de la asignatura. Finalmente se hace mención que este material esta dedicado a todos aquellos jóvenes que han cursado la asignatura fisicoquímica para bioanálisis con el autor, igualmente a los futuros estudiantes que cursaran dicha asignatura, a todos ellos mil gracias por su compresión y atención.

Importancia de la Fisicoquímica en el campo del Bioanalista La fisicoquímica es una ciencia que se encarga de estudiar las propiedades y estructuras de la materia, así como también los cambios estructurales y energéticos de la misma. En el campo de la ciencia de la salud un ser vivo es considerado una unidad altamente compleja y organizada que realiza intercambia constante de materia y energía con el medio ambiente en un estado de equilibrio dinámico. La fisicoquímica como ciencia se encarga de organizar, expandir y sistematizar las leyes que sirven de base a toda la química y parte de la biología y, por ende parte también de las ciencias de la salud. Se puede decir que la fisicoquímica es la herramienta fundamental para comprender toda una serie de sucesos que continuamente ocurren en los seres vivos. Por ejemplo en el metabolismo como conjunto de todas las transformaciones que tienen lugar en los sistemas biológicos consiste en el aprovechamiento de la energía contenida en los alimentos ingeridos y en su eliminación posterior en forma de energía utilizada. Es por ello que el proceso de alimentación se encarga de proporcionar al organismo una cantidad de energía para suplir la que se pierde constantemente debido a que todo ser vivo es fisicoquímicamente inestable. Al igual que muchas otras ciencias, la fisicoquímica se basa en la experimentación y la observación, lo que ha permitido un desarrollo de técnicas que hacen posible la verificación. Existen tres bases o pilares fundamentales sobre las cuales se apoya la fisicoquímica: a) La Termodinámica: rama de la fisicoquímica que estudia las transformaciones de la energía. b) La cinética Química: rama de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la velocidad de las reacciones química. c) La Mecánica Cuántica: es una rama de la física que se ocupa de los fenómenos físicos a escala microscópicas.

TEMA 1 UNIDADES DE MEDIDAS. Definiciones de Unidades de Medidas y Materia Al iniciar el estudio de esta unidad es importante comprender los conceptos de Unidades de Medidas y Materia. Unidades de Medida: Es una cantidad estandarizada de una determinada magnitud física y al mismo tiempo la manera de expresar las medidas de la materia y de igual forma un modo de distinguir tales medidas. Materia: es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio, posee energía y está sujeto a cambios en el tiempo. La materia se presenta en diversos estados, entre ellos los fundamentales son: sólido, liquido y gaseoso. A continuación alguna de las propiedades de la Materia: a) Volumen: es una medida del espacio que ocupa la materia. Sus unidades de medidas son: L, ml, dm 3, m 3 cm 3, cc, entre otras. I L = 1000 ml. 1ml = 1 cc 1 cc = 1 cm 3 I L = dm 3 1 cm 3 = 1x10-6 m 3 1dm 3 = 1x10-3 m 3 1L = 1x10-3 m b) Masa: es una medida que determina la cantidad de materia. Las unidades de medidas son: Kg, g, mg, ppm, etc. c) Presión: es una medida que especifica la fuerza aplicada por unidad de superficie de un gas o un líquido P = F / A F: fuerza A: área. Sus unidades de medidas son: Pascal (Pa), atm, mmhg, torr, etc. Pa = Kw / m 2 Kw = newton m = masa 1 atm = 101.325 Pa 1 atm = 760 mmhg 1 torr = 1 mmhg.

d) Temperatura: es una medida que permite evaluar o dar un juicio de valor de caliente o frio de un objeto o materia. Sus unidades de medidas son: ºC, ºF y K e) Densidad: es una medida que se define como el volumen que ocupa una determinada masa de sustancia. Sus unidades de medidas son: g/ml, Kg / L etc. f) Peso: es una medida de la fuerza gravitacional que actúa sobre un objeto. sus unidades de medidas son: Kw, dyna, etc. Existen diferentes clasificaciones de las unidades de medidas entre ellas: a) Unidades de medidas primitivas. b) Unidades de medidas derivadas. Presión y Exactitud. Es importante destacar que estos términos no son equivalentes. No son sinónimos Precisión se refiere a la dispersión del conjunto de valores obtenidos de mediciones repetidas de una magnitud. Cuanto menor es la dispersión mayor la precisión. Una medida común de la variabilidad es la desviación estándar de las mediciones y la precisión se puede estimar como una función de ella. Exactitud se refiere a cuán cerca del valor real se encuentra el valor medido. En términos estadísticos. Cuando expresamos la exactitud de un resultado se expresa mediante el error absoluto que es la diferencia entre el valor experimental y el valor verdadero.

Calibración Es una operación que, bajo condiciones específicas, busca mantener y verificar el buen funcionamiento de los equipos para responder a los requisitos establecidos en las normas de calidad y garantizar la confiabilidad de las medidas. Todo instrumento de medida requiere ser calibrado con frecuencia con el objeto de disminuir el error en las medidas, ya que por estar en presencia de una ciencia experimental siempre las medidas van estar sujetas a errores. ACTIVIDADES 1.- Hacer una lista de diferencias entre masa y peso 2.- Construir una definición del concepto de Temperatura. 3.- Establecer diferencias y semejanzas entre Temperatura y Calor 4.- Describir procedimientos a seguir para realizar calibraciones en instrumentos o equipos de mediciones que utilizan los Bioanalistas.

TEMA II ESTADO GASEOSO Los gases se definen como el estado físico de la materia que tiende a expandirse y comprimirse fácilmente, también se caracteriza por tener bajas densidades. Los gases se estudian generalmente sobre variables macroscópicas tales como: Volumen, temperatura, presión, masa, etc. Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos. En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño. Las partículas se mueven de forma desordenada debido a la gran cantidad de espacios vacíos que existen entre ellas, produciendo choques entre ellas mismas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases. Sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido. Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión. Las densidades de los gases son muy bajas, porque sus moléculas se encuentran muy separadas lo que hace que ocupen un volumen grande. El volumen es inversamente proporcional a la densidad. La presión al igual que la densidad, es una de las propiedades que mayormente permite diferenciar al estado gaseoso de los demás estados físicos. Existen tres tipos de presiones: Presión atmosférica: es la fuerza que ejerce la atmosfera sobre la superficie por unidad de área. Esta presión varía con relación a la altitud sobre

el nivel del mar debido a la fuerza de gravedad, ya que las moléculas de los gases que forman la atmosfera están sujetas a la atracción gravitacional de la tierra; por consiguiente la atmosfera es menos densa a mayor altitud y por ende menos presión. De hecho la densidad del aire disminuye muy rápido al alejarnos del núcleo de la tierra y, cuanto menos denso sea el aire menor es la presión que ejerce. Dicho de otra forma, la presión atmosférica es una medida que especifica la presión que ejerce la atmósfera de la tierra. Su valor real depende de la localización, la temperatura y las condiciones climáticas de los espacios geográficos. La atmosfera físicamente es una capa de gases que rodea la tierra los cuales son atraídos por la gravedad dependiendo de la altura. La atmosfera presenta una altura mayor de 100 Km pero más de la mitad de su masa se concentra en los 6 primeros kilómetros. Los gases que forman la atmosfera tienen una composición porcentual en volumen de 78% de Nitrógeno, 21% de oxigeno y 1% de otros gases. Esta mezcla de gases es lo que constituye el aire. Cabe destacar que esta mezcla de gases vitales, actualmente es tema de preocupación debido a los afectos perjudiciales de sustancias que ocasionan alteraciones en su composición. Tales alteraciones nocivas es lo que se conoce como contaminación atmosférica. El instrumento para medir la presión atmosférica se denomina barómetro. El italiano Torricelli fue el primero en medirla, el valor que él obtuvo fue 760mm de mercurio al nivel del mar. Presión del gas: es la fuerza ejercida por el gas sobre la unidad de superficie de las paredes del recipiente que lo contiene. El instrumento para medir esta presión de denomina manómetro. Presión Absoluta del gas: se obtiene sumando la presión atmosférica con la presión del gas.

Tipos de Manómetros 1.- Manómetros de tubo cerrados: se usa para medir presiones menores a la presión atmosférica. 2.- Manómetros de tubo abierto: se usa para medir presiones iguales o mayores a la presión atmosférica. Gases Ideales Un gas ideal es aquel donde se asume que: a) El volumen de las moléculas que conforman un gas es muy pequeño y, por lo tanto, despreciable en comparación con el volumen del recipiente que lo contiene. b) Las fuerzas que actúan entre las moléculas que conforman el gas son muy pequeñas. Es decir que se asume, que las moléculas en estado gaseoso no ejercen fuerza alguna entre ellas, ni de atracción ni de repulsión. Como consecuencia de lo expresado en los párrafos anteriores se ha establecido la ecuación que se conoce con el nombre de Ecuación de los Gases Ideales: P V = n R T P = presión V= volumen n= número de moles T= temperatura R (constante de los gases) = 0,082 atmxl / K x mol condiciones: El valor de R se obtiene asumiendo que el gas tiene las siguientes P = 1 atm V = 22,4 l T = 0 ºC y n = 1 mol

Es preciso aclarar que esas condiciones son teóricas, ya que para cada experiencia o ejercicio se tendrán los valores que se obtienen experimentalmente y que al ser sustituidos en la Ecuación de los Gases Ideales debe dar como resultado de R el valor señalado anteriormente. El hidrógeno y los gases inertes (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn ubicados en el grupo VIII-A de la tabla periódica) son los gases que tienden a tener un mejor comportamiento ideal. Y de todos ellos el que más tiende al comportamiento ideal es el Helio (He). Los gases que menos tienen a tener un comportamiento ideal son: CO 2 NH 3 ; SO 2 y H 2 O (v) Es importante destacar que los gases que presentan buen comportamiento ideal si son sometidos a altas presiones y bajas temperaturas dejan de ser ideales. Ya que se han encontrados grandes desviaciones entre los resultados teóricos y los resultados experimentales. Leyes de los Gases Son leyes que surgieron de las frecuencia de los experimentos, es decir son productos de las experiencias, son leyes empíricas (no se deducen). Generalmente cuando se aplican estas leyes se asume que siguen los gases un comportamiento ideal. Ley de Boyle.( Robert Boyle) Esta ley fue anunciada por Boyle en 1662, la cual establece que: Cuando una cantidad fija de un gas a temperatura constante se presenta diferentes presiones es por que su volumen a variado en proporciones inversas En otras palabras el volumen de una cantidad fija de un gas a temperatura constante es inversamente proporcional a su presión.

De donde: P (i) o P = K K = P V (ii) V V K = constante de proporcionalidad Entonces como PV = nrt se deduce que K = nrt. (iii) La ecuación (i) obedece a un a recta de pendiente positiva que pasa por el origen o punto (o,o) de un sistema de coordenadas cartesianas. Donde: P (presión) es la variable dependiente 1 (inverso del volumen) es la variable independiente V Esa recta recibe el nombre de isotérmica. P 1 V La ecuación de la recta se conoce como: Y = mx + b (iv) Al representar gráficamente los valores de la presión en función del inverso del volumen en un sistema de coordenadas cartesiana, la ecuación (iv) se transforma en: P = k 1 + b V K = pendiente de la recta b= corte con el eje Y. debe ser un valor muy próximo a cero.

Un gas que tienda a tener un comportamiento ideal debe cumplir con la ley de Boyle. Es decir, que al graficarse debe dar una recta de pendiente positiva que tienda a pasar por el origen. La ley de Boyle queda representada de la siguiente forma: V 1 = P 2 V 1 x P 1 = V 2 x P 2 V 2 P 1 Esta ley permite explicar la ventilación pulmonar, proceso por el que se intercambian gases entre la atmósfera y los alvéolos pulmonares, es decir el proceso de respiración, el cual es un fenómeno fisiológico cuya finalidad es aportar oxígeno a las células de los tejidos y eliminar el CO 2. La respiración se lleva a cabo a través de dos procesos: Inspiración y espiración. En el proceso de inspiración, la presión intrapulmonar disminuye por debajo de la presión atmosférica como consecuencia del aumento de volumen o tamaño que experimentan los pulmones. Por tal motivo el aire fluye al interior de los pulmones proveniente del medio exterior debido al gradiente de presión que se origina entre la atmósfera y los alvéolos pulmonares. Ya que el aire entra a los pulmones porque la presión interna de éstos es inferior a la atmosférica. En el proceso de espiración, ocurre la salida del aire debido al gradiente de presión, este proceso es inverso al de inspiración ya que la presión intrapulmonar es mayor que la atmosférica.

Ley de Charles Esta ley fue enunciada por el químico francés Jacques Charles en 1786, este científico estableció que si un proceso se realiza a presión constante el volumen de una masa determinada de cualquier gas aumenta directamente proporcional con la temperatura por cada grado. Es decir que el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta siempre y cuando la presión y el número de moles del gas permanezcan constantes. De acuerdo a lo expresa en el párrafo anterior representada de la siguiente manera: esta ley queda V T (i) también expresa de la siguiente forma V = K T V 1 = T 1 V 1 x T 2 = V 2 x T 1 V 2 T 2 Si se construye una gráfica a presión constante del volumen que ocupa un gas a diferentes temperatura en grados Kelvin se obtiene una línea recta que para por el origen o punto (o,o) de un sistema de coordenadas cartesianas. Esta recta recibe el nombre de Isobara. V T

La Ley de Gay- Lussac. A principios de 1800, Joseph Louis Gay Lussac enunció la siguiente ley cuando se mantiene constante el volumen de una masa determinada de un gas, la presión es directamente proporcional a su temperatura. Esto ocurre porque al aumentar la temperatura las moléculas del gas se muevan más rápidamente y, por tanto aumenta el número de choques contra las paredes internas del recipiente que las contiene, es decir aumenta la presión. El recipiente debe ser de paredes fijas para que su volumen permanezca constante. En otras palabras la presión es directamente proporcional a la temperatura., P T. Si se construye una gráfica a volumen constante de presión Vs temperatura se obtiene una línea recta que para por el origen o punto (o,o) de un sistema de coordenadas cartesianas. Esta recta recibe el nombre de Isocórica. De acuerdo a ello esta ley que representada como: P1 = T1 P 1 x T 2 = P 2 x T 1 P2 T2 P T

La Ley Combinada. Cuando se combinan las leyes de Boyle, Chales y Gay-Lussac, se establece que cualquier variación de temperatura y presión está acompañada también por un cambio de volumen. Como resultado de esta combinación resulta la siguiente ecuación: P 1 x V 1 = P 2 x V 2 T 1 T 2 La Ley de Dalton Esta ley fue enunciada por John Dalton en 1801, la cual establece que en una mezcla de gases, la presión resultante es la suma de las presiones parciales de cada uno de los gases que conforman la mezcla. La presión parcial de cada uno de los gases presentes en la mezcla es igual a la presión que ejercería dicho gas si estuviese solo ocupando el volumen del recipiente a una temperatura dada. La ley se representa de la siguiente forma: P T = P A + P B + P C + P n P T = presión total. P A, P B, P C y P n = es la presión parcial de cada gas. De donde: P x V = n x R x T Es decir que la presión total es igual a: P T = n A RT + n B RT + n C RT V V V

La relación entre la presión parcial de cada uno de los gases con respecto a la presión total es igual a: P i = n i RT / V donde P i = ni RT / V P T P T P T nt RT / V P i = n i P i = X i P i = X i P T P T n T P T Gases Reales En los gases reales a diferencia de cuando se asume que el gas es ideal, el volumen de las moléculas es apreciable en comparación con el volumen ocupado por el gas. De igual forma también se considera la atracción que existe entre las moléculas. Los gases reales se comportan solamente como ideales cuando son sometidos a bajas presiones y altas temperatura. Existen grandes desviaciones en los resultados experimentales para los gases reales cuando se aplica la ecuación de los gases ideales (PV = nrt). Para ello en 1873 Van der Waals presentó una ecuación matemática como un perfeccionamiento semiteórico de la ecuación de los gases ideales para corregir tales desviaciones. El perfeccionamiento consistió en considerar: a) Que cada molécula ocupa un volumen intrínseco finito, aunque pequeño. De manera que el volumen efectivo del gas se convierte en (V nb). b) La fuerza de interacción entre las moléculas que conforman el gas. Si entre las moléculas que conforman un gas existe fuerza de atracción o de repulsión, estas fuerzas son las responsables de que los valores de presión que experimentan un gas real sean diferentes a los calculados por la ecuación de los gases ideales, debido que en un gas ideal no existen fuerzas de interacción entre las partículas que lo forman.

La ecuación matemática que Van der Waals presentó con las respectivas correcciones fue la siguiente, llamada ecuación de los gases reales: P+ an 2 V - nb = nrt V 2 a = indica que tan fuerte se atraen las moléculas de un gas determinado. b = se relaciona con en volumen que ocupa la molécula. an 2 V 2 Es una corrección que toma en cuenta las fuerzas de atracción intermolecular. Es decir esta relacionado con las fuerzas de atracción de las moléculas, para corregir la presión. nb Es una corrección para el volumen ocupado por las moléculas. Es decir esta relacionado con el tamaño de las moléculas. Corrige el volumen. En síntesis, la ecuación de Van der Waals se diferencia de la ecuación de los gases ideales por la presencia de dos términos de corrección; uno corregir el volumen y el otro modificar la presión. Los valores de a y b son constantes de Van der Waals para cada gas, obtenidos experimentalmente. A continuación constantes de Van der Waals para algunos gases Nombre del Gas a (atmxl 2 / mol 2 ) b (L / mol ) CO 2 3,59 0.0427 NH 3 4,17 0,0371 H 2 O (V) 5,46 0.0305 Cl 2 6.49 0,0562 CCL 4 20,4 0,138

Cociente Respiratorio. El Cociente Respiratorio (CR): es la relación que existe entre la producción de CO 2 y el O 2 consumido. Se calcula midiendo el CO 2 (anhídrido carbónico) producido respecto al O 2 (oxígeno) consumido. CR = V (CO 2 ) / V (O 2 ) En función de la dieta y de ejercicios físicos en el ser humano su valor oscila entre 0,7 y 1,0. Muchas sustancias metabolizadas son compuestos que contienen solamente los elementos carbono, hidrógeno, y oxígeno. Los ejemplos incluyen los ácidos grasos, el glicerol, los carbohidratos, los productos de la desaminación, y el etanol. Para la oxidación completa de tales compuestos, la ecuación química es: C x H y O z + O 2 ---> CO 2 + H 2 O (v) Para la glucosa (C 6 H 12 O 6 ), la ecuación anteriormente citada se conoce como la ecuación para la degradación metabólica de la glucosa que es la misma ecuación para la combustión de la glucosa en el aire. Metabolismo Basal El metabolismo basal es el valor mínimo de energía necesaria para que la célula subsista. Esta energía mínima es utilizada por la célula en las reacciones químicas intracelulares necesarias para la realización de funciones metabólicas esenciales, como es el caso de la respiración. En el organismo, el metabolismo basal depende de varios factores, como sexo, talla, peso, edad, etc. Como claro ejemplo del metabolismo basal está el caso del coma. La persona «en coma», está inactiva, pero tiene un gasto mínimo de calorías, razón por la que hay que seguir alimentando al organismo.

l metabolismo basal es el gasto energético diario, es decir, lo que un cuerpo necesita diariamente para seguir funcionando. A ese cálculo hay que añadir las actividades extras que se pueden hacer cada día. La tetraiodotironina (T4) o Tiroxina estimula el metabolismo basal aumentando la concentración de enzimas que intervienen en la respiración aumentando el ritmo respiratorio de las mitocondrias en ausencia de ADP. La tasa metabólica disminuye con la edad y con la pérdida de masa corporal. El aumento de la masa muscular es lo único que puede incrementar esta tasa. Al gasto general de energía también pueden afectarle las enfermedades, los alimentos y bebidas consumidas, la temperatura del entorno y los niveles de estrés. Para medir el metabolismo basal, la persona debe estar en completo reposo pero despierta. Una medida precisa requiere que el sistema nervioso simpático de la persona no esté estimulado. Una medida menos precisa, y que se realiza en condiciones menos estrictas, es la tasa metabólica en reposo. En igual orden de ideas es importante señalar que para tener un balance energético necesitamos, consumir las mismas calorías que gastamos a diario, por eso, para no aumentar ni bajar de peso, es necesario tener cuenta la energía que gasta nuestro organismo para vivir, es decir, para dormir, digerir alimentos, trasladar la sangre por las arterias, respirar y pensar, entre muchas actividades orgánicas más. Para saber cuántas calorías necesitamos, debemos comenzar por realizar el cálculo del metabolismo basal que representa el 60-70 por ciento de las calorías totales que nuestro cuerpo gasta a diario. Existen diferentes fórmulas para su cálculo, entre las cuales, una muy fácil de aplicar es la siguiente: Hombres: kg de masa corporal x 24 Mujeres: kg de masa corporal x 24 0,9 Cabe aclarar que al gasto energético basal debemos agregar el gasto por actividad física para tener un cálculo aproximado del total de calorías.

gastadas a diario, y por lo tanto, de las calorías que necesitamos consumir para alcanzar un balance energético. Una fórmula un poco más exacta, para calcular el metabolismo basal es la siguiente: Hombres: 10 x masa corporal (kg) + 6,25 x Talla en cm 5 x Edad + 5 Mujeres: 10 x mas corporal (kg) + 6,25 x Talla en cm 5 x Edad -161 Ejercicios 1.- Un gas ocupa un volumen de 725 ml a un a presión de 0,970 atm se deja expandir a temperatura constante hasta alcanzar una presión de 0,541 atm. Cuál es su volumen final? 2.- Una muestra de amoniaco gaseoso ejerce una presión de 5,3 atm a 46 ºC Cuál es la presión cuando el volumen del gas se reduce a la mitad de su valor inicial a la misma temperatura? 3.- Un volumen de 36,4 ml de metano gaseoso se calienta de 25 a 88 ºC a presión constante. Cuál es el volumen final del gas? 4.- En condiciones de presión constante, una muestra de hidrógeno gaseoso con un volumen inicial de 9,6 L a 88 ºC se enfría hasta que su volumen final es de 3,4L Cuál es su temperatura final?. 5.- Una muestra de nitrógeno contenido en un recipiente con un volumen de 2,3L a una temperatura 32 ºC, ejerce una presión de 4,7 atm. Calcule los moles presente del gas. 6.- Dado que 6,9 moles del gas monóxido de carbono están presente en un recipiente con un volumen de 30,4L, Cuál es la presión del gas si la temperatura es 62ºC?

7.- Un gas liberado durante la fermentación de la glucosa tiene un volumen de 0,78L a 20,1 ºC y 1 atm. Cuál es el volumen del gas a la temperatura de fermentación de 36,5 ºC y 1 atm de presión?. 8.- El hielo seco es dióxido de carbono sólido. Una muestra de 0,050 g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío que contiene un volumen de 4,6L a 30ºC. Calcule la presión interior del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en CO 2 gaseoso. 9.- Las moléculas de ozono en al estratosfera absorben una buena parte de la radiación solar nociva. La temperatura y presión típica del ozono en la estratosfera son 250K y 1x10-3 atm, respectivamente. Cuántas moléculas de ozono están presentes en 1 L de aire en estas condiciones? 10.- Calcule la densidad del bromuro de hidrógeno (HBr) gaseoso en gramo por litro a 733 mmhg y 46ºC. 11.- Una mezcla de gases contiene 0,31moles de CH 4, 0,25 moles de C 2 H 6 y 0,29 moles de C 3 H 8. La presión total es de 1,50 atm. Calcule las presiones parciales de los gases. 12.- El aire seco cerca del nivel del mar tiene la siguiente composición en volumen: N 2 78,08%; O 2 20,94%; Ar 0,93%; CO 2 0,05%. La presión atmosférica es 1 atm. Calcule la presión parcial de cada gas. 13.- Si una persona adulta sana exhala alrededor de 500 ml de oxigeno en cada respiración. Calcule el número de moléculas presente en ese volumen a 37ºC y 1,1 atm de presión. 14.- Una muestra de 5 moles de NH 3 gaseoso se mantiene en un contenedor de 1,92L a 300K. Si se supone que la ecuación de Van der Waals da la respuesta con mayor exactitud para la presión del gas, calcule el error porcentual que se comete utilizando la ecuación del gas ideal para calcular la presión. Si se conoce que los valores de a y b para el NH 3 son 4,17 atmxl 2 / mol 2 y 0,071 L / mol, respectivamente

15.- Calcular la presión que ejerzan 10 moles del gas O 2 a 25 ºC en 5 lts. a= 1,36 atmxl 2 / mol 2 y b= 0,0318 L / mol 16.- La ecuación para la degradación metabólica de la glucosa (C 6 H 12 O 6 ) es la misma para la combustión de la glucosa en aire. C 6 H 12 O 6 (s) + 6 O 2(g) CO 2(g) + 6 H 2 O (l) Calcular el volumen de CO 2 producido a 37ºC y 1 atm. Cuando se consume 5,60 g. de glucosa. 17.- Se introducen 0,5 moles de O 2 y 0,25 moles de N 2 en un recipiente de 10 L a 20 ºC a) Qué presión parcial tendrá el N 2 en la mezcla? b) Cuál es la presión total? c) A qué temperatura habrá que calentar la mezcla para que la presión total sea tres veces mayor? 18.- Una mezcla de H 2 y He con una proporción en masa del 20% del primero y 80% del segundo, tiene una presión de 730 mmhg. Qué presión parcial tendrá cada gas? 19.- Calcular la masa molecular de un gas de densidad 1,02 g/mol que esta sometido a una presión de 0,78 atm y a una temperatura de 27 ºC. 20.- Si se tiene 10 L de HCl (g) a 2 tam de presión y 27 ºC y se calienta hasta duplicar la presión y el volumen. Determine: a) Cuál es la temperatura final. b) Cuantos moles hay de HCl dentro del recipiente.

21.- Calcule la masa molecular de un gas de densidad 1,02 g/mol que esta sometido a una presión de 0,78 atm y a una temperatura de 27ºC. 22.- Dado que 3 moles de NH3 ocupan 5,20 L a 47 ºC. Calcule la presión del gas. Primero asumiendo que el gas tiene un comportamiento ideal y luego asumiendo que no se comporta idealmente. a= 4,17 atmxl 2 / mol 2 y b= 0,0371 L / mol Comparar ambos resultados y dar explicación de la diferencia. 23.- En una mezcla hay tres gases H 2, O 2 y N 2 donde sus fracciones molares son respectivamente, la del H 2 es la mitad de la fracción del O 2 y la fracción del N 2 es igual al tripe de la fracción del H 2. Calcule las presiones parciales de cada gas, si se sabe que la presión total es igual a 1 atm. 24.- Un gas ideal a la presión de 1 atm está contenido en una ampolla de volumen desconocido. Se abre una llave la cual permite que el gas se expanda hacia otra ampolla cuyo volumen es de 0,5L. Cuando se establece el equilibrio entre las ampollas se nota que la temperatura no ha cambiado y que la presión es de 530 mmhg. Cuál es el volumen de la primera ampolla?

TEMA III ESTADO LÍQUIDO En el estado líquido de la materia las moléculas se encuentran relativamente cerca unas de las otras. Si se les compara con las moléculas presentes en el estado gaseoso, las fuerzas de interacción son mayores y menores a las fuerzas de interacción que experimentan las moléculas en el estado sólido. Los líquidos se caracterizan por poseer una densidad relativamente alta comparada con la densidad de los gases debido a la cercanía relativa de las moléculas entre sí. Los líquidos pueden disminuir ligeramente su volumen al aplicar una presión muy alta, aunque esta característica es considera incompresible para casi todos los efectos. Los líquidos puede ser: solutos, solvente o soluciones. Solutos (medio disperso) Líquidos Solventes (medio dispersante) Sólido Solución Solventes (líquido) + Soluto Líquido Gas Soluciones Las soluciones pueden existen en cualquiera de los tres estados físicos fundamentales de la materia. Es decir las soluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas, pero para este curso de fisicoquímica para estudiantes de bioanálisis solo se hará énfasis en las soluciones de estado físico líquido, las cuales se pueden formar disolviendo gases, líquidos o solídos. Las soluciones pueden ser definidas como sistemas ópticamente homogéneos formado un solvente y como mínimo un soluto de composiciones variables que se pueden separar a través de procedimientos físicos. No da lugar a la sedimentación.

El término homogéneo indica que las soluciones no contienen límites físicos y que sus propiedades como la concentración, densidad, temperatura, entre otros, son los mismos e todo el recipiente que la contiene. Solubilidad Otra definición que se hace esencial explicar en este contexto es la solubilidad. La solubilidad se define como la cantidad máxima de la sustancia que puede ser disuelta en una cantidad determinada de un solvente a una temperatura dada. Es decir que la solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del solvente y de la temperatura. Factores que afectan la Solubilidad. a) Temperatura: Si el soluto es líquido o sólido: si la reacción es endotérmica al aumentar la temperatura, la solubilidad se incrementa. Pero si la reacción es exotérmica la solubilidad aumenta si se disminuye la temperatura. Si el soluto es un gas: la solubilidad aumenta si se disminuye la temperatura. b) Presión: en general, los cambios de presión no afectan la solubilidad cuando el soluto es un sólido o un líquido, en cambio si el soluto es un gas la solubilidad aumenta cuando se aumenta la presión. c) El tamaño de la Partículas: cuando más dividido está el soluto más rápido se disuelve. Es decir a mayor número de partículas la solubilidad aumenta. d) El efecto del ión común: si se adiciona un ión común disminuye la solubilidad, ya que se rompe el equilibrio y se desplaza hacia el lado contrario, de acuerdo con el principio dela-chatelier. AB (s) A + B + B +

Tipos de Soluciones de acuerdo a su Solubilidad. a) Diluida b) Concentrada c) Insaturada d) Saturada e) Sobresaturada, Propiedades de los Líquidos 1.- Viscosidad 2.- Tensión Superficial 3.- Presión de Vapor 4.- Temperatura de Ebullición y solidificación, congelación o cristalización. Viscosidad. La viscosidad es una medida de la resistencia que ofrece un líquido para fluir debido a la fuerza de cohesión intermolecular. La viscosidad disminuye en los líquidos al aumentar la temperatura, ya que las fuerzas moleculares tienden a disminuir cuando se incrementa la temperatura. La viscosidad de mide en un viscosímetro. Uno de los más comunes es el viscosímetro de Ostwald (para líquidos no tan viscoso), y haciendo uso de la siguiente ecuación: t = 8VL µ / π r 2 ghd t = K µ / d V= volumen del líquido L = longitud del capilar del viscosímetro µ = Viscosidad del líquido g = gravedad r = radio capilar h = es la diferencia de altura entre los niveles del líquido en el viscosímetro d= densidad t = tiempo que tarda el líquido en circular. La viscosidad de una sustancia se halla determinada por la velocidad o el volumen que fluye a través de un tubo capilar midiendo el tiempo que tarda en caer una gota del líquido de una distancia dada.

Variaciones de la Viscosidad de la Sangre en condiciones Patológicas La sangre es un fluido de alta viscosidad a 37ºC en comparación con el agua a esa misma temperatura, debido a la presencia de glóbulos rojos y proteínas. A mayor número de glóbulos rojos mayor es la viscosidad, por lo tanto aumenta la resistencia a nivel de la circulación capilar, aumenta la presión arterial y aumenta el trabajo del corazón, con peligro de un cuadro de falla cardiaca y muerte. En condiciones febriles por cada grado de aumento de la temperatura la viscosidad disminuye en un 3% aumentando la facilidad circulatoria y reduciendo la demanda de la función cardiaca. Tensión Superficial. Se puede definir la tensión superficial como la fuerza por unidad de longitud que se ejerce en la superficie de un líquido, es decir sobre las moléculas superficiales. Las moléculas de la superficie son atraídas hacia el interior del líquido ya que es mayor la atracción de las moléculas internas que las moléculas de externas. Por lo que la superficie del líquido tiende a contraerse o disminuir hasta que su energía potencial se haga mínima. La tensión superficial depende de: a) La naturaleza del líquido b) Medio ambiente. c) Temperatura. En general la tensión superficial disminuye con la temperatura, ya que las fuerzas de cohesión (atracción entre moléculas iguales) disminuyen al aumentar la temperatura. La tensión superficial es la responsable de: 1.- La resistencia que un líquido presenta a la penetración de su superficie.

2.- La tendencia de la forma esférica de las gotas de algunos líquidos como el agua, mercurio. Etc. 3.- Del ascenso de los líquidos en un tubo capilar. 4.- De la flotación de un objeto en la superficie de un líquido. Para medir la tensión superficial un método es el Pudiéndose calcular a través de la siguiente ecuación: ascenso capilar. r h d g / 2cos tensión superficial r = radio d = densidad g = gravedad ángulo de contacto entre el líquido y la pared interna del capilar. Para la mayoría de los líquidos el ángulo de contacto entre el menisco y la superficie del líquido es cero. h = altura del líquido dentro del tubo capilar (altura hasta donde asciende el líquido dentro del capilar) con respecto al nivel del liquido en el exterior. Tal como se muestra en al siguiente figura. Si el líquido moja las paredes del tubo capilar 0 cos y se puede ascenso capilar. Si el líquido no moja las paredes del tubo capilar se produce un descenso.

Si en lugar de un tubo capilar se sumergen dos tubos, se debe utilizar la siguiente ecuación Δ h = Kd = Δ h / k d K = 2-2 g Δ h = h 2 - h 1. r 1 r 2 Presión de Vapor La presión de vapor es la máxima presión ejercida por el vapor formado de un líquido dentro de un recipiente cerrado herméticamente a una determinada temperatura debido que el número de moléculas superficiales que pasan a la fase de vapor producto de su energía cinética se hace igual al número de moléculas que se condensan. Esta condensación se produce dentro del recipiente ya que a medida que transcurre el tiempo, la concentración en la fase de vapor aumenta hasta un punto en que las moléculas comienzan a chocar entre sí, dando lugar al paso de las moléculas de la fase de vapor a la fase líquida y, por ende un equilibrio dinámico entre el líquido y su vapor. Tal como se muestra en la siguiente figura: En síntesis, la presión de vapor se produce cuando el número de moléculas que pasan de la fase líquida a la fase de vapor, es exactamente igual al número de moléculas que pasan en el tiempo de la fase de vapor a la fase líquida, a una determinada temperatura. De igual manera cuando la

velocidad del proceso de evaporación dentro de un recipiente cerrado herméticamente se hace igual a la velocidad del proceso de condensación. La presión de vapor del líquido depende de: 1.- La naturaleza del líquido. No depende de la cantidad de líquido. 2.- La temperatura. La temperatura e s directamente proporcional a la presión de vapor. Cuando de lleva a un gráfico los valores de la presión vapor medidos a diferentes temperaturas se obtienen las curvas que se muestra a continuación: Si por lo menos una de las curvas presentes en la figura anterior, se transforma en una función lineal de presión en función de la temperatura, se encuentra que dicha representación obedece a una línea recta, donde la ecuación resulta ser la siguiente, análoga a la ecuación de la recta: Log P = b m ( 1/T) Donde (m) es la pendiente de la recta y b el corte con el eje Y, o variable dependiente, en este caso la presión.

Al llevar los valores de P y T a un eje de coordenadas se obtiene la gráfica siguiente: Log P 1/T Temperatura de Ebullición o Punto de Ebullición. Cuando se calienta un líquido se observa en el termómetro que la temperatura aumenta rápidamente a medida que transcurre el tiempo, pero llega un momento que se continua calentando el líquido y en el termómetro no se observa que la temperatura continúe aumentando. Lo que se observa en el termómetro es que se mantiene constante. Este valor de la temperatura constante es lo que se denomina temperatura de ebullición o punto de ebullición. Esto sucede porque al aumentar la temperatura, aumenta también la presión del líquido la cual se hace igual a la presión del medio externo. Es decir que la temperatura se hace constante cuando ambas presiones se igualan (la presión del líquido y la presión del medio externo). Definiéndose entonces, la temperatura de ebullición o punto de ebullición como la temperatura donde la presión del líquido se hace igual al presión del medio externo. Es importante destacar que durante el proceso de ebullición la evaporación de las moléculas ocurre no solamente desde la superficie del líquido sino también desde su interior. Esto se evidencia porque en el interior del líquido se forman unas burbujas de vapor que cuando el líquido alcanza la temperatura de ebullición, dichas burbujas se hacen estables y ante su menor

densidad respecto a la del líquido, éstas ascienden a la superficie de forma violenta haciendo que el líquido hierva. En este contexto se tiene que si un líquido presenta punto de ebullición bajo significa que es un líquido muy volátil y que su presión de vapor es alta. En el siguiente gráfico se muestra las temperaturas de ebullición normal (presión externa = 1atm) de los líquidos A, B y C. T.ebull (A) = 35 ºC T.ebull (B) = 57 ºC T.ebull.(C) = 100 ºC Del gráfico se deduce que el líquido (A) presenta el menor punto de ebullición (35ºC), por lo tanto es el más volátil y el que presenta la mayor presión de vapor. El liquido (C) presenta el mayor punto de ebullición, es el menos volátil y el que presenta la menor presión de vapor. Para finalizar, es importante señalar también, que a mayor altitud menor será la temperatura de ebullición de un líquido, ya que la presión atmosférica o presión externa es menor a una atmósfera. A medida que aumenta la altitud disminuye la presión atmosférica. Temperatura de Congelación Es la temperatura donde el estado sólido y el estado líquido pueden coexistir en equilibrio térmico a un a presión determinada.

Propiedades Coligativas de las Soluciones Las propiedades Coligativas de las soluciones son aquellas que solo dependen de la cantidad de soluto disuelto. Estas propiedades son aplicables asumiendo que la solución es ideal. Considerándose como solución ideal aquella donde se asume que no existe interacciones de atracción o repulsión entre sus componentes. Es decir que entre menos cantidad de soluto haya disuelto en la solución existirá menos o ninguna interacción de este componente con el solvente. Es por ello que la concentración de la solución debe ser pequeña. (conc. 0,2 mol/ l). En otras palabras, las propiedades coligativas son solo para soluciones muy diluidas. Esto es de esperar ya que en una solución bastante diluida hay muy pocas moléculas del soluto y éstas se encuentran muy alejadas entre sí. Por tanto las interacciones entre moléculas del soluto y del solvente se hacen despreciables. Cualitativamente, las soluciones ideales se interpretan como aquellas donde cada componente ejerce su presión de vapor y, la presión total de vapor es la suma de las presiones de vapor de los componentes individuales, como lo indica la ley de Dalton (Ley explicada en el tema de gases), sobre las presiones parciales de los gases. P t = P 1 + P 2 + P 3 +..P n (i) Se ha descubierto experimentalmente que las presiones de vapor de los componentes líquidos individuales de una solución ideal son proporcionales a su fracción molar. Esto es lo que se conoce como la Ley de Raoult, y se expresa mediante la siguiente ecuación: P i = P i º. Xi (ii) P i = presión de vapor del componente X i = fracción molar del componente P i º = presión de vapor del componente puro.

La presión de vapor de cada componente en una solución ideal es menor que la presión de vapor del componente puro. De las ecuaciones (i) y (ii) se tiene que: P t = P 1 º.X 1 + P 2 º. X 2 + P 3 º. X 3 + P n º. X n (iii) De hecho una solución ideal se define como aquella en la que cada uno de sus componentes obedece la Ley de Raoult. Sin embargo el componente que más debe obedecer esta ley es el solvente de soluciones diluidas cuya fracción molar se acerca a uno. Esto se demuestra gráficamente porque las curvas realizadas con datos teóricos y experimentales tienden a contener un mínimo de desviaciones. Las propiedades coligativas son también directamente aplicable a soluciones no electrolíticas donde el soluto sea no volátil. Dicho de otra manera las soluciones debe ser electrolíticas y no volátiles. Al ser no electrolítica implica que la disociación es muy débil y por tanto hay menor número de partículas por mol de sustancias disueltas, lo que quiere decir que existe un mínimo de concentración (solución diluida) y por ende poca o ninguna atracción entre sus componentes. El soluto debe ser no volátil para que la mayor intervención sea de las moléculas de solvente. Si por el contario ambos componentes (soluto y solvente) son volátiles, la fracción molar del solvente tendrá valores muy distantes de uno y no se consideraría el solvente como el componente que más obedezca la ley de Raoult. Lo que implicaría que las propiedades coligativas tendrían grandes desviaciones entre sus valores hipotéticos o teóricos con sus valores obtenidos de forma experimental. Las Propiedades Coligativas de las Soluciones son: 1.- Descenso de la presión de Vapor. 2.- Elevación del punto de ebullición 3.- Disminución del punto de congelación o Fusión 4.- Presión Osmótica

Descenso de la Presión de Vapor. Al adicionar a un determinado solvente volátil una cierta cantidad de un soluto no volátil y no electrolítico, la presión de vapor de la solución resultante disminuye con respecto a la presión de vapor del solvente puro. Esta disminución se debe estrictamente al efecto de dilución en el que moléculas del soluto reemplazan a las moléculas del solvente y, por tanto, hay menos moléculas del solvente disponibles para vaporizarse en la superficie de la solución. La presión de vapor de la solución resultante es igual a la siguiente ecuación: P V (soluc.) = P V (componente ste) + P V (componente sto) Pero como el soluto es no volátil, su presión de vapor será despreciable. De donde la ecuación anterior se transforma de la siguiente manera: P V (soluc.) = P V (componente ste) De la Ley de Raoult se tiene que la presión del componente solvente ( P i ) es : P i = P i º. Xi Quedando finalmente la presión de vapor de la solución de la siguiente forma: P V(soluc) = Pº V(ste). X (ste) X (ste) = n 1 / n 1 + n 2 n 1 = número de moles del solvente n 2 = número de moles del soluto n1 = g (ste) / M (ste) n 2 = g (sto) / M (sto) Las presiones de vapores de los solventes puros están tabuladas para cada solvente a diferentes temperaturas, tal como se muestra en la siguiente tabla de manera específica para el agua.

Elevación del Punto de Ebullición Por definición la temperatura o punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido se hace igual a la presión del medio externo. Entonces si la presión de la solución en estado líquido disminuye por efecto de la cantidad de soluto no volátil disuelto con respecto a la presión de vapor del solvente puro, para que la misma se iguale a la presión del medio externo su temperatura de ebullición debe aumentar. La ecuación para calcular el punto de ebullición de la solución es la siguiente: T. ebull ( soluc) = Tº ebull ( ste) + ΔE Los puntos o temperaturas de ebullición de los solventes puros son valores constantes. Para el agua el valor es igual a 100 ºC ΔE = elevación del punto de ebullición. La elevación del punto de ebullición es igual a: ΔE = m. K E

De donde: m = g (sto) / M (sto) x Kg (ste) m = molalidad. g (sto) = gramo de soluto M (sto) = masa molecular del sto. Kg (ste) = kilogramo del solvente. K E = constante de ebulloscopia del solvente puro. La constante de ebulloscopia del solvente puro significa que al disolver un mol de un soluto no volátil en un kilogramo de solvente su temperatura asciende en un valor constante, que para el agua es igual a 0,52 ºC Kg/ mol. Disminución del Punto de Congelación o Fusión Al añadir un soluto no volátil a un solvente volátil, la presión de vapor de la solución resultante disminuye y, ya no se corresponde a la presión de vapor del equilibrio sólido-líquido. Para alcanzar una nueva presión de vapor para que se encuentren nuevamente en equilibrio las dos fases es necesario disminuir la temperatura de congelación o fusión. Semejantemente al punto de ebullición, cada solvente posee una constante molal del descenso del punto de congelación o constante de crioscopía (Kc), que significa que al disolver un mol de soluto no volátil en un kilogramo de solvente el punto de congelación o fusión del solvente desciende en ese valor. De donde se tiene que: T cong (soluc) = Tº cong. (Ste) - ΔC ΔC= m x Kc ΔC = disminución del punto de congelación o fusión. Kc = constante de crioscopía del solvente puro. Para el H 2 O = 1,86 ºC / kg x mol m= molalidad.

Presión Osmótica Para comprender este tipo de presión de las soluciones, primeramente se debe definir y describir la ósmosis. La ósmosis es un proceso que permite el paso de moléculas de solvente a través de una membrana semipermeable que separa dos soluciones, con el mismo solvente pero con concentraciones químicas diferentes, desde la solución menos concentrada hasta la más concentrada. La ósmosis se rompe cuando ambas soluciones alcanzan la misma concentración, debido que la moléculas del solvente continuaran pasando a través de la membrana pero la harán en ambas direcciones y, las concentraciones de las soluciones se mantendrán invariable. La siguiente figura ilustra este fenómeno. La ósmosis también se presenta cuando se tiene una solución separada del solvente puro por medio de la membrana semipermeable. En este caso las moléculas del solvente pasan hacia la solución, hasta que la presión de la solución iguale a la presión del solvente. Es decir que el paso del solvente hacia la solución origina una presión que hará aumentar el volumen de la solución hasta que la presión que ejerce la solución sobre las paredes del recipiente que la contiene se iguales a la presión causada por el solvente sobre la membrana semipermeable. Tal como se muestra en al siguiente figura:.

Las características de la membrana dependen de la naturaleza del solvente y del soluto. Entre las membranas semipermeable se tienen de origen animal, celulosas, partículas de precipitados orgánicos y membranas sintéticas en base al ferrocianuro cúprico. La presión osmótica: se define como la presión que se debe aplicar para impedir que el flujo de líquido pase a través de la membrana de la región de menor concentración o del solvente hacia la región de la solución concentrada. La expresión matemática que se utiliza para determinar la presión osmótica de una solución se conoce la ecuación de Van' t Hoff, solo valida para soluciones ideales. Dicha ecuación describe las relaciones entre la presión, volumen y temperatura del mismo modo que PV=nRT describe las propiedades de los gases ideales: πv = nrt. Π= presión osmótica. V= Volumen n= nº de moles T= temperatura R= 0,082 atm x L / K x mol Importancia de la Presión Osmótica en Ciencias de la Salud. La ósmosis tiene una gran importancia en los seres vivos. Las células de los organismos están rodeadas por fluidos acuosos, como la sangre, la linfa, o la savia, que contienen concentraciones de diferentes solutos. Las membranas celulares son permeables al agua, al oxígeno, al nitrógeno, al dióxido de carbono, y a otras moléculas orgánicas de pequeño tamaño, como glucosa o aminoácidos, mientras que son impermeables a las moléculas poliméricas, como proteínas y polisacáridos. En cambio, los iones inorgánicos y los disacáridos, como la sacarosa, pasan muy lentamente a través de las membranas celulares. Las células también tienen la capacidad de transportar especies químicas a través de su membrana desde una región de baja concentración de la especie a una región de concentración más elevada, en sentido contrario al del flujo espontáneo. Los mecanismos que originan este tipo de transporte, denominado transporte activo, son complejos y todavía no se conocen totalmente. Un ejemplo típico de transporte activo es el de cationes potasio, K +, hacia el interior de las células desde los líquidos circundantes, que tienen menor concentración de cationes potasio.