Soluciones/Disoluciones
Usualmente cuando hablamos de soluciones, pensamos en una sal disuelta en agua, pero también puede haber compuestos orgánicos como la glucosa.
Algunos moléculas se disocian en dos o tres partículas, razón por la cual a veces en lugar de molaridad se habla de Formalidad. Aunque esta es una medida de concentración cada vez menos usada.
He aquí las concentraciones más usadas y la fórmula despejada para calcular cuantos gramos de una sustancia debe pesar.
A. Concentración porcentual w/v (peso/volumen):
g: peso en gramos.
p: porcentaje de la solución que se desea preparar.
V: volumen de la solución que se desea preparar en mililitros.
B. Concentración molar:
u: volumen a medir en mililitros.
p: porcentaje de la solución que se desea preparar.
V: volumen de la solución que se desea preparar en mililitros.
La Formalidad es una medida de la concentración de una sustancia, aún si esta libera o se disocia en partículas o iones, pero permite ser más claro en la concentración. Por ejemplo, si tuviéramos una concentración 2 mM de FeCl2, el cual se disocia completamente, la concentración Formal de cloruro ferroso sería de 2 mM, pero la concentración molar de ion ferroso es de 2 mM y de cloruros de 4 mM (porque se liberan dos cloruros por cada molécula de cloruro ferroso). Nota que dado que se disocia completamente, el soluto no es cloruro ferroso, sino iones cloruro e iones ferroso, por eso no se debería hablar de molaridad de cloruro ferroso, pero el concepto de Formalidad sería el correcto. No obstante, en los últimos años, ya se ha tomado que cuando una molécula se disocia completamente cuando se habla de la concentración molar de la molécula se ha ce referencia a la concentración Formal.
¿Parece lo mismo no? bueno, eso ha hecho que haya caído en desuso la concentración Formal. No obstante, en Bioquímica la seguimos usando cuando hablamos de electrolitos débiles. Por la siguiente razón.
Por ejemplo, supongamos que pongo ácido acético y calculemos a que quede a una concentración 0.01 F para 0.1 L. Pensarías que lo calculamos a 0.01 M (o 10 mM), utilizando su peso molecular que es de 60.05 g/mol, es decir, utilizamos la fórmula para molaridad: g=M.V.w=(0.01 M)(0.1 L)(60.05 g/mol)=0.06005 g. Eso es lo que tendríamos que "pesar" de ácido acético. Sin embargo, aún si lo pusieras, recordemos que el ácido acético es un ácido débil y por tanto se disocia. A esa concentración, el ácido se disocia un 4.4%, así que aún cuando tú prepares 0.01 F de ácido acético, en realidad, tendrás 0.00044 M (=4.4% de 0.01; o 0.44 mM) de acetato y tendrás 0.00956 M de ácido acético, de tal manera que la solución no es 0.01 M de ácido acético, pero sí 0.01 F de ácido acético.
Los electrolitos disueltos se encuentran disociados total o parcialmente, de tal manera que no vas a tener la concentración molar si calculas como si no se disociara. Esa es una diferencia importante en cuanto a la concentración formal y la molar. Así que cuando tú disuelves un electrolito, la concentración formal es lo que calculaste, pero la concentración molar real dependerá de qué tanto se disoció.
Esto es interesante, sobre todo en el caso de ácidos y bases débiles, porque a veces como principiantes cometemes el error de pensar que si lo ponemos en agua se va a disociar completamente y que otorgará todos los hidrógenos si es ácido o los hidroxilo si es base. ¡PERO ESO ES ERRÓNEO! y no solo eso, si crees que se va a disociar siempre igual, estarías es un error, el porcentaje de disociación dependerá del pH, pero si es el único electrolito que estás poniendo, el porcentaje de disociación va a depender de la concentración que pongas, y de hecho, el pH que resulte dependerá de que tanto se disocia y por tanto, de qué concentración formal pongas.
Usando el ejemplo del ácido acético 0.01 F. Imagina que lo calculaste para 0.1 L y agregaste 0.060005 g y aforaste con agua. ¿Cuál sería el pH? Nota que no hay ningún amortiguador y que el ácido que estás colocando es el que hará que afecte el pH. Bueno, el problema se vuelve complicado, una buena aproximación sería calcular cuánto se disocia y calcular la concentración molar real de iones H, en este caso sabemos que el ácido acético se disocia y la concentración molar de acetato sería igual a la concentración de iones H que es de 0.00044 M. Recuerda que el pH es el -log (H), así que el pH es = -log(0.00044)=3.359.
Solo que cuidado, a concentraciones muy bajas, el agua también puede jugar un papel importante, recuerda que el agua también se disocia. En agua pura, la concentración de iones H es de 0.1 μM (10^-7 M), así que eso puede modificar un poco el cálculo. Bueno, para ahorrarte un poco el quebradero de cabeza, he preparado una tabla basado en los cálculos de Gaston Charlot. Está aquí abajo.
Ca y Cb se refiere a la concentración formal de ácido o de base. Con esta tabla, puedes calcular que una concentración 0.01 F de ácido acético, tendrá un pH de 3.35. En el caso de amortiguadores Ca y Cb son las concentraciones formales (se asume que agregaste el ácido y la base por separado), pero si tú ajustaste el pH, entonces Ca y Cb se convierten en las concentraciones molares.
¿Confundido? Bueno, es importante que entiendas que la concentración formal se refiere a lo que tú "agregas" cuando preparas la solución. La concentración molar se refiere a lo que hay en realidad, ahora si tú ajustas el pH, estás agregando más iones H+ o HO- con lo que la concentración molar de las especies va cambiando. De ahí que la concentración formal y la molar y sus diferencias son importantes para Bioquímica, sobre todo para Bioquímica experimental.
Bueno, espero que esto te haya servido para profundizar en los temas de cálculo de concentraciones
El tema de acidez lo pondremos más adelante.
, donde q es el número de partículas intercambiables por el reactivo, por ejemplo, q=1 para ácido clorhídrico, ácido nítrico e hidróxido de sodio, q=2 para ácido sulfúrico y cloruro de calcio, q=3 para tricloruro de aluminio y ácido fosfórico. Las concentraciones porcentuales o purezas, así como la densidad de algunos reactivos usuales en el laboratorio se listan en la tabla 2.
No hay comentarios:
Publicar un comentario